3ª Lista de Exercícios

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3a. Lista de Exercícios de Química Geral IC-348 – Ligações químicas e teorias de ligação 
 
Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
email: dacruz.agb@gmail.com 
1 
1. Como o modelo da ligação iônica explica as seguintes propriedades dos compostos iônicos? 
a. Rigidez b. Isolamento elétrico c. Condutividade elétrica quando fundido 
2. Utilize a lei de Coulomb: 
E = 8,988x109 J.mC2
Q+Q−
r
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
 
Para calcular a energia de interação para os seguintes arranjos de cargas pontuais, cada uma tendo magnitude 
de carga igual à carga do elétron (1,6x10-19 C). 
 
3. Distinga entre os termos eletronegatividade e afinidade eletrônica, ligação covalente e ligação iônica, ligação 
covalente polar e ligação covalente apolar. 
4. Ordene os seguintes compostos de acordo com as energias de rede esperadas para cada um deles: 
LiCl, KCl, KBr, MgCl2. 
5. Use os seguintes dados para calcular o ΔHof para o cloreto de potássio a partir da reação: 
K(s) + ½ Cl2(g) → KCl(s) 
Energia de rede 
Energia de ionização 
Afinidade eletrônica do Cl 
Energia de dissociação Cl2 
Entalpia de sublimação do K 
-690 kj/mol 
419 kj/mol 
-349 kj/mol 
239 kj/mol 
64 kj/mol 
 
6. Use os seguintes dados para calcular o ΔHof para o fluoreto de magnésio a partir da reação: 
Mg(s) + F2(g) → MgF2(s) 
Energia de rede 
1a. energia de ionização do Mg 
2a. energia de ionização do Mg 
Afinidade eletrônica do F 
Energia de dissociação F2 
Entalpia de sublimação do Mg 
-2913 kj/mol 
735 kj/mol 
1445 kJ/mol 
-349 kj/mol 
239 kj/mol 
64 kj/mol 
 
7. Sabendo que: 
Entalpia de formação do LiI 
Energia de rede 
Energia de ionização 
Afinidade eletrônica do I 
Energia de dissociação I2 
Entalpia de sublimação do I2 
-272 kJ/mol 
-753 kj/mol 
520 kj/mol 
-295 kj/mol 
151 kj/mol 
62 kj/mol 
Calcule a entalpia de sublimação do Li(s). 
8. Considerando os seguintes dados: 
 ΔE (kJ/mol) 
Mg(g) → Mg+(g) + e- 
Mg+(g) → Mg2+(g) + e- 
O(g) + e- → O-(g) 
O-(g) + e- → O2-(g) 
735 
1445 
-141 
878 
Explique por o óxido de magnésio existe na forma Mg2+ O2- e não Mg+ O-? 
 
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9. a. Calcule o ΔHf (kj/mol)para a formação do CsF usando os dados: Eae F = -328 kj/mol; Ei1 Cs = 375,7 
kj/mol; Ei2 Cs = 2422 kj/mol; ΔHsublimação Cs = 76.1 kj/mol; ΔHdissociação F2 = 158 kj/mol; U CsF = 740 kj/mol. 
b. O valor estimado para a energia de reticulo para o CsF2 é de 2347 kj/mol calcule o ΔHf para a formação do 
CsF2 a partir dos elementos. 
c. Com base nas respostas dos dois problemas, qual o composto que é mais provável de se formar CsF ou 
CsF2? 
 
10. Dada as seguintes informações, calcule a energia de rede para o CrCl2I(s) 
Entalpia de formação do CrCl2I 
1a. energia de ionização do Cr 
2a. energia de ionização do Cr 
3a. energia de ionização do Cr 
Afinidade eletrônica do Cl 
Afinidade eletrônica do I 
Energia de dissociação Cl2 
Energia de dissociação I2 
Entalpia de sublimação do Cr 
Entalpia de sublimação do I2 
-420 kj/mol 
652 kj/mol 
1588 kJ/mol 
2882 kJ/mol 
-349 kj/mol 
-295 kJ/mol 
243 kj/mol 
151 kj/mol 
397 kJ/mol 
62 kJ/mol 
 
11. As energias de rede para FeCl3, FeCl2 e Fe2O3 estão dadas em ordem aleatória, -2631 kJ/mol, -5339 kJ/mol e 
-14774 kJ/mol. Associe cada sal a sua respectiva energia de rede. 
12. O momento de dipolo do LiH é 1,964x10-29 C.m, e o espaçamento entre os átomos é de 159,6 pm. Qual é a 
porcentagem de caráter iônico aproximada do LiH? 
13. O momento de dipolo do HBr é de 2,60x10-30 C.m e o espaçamento entre os átomos é de 141 pm. Qual é a 
percentagem de caráter iônico no HBr? 
14. Como o modelo do mar de elétrons responde pelas seguintes propriedades dos metais: 
a. condutividade elétrica e térmica b. maleabilidade e ductibilidade; 
15. O metal Cs é muito macio enquanto o W é muito duro. Explique esta diferença usando o modelo do mar de 
elétrons. 
16. Classifique como Falso (F) ou Verdadeiro (V) as afirmações abaixo sobre ligação metálica? 
[ ] Os elétrons ligantes nos metais estão livres para moverem-se de uma região para outra. 
[ ] O modelo do mar de elétrons explica a tendência observada para os pontos de fusão dos metais de 
transição. 
[ ] A condução térmica nos metais é função da capacidade de transferência de energia potencial. 
[ ] A não direcionalidade das ligações metálicas é o fator determinante na maleabilidade e ductibilidade 
dos metais. 
17. O hidrogênio tem eletronegatividade entre a do B e a do C e idêntica à do P. Sabendo disso, ordene as 
seguintes ligações em ordem decrescente de polaridade: 
P – H, O – H, N – H, F – H, C – H. 
18. Ordene as seguintes ligações em ordem crescente de caráter iônico: 
N – O, C – O, C – F, Br – Br, K – F. 
19. Considere os íons Sc3+, Cl-, K+, Ca2+ e S2-. Coincida estes íons com as figuras abaixo: 
 
20. Para cada um dos seguintes grupos, coloque as espécies em ordem decrescente de tamanho: 
a. Cu, Cu+, Cu2+ 
b. Ni2+, Pd2+, Pt2+ 
c. O, O-, O2- 
d. La3+, Eu3+, Gd3+, Tb3+ 
e. Te2-, I-, Cs+, Ba2+, La3+ 
21. Os seguintes íons são melhor descritos com estruturas de ressonância. Desenhe as estruturas de ressonância, 
e use os valores de cargas formais para prever qual a melhor estrutura de Lewis para cada íons: 
a. NCO- b. CNO- 
 
 
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22. Determine o ΔH para a isomerização do iocianato de metila para acetonitrila: 
 
23. Utilize os valores de energia de ligação para prever o ΔH para a combustão do etanol: 
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) 
24. Os ônibus espaciais usam a oxidação da metil hidrazina pelo tetróxido de dinitrogênio para propulsão: 
5N2O4 + 4N2H3CH3(l) → 12H2O(l) + 9N2(g) + 4CO2(g) 
Use os valores de energia de ligação para estimar o ΔH para esta reação. 
 
25. Escreva Estrutura de Lewis para cada uma das espécies: 
a. HCN 
b. NH4+ 
c. CHCl3 
d. PH3 
e. H2CO 
f. SeF2 
g. CO2 
h. O2 
i. HBr 
j. POCl3 
k. SO42- 
l. XeO4 
m. PO43- 
n. ClO4- 
o. NF3 
p. SO32- 
q. PO33- 
r. ClO3- 
s. ClO2- 
t. SCl2 
u. PCl2 
26. Desenhe as estruturas de Lewis mostrando as estruturas de ressonância, quando aplicável. 
a. NO2-, NO3-, N2O4 
27. OCN-, SCN-, HN3 
 
 
28. Para as espécies abaixo, desenhe estruturas de Lewis que obedeçam a regra do octeto e calcule a carga formal 
para o átomo central: 
a. POCl3 
b. SO42- 
c. ClO4- 
d. PO43- 
e. SO2Cl2 
f. XeO4 
g. ClO3- 
h. NO43- 
29. Para o exercício anterior, desenhe estruturas de Lewis que envolvam carga formal mínima. 
30. A oxidação do íon cianeto produz o íon cianeto (OCN-) estável. O íon fulminato (CNO-), por outro lado, é 
muito instável. Escreva a estrutura de Lewis e atribua as carga formais para o íon cianeto e fulminato. Por 
que o íon fulminato é tão instável? 
31. Desenha a geometria molecular prevendo os ângulos de ligação para cada uma das seguintes moléculas: 
a. SeO3 
b. SeO2 
c. PCl3 
d. SCl2 
e. SiF4 
f. PF5 
g. SF4 
h. ClF3 
i. Br3- 
j. SF6 
k. ClF5 
l. XeF4 
m. XeCl2 
n. ICl3 
o. TeCl4 
p. SeCl6 
q. ICl5 
32. Quais moléculas do exercício anterior apresentam momento de dipolo? 
33. Qual(is) das seguintes afirmativas é(são) correta(s)? Corrija as falsas. 
a. As moléculas SeS3, SeS2, PCl5, TeCl4, ICl3 e XeCl2 exibem pelo menos um ângulo de ligação de 
aproximadamente 120o. 
b. O ângulo da ligação no SO2 deve ser semelhante ao ângulo no CS2 ou SCl2. 
c. Dos compostos CF4, KrF4 e SeF4 apenas o SeF4 tem momento de dipolo; 
d. A geometria molecular é aquela adotada pelos grupos de elétrons ao redor do átomocentral de modo a 
maximizar as repulsões dos pares de elétrons. 
 
 
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34. Considere a seguinte estrutura de Lewis incompleta para a histidina: 
 
a. complete a estrutura de Lewis para a histidina de modo que todos os átomo tenham carga formal zero; 
b. determine os ângulos aproximados no carbono 1 e do nitrogênio 2; 
35. Qual das seguintes afirmativas é mais correta: “A molécula do metano é uma molécula tetraédrica pois é 
hibridizado sp3” ou “A molécula do metano é hibridizado sp3 pois é uma molécula tetraédrica”? Qual a 
diferença entre as duas afirmativas? 
36. Qual a hibridização necessária para um átomo que tem um arranjo eletrônico: 
a. Tetraédrico 
b. Trigonal plano 
c. Linear 
d. Quantos orbitais p não hibridizados existem em cada caso? 
37. Uma das primeiras drogas a ser aprovada no tratamento da AIDS foi o azidotimidina (AZT). Complete a 
estrutura de Lewis do AZT. 
a. Quantos átomos de carbono tem hibridação sp3? 
b. Quantos átomos de carbono tem hibridação sp2? 
c. Qual átomo tem hibridização sp? 
d. Quantos ligações σ existem na molécula? 
e. Quantas ligações π existem na mlécula? 
f. Qual o ângulo da ligação N – N – N no grupo azida(-N3)? 
g. Qual o ângulo da ligação H – O – C no grupo lateral ligado ao anel 
de 5 membros? 
h. Qual a hibridização do átomo de oxigênio no grupamento –
CH2OH? 
38. Dada as estruturas da piperina e capsaicina, dois componentes ativos de 
algumas pimentas 
 
a. Complete as estrutura de Lewis mostrando os pares isolados. 
b. Quantos átomos de carbono, em cada molécula, tem hibridização sp, sp2 e sp3? 
c. Qual orbital hibrido foi usado no átomo de nitrogênio em cada molécula? 
d. Estime valores aproximados para os ângulos de ligação marcados de a a l. 
39. Mostre como os orbitais 2s se combinam para formar orbitais moleculares σ ligantes e σ antiligantes. Mostre 
como os orbitais 2p se combinam para formar orbitais moleculares σ e π ligantes e σ e π antiligantes. 
Compare e contraste os dois orbitais ligantes e antiligantes. 
40. Como a teoria do orbital molecular explica as seguintes observações? 
a. H2 é estável enquanto o He2 é instável? 
b. B2 e O2 são paramagnéticos, enquanto C2 e N2 e F2 são diamagnéticos. 
c. N2 tem a maior energia de ligação. 
d. NO+ é mais estável do que NO-. 
 
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41. Utilize o modelo do orbital molecular para descrever a ligação no CO, CO+ e CO2+, preveja a ordem da 
ligação e os comprimentos relativos da ligação para estas três espécies. Quantos elétrons desemparelhados 
existem em cada uma? A ordem de ligação observada para a molécula CO é a mesma obtida através da 
estrutura de Lewis? Indique o HOMO e o LUMO da molécula de CO. 
42. Use o diagrama de orbitais moleculares para descrever a formação das ligações nas seguintes espécies: O2+, 
O2 e O2-. Qual das seguintes espécies deve ser estável? Qual a ordem de ligação em cada uma delas? Qual 
deve ter elétrons desemparelhados? 
43. Qual a ordem de ligação para CN-, CN e CN+ e quais destas espécies deve ser mais estável? O que pode-se 
dizer do comportamento magnético? 
44. Explique utilizando os argumentos da teoria dos orbitais moleculares a observação de que o comprimento de 
ligação na molécula de N2+ é 2 pm maior do que na molécula de N2, enquanto o comprimento de ligação na 
molécula de NO+ é 9 pm menor que na molécula de NO. 
45. A molécula diatômica OH existe na fase gasosa e tem papel importante nas reações de combustão atuando 
como agente oxidante. Considerando que a molécula de OH é análoga à de HF e que os orbitais moleculares 
resultam da sobreposição do orbital 1s do hidrogênio com o orbital 2pz do oxigênio, use o diagrama de 
orbitais moleculares para explicar a formação da ligação O – H. Determine a ordem da ligação. Qual OM 
tem maior caráter 1s? Qual orbital molecular tem maior caráter 2p? Haveria possibilidade de um orbital 2px 
interagir com o orbital 1s para formar a ligação? Preveja se a ordem da ligação na espécie OH+ é igual, maior 
ou menor do que no OH. 
46. Em altas temperaturas, o vapor de enxofre encontra-se predominantemente na forma de moléculas S2(g) 
Considerando que os orbitais moleculares para moléculas diatômicas do terceiro Período são análogos aos 
das moléculas do segundo período, construa um diagrama de OM para os orbitais de valência do S2(g). 
a. A molécula de S2(g) é provavelmente diamagnética ou paramagnética? 
b. Qual a ordem de ligação no S2(g)? 
c. Quando são adicionados dois elétrons ao S2(g), forma-se o íon dissulfeto S22-. O que se pode dizer sobre 
a ordem de ligação do íon sulfeto comparada ao S2(g)? Explique sua observação. 
 
 
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Dados de energia das ligações: