Exercícios Ligação Química- Química Geral B UFMG

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Departamento de Química – ICEx – UFMG 
Química Geral 
Lista de Exercícios nº 01 
 
Formulário: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Valores de algumas constantes: 
 
 
 
 
 
Tabela 1 - Constantes de Madelung para 
algumas estruturas comuns. 
Estrutura Constante de Madelung 
cloreto de césio (CsCℓ) 1,76267 
cloreto de sódio (NaCℓ) 1,74756 
blenda (ZnS) 1,63806 
wurtzita (ZnS) 1,64132 
fluorita (CaF2) 2,51939 
rutilo (TiO2) 2,408 
coríndon (Aℓ2O3) 4,1719 
 
Tabela 2 - Valores de n, o expoente de Born. 
Configuração do íon n 
He 5 
Ne 7 
Ar, Cu
+
 9 
Kr, Ag
+ 
10 
Xe, Au
+ 
12 
 
Tabela 3 - Energias de afinidade eletrônica, a 0 K. 
Z elemento ∆U (kJ∙mol-1) 
1 H -72,774 
2 He 0 
3 Li -59,8 
4 Be 0 
5 B -27 
6 C -122,3 
7 N 7 
8 
O → O- 
O
-
 → O2- 
-141,1 
798 
9 F -328 
 
Tabela 4 - Entalpia de formação. 
espécie estado Hºf (kJ∙mol
-1
) 
C
ál
ci
o
 
Ca s 0 
Ca g 178,2 
Ca
2+ 
g 1925,9 
Ca
2+
 aq -542,8 
CaH2 s -186,2 
F
lú
o
r 
F2 g 0 
F g 78,99 
F
- 
g -270,7 
F2O g -21,7 
1) A figura deste exercício 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. 
Seta menor, ionização do sódio: 
Na(g) → Na+(g) + e- 
Seta maior, energia de rede: 
Na
+
(g) + Cℓ-(g) → NaCl(s) 
 
b) calcule a entalpia padrão de formação para o NaCl, utilizando os dados termoquímicos que forem necessários. 
Para o cálculo do 
 , basta somar todos os valores de envolvidos, lembrando-se de usar sinal negativo para os 
valores de energia liberada. Entalpia padrão de formação do Cℓ(g) e do Na(g), energia de ionização do Na(g) (seta 
pequena), energia liberada pelo cloro ao receber um elétron (energia de afinidade eletrônica) e energia de rede: 
 
 
 
 
 
 
 
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. 
As interações iônicas devem ser mais fortes no NaCℓ, pois o raio iônico do Na+ é menor do que o raio iônico do K+. 
Isso ocorre porque a força que atrai os íons é inversamente proporcional à distância entre eles, como se pode ver na 
fórmula de energia de rede: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2) 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. 
NO2
+
: 
 
 
NO2
-
: 
 
↔ 
 
 
 
b) quais são as ordens da ligação N-O em cada um deles? 
Analisando as estruturas propostas no subitem anterior, e . 
 
c) o comprimento da ligação N-O em um desses íons é 110 pm e no outro 124 pm. Qual comprimento de ligação cor-
responde a qual íon? Justifique sua resposta. 
Sabe-se que quanto maior é a ordem de ligação, menor será a distância entre os átomos. Como NO2
+
 possui , 
seu comprimento de ligação deve ser de 110 pm e o NO2
-
, , comprimento de ligação igual a 124 pm. 
 
3) Sabendo que os elétrons em uma molécula devem estar distribuídos de forma que as cargas nos átomos fiquem o 
mais próximo possível de zero, faça o que se pede: 
 
a) esboce a melhor estrutura de Lewis para o íon sulfito, SO3
2-
, com base nas cargas formais. Deixe os cálculos indi-
cados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
b) Usando o modelo da repulsão de pares de elétrons no nível de valência (RPENV) faça o esboço das geo-
metrias dos pares de elétrons e molecular para o íon sulfito. 
Geometria piramidal. 
 
 
c) Identifique a hibridização do átomo de enxofre no íon SO3
2-
. 
Hibridização sp
3
, característica do arranjo tetraédrico. 
 
 
d) Em solução aquosa o íon sulfito interage com os íons H
+
. O H
+
 se liga ao átomo de S ou ao átomo de O no SO3
2-
? 
Justifique. 
Os íons H
+
 devem se ligar aos átomos de oxigênio, devido a carga formal negativa desse átomo, enquanto o enxofre 
apresenta carga formal nula. 
 
4) Complete a tabela abaixo. Para preencher a coluna “Exemplo” use as seguintes espécies: BrF5, CℓO3
-
, NO3
-, ICℓ2
-
, 
BeH2. 
Orbitais atômicos Hibridização 
Arranjo 
geométrico 
Ângulo de 
ligação (
o
) 
Exemplo 
s + p sp Linear 180 BeH2 
s + p + p sp
2 Trigonal plano 120 NO3
-
 
s + p + p + p sp
3
 Tetraédrico 109,5 CℓO3
-
 
s + p + p + p + d sp
3
d 
Bipirâmide tri-
gonal 
120 e 90 ICℓ2
-
 
s + p + p + p + d + d sp
3
d
2 
Octaédrico 90 BrF5 
 
5) O formaldeído é um composto muito utilizado na indústria química. Sobre essa substância, responda: 
 
a) Qual é a hibridação do átomo de carbono no formaldeído, CH2O? Quais orbitais formam as ligações σ nessa molé-
cula? E as ligações π? Justifique. 
O formaldeído apresenta arranjo trigonal plano, portanto possui hibridização sp
2. As ligações σ são formadas pelos 
orbitais sp
2
 e a ligação π é formada pelo orbital p não hibridizado. 
 
 
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 dipolar. Explique a causa disso. 
A ligação Si-F é polar, no entanto a geometria tetraédrica da molécula SiF4 faz com que o momento dipolar seja nulo, 
o que não acontece na molécula PF3 que apresenta geometria piramidal e momento dipolar diferente de zero. 
 
c) O etano (C2H6), o etileno (C2H4) e o acetileno (C2H2) apresentam ligações carbono-carbono. Coloque os três com-
postos em ordem decrescente de energia de ligação carbono-carbono. Justifique sua resposta. 
C2H2 > C2H4 > C2H6. Isso ocorre porque as três moléculas apresentam ligações C-C de diferentes ordens de ligação 
( , e ). Como a energia de ligação cresce quando a multiplicidade da liga-
ção aumenta, a ligação de maior energia está no acetileno e a de menor energia no etano. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referências e bibliografia recomendada: 
 
ATKINS, P., JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. – 3ed. – Porto Alegre : 
Bookman, 2006. 
 
BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: a ciência central. – 9ed. – São Paulo : Pearson 
Prentice Hall, 2005. 
 
KOTZ, J.C., TREICHEL, P.M., WEAVER, G.C. Química geral e reações químicas. – 6ed. – São Paulo : Cengage Learning, 
2009. Vol. 1.