Baixe o app para aproveitar ainda mais
Prévia do material em texto
Aluna: Jasmin Sento-Sé Neiva Curso: Licenciatura em Química Prof.: Alisson Rodrigues Disciplina: Química Inorgânica I Questionário Mostre através de desenhos quais são os tipos de sobreposição esperadas entre: a) um orbital s e um orbital p; b) entre dois orbitais p. Descreva as construtivas e as destrutivas. a) b) c) Ligações construtivas, em termos de energia, seguem na mesma fase positiva, garantindo a formação de uma nova ligação. Já as destrutivas seguem em fases diferentes (negativa), impedindo a formação de uma nova ligação. Como podemos calcular as energias envolvidas na formação de um sólido iônico? Descreva. Para os compostos iônicos, a quantidade chamada de energia do retículo cristalino, ou energia reticular, é uma medida da energia da ligação iônica. Existem duas definições para a energia reticular: Uma definição considera a energia reticular como a energia necessária para separar, a uma distância infinita, os íons, como íons em fase gasosa, de 1 mol de um composto iônico. Seria um valor positivo de energia e corresponderia a uma espécie de energia de quebra (ou dissociação) do retículo. A outra definição é a de que energia reticular, ΔEret, é a energia associada ao processo de formação de 1 mol de um composto iônico sólido a partir da combinação de seus íons em fase gasosa. Nesta definição, o valor de energia reticular é negativo. Nas duas definições, o valor numérico da energia de retículo é o mesmo, só muda o seu sinal, que depende do referencial utilizado. A energia reticular não pode ser obtida experimentalmente, pode apenas ser estimada, através do Ciclo de Born-Harber que é um ciclo termodinâmico para o cálculo da energia de retículo de substâncias iônicas (ΔEret). O cálculo é feito segundo a Lei de Hess. O ciclo de Born-Haber tenta mostrar a energia das etapas envolvidas na reação entre as substâncias em suas formas elementares. Mostre quais são as principais forças que atuam nas equações de Born-Mayer e Born-Landé. Diferencie uma da outra. A equação de Born-Landé fornece o valor da energia reticular de um composto iônico. Em 1918 Max Bron e Alfred Landé propuseram que a energia da rede cristalina poderia ser derivada a partir do potencial eletrostático da rede iônica e do termo de energia potencial repulsiva. As forças que atuam entre íons na equação de Born-Mayer e Born-Lander, são as forças eletrostática de atração e repulsão. A força repulsiva é uma condição para a formação da ligação, já a força de atração ela condiciona uma maior estabilidade menor condição de energia. Descreva uma ligação covalente e com isso defina eletronegatividade, polaridade da ligação e polaridade da molécula. A ligação covalente é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons da camada de valência, ela define a eletronegatividade que tende que o núcleo de um átomo atrai-se pelo elétron de outro átomo, sendo assim quando os dois átomos atraídos atingem o equilíbrio e os elétrons que foram compartilhados ficam na mesma região da eletrosfera, deixando o átomo estável e podemos identificar a polaridade da molécula, pois se na ligação covalente todos os elétrons do átomo central foram compartilhados a molécula é polar, entretanto quando sobram elétrons que não foram compartilhados a molécula será apolar. Descreva a VSEPR. Indique o que a TLV ajuda a descrever que a VSEPR não aponta. VSEPR é um modelo que predefine a geometria da molécula, prevê a forma de como a molécula está disposta no espaço, definindo a relação da máxima distância que os pares solitários (repulsão) devem manter na organização na eletrosfera em volta do átomo central. Já a TLV permite descrever o cálculo numérico dos ângulos e dos comprimentos de ligação. O fósforo forma dois fluoretos estáveis, o PF3 e o PF5, mas o nitrogênio que também é do grupo 15, forma apenas NF3. Explique este fenômeno. O Nitrogênio não tem orbital "d" em sua camada de valência e, portanto não apresenta tal fenômeno e só faz 3 ligações. As três dos orbitais 2p. Escreva as estruturas eletrônicas de Lewis para: a) GeCl3; b) FCO2; c) CO32-; d) AlCL4. Quando mais de uma estrutura de ressonância for importante dê exemplos para todas as contribuições. GeCl3; FCO2; CO32-; d) AlCL4 Escreva as estruturas de Lewis para: XeF4; PF5; c) BrF3; O Bromo pertence ao quarto período dos metais de transição da tabela periódica e sofre expansão de sua camada de valência d) TeCl4 Com base na VSEPR e na TLV, preveja que tipo de orbitais híbridos devem estar sendo utilizados pelo átomo central nas seguintes moléculas: a)SF4; b) BCl3; c) NH3; d) (CH3)2Be. SF4 → gangorra – sp3d BCL3 → trigonal plano – sp2 NH3 → piramidal – sp3 (CH3)2Be → tetraédrica – SP O ângulo de ligação do H2S é de 92º, enquanto que da água, H2O é de 105º. Discuta os resultados experimentais em termos dos orbitais usados em cada caso. Os átomos estão ligados por ligações covalentes do tipo σ sp, mas como o átomo de oxigênio é menor, a distância entre os átomos de hidrogênio é menor, além disso a diferença de eletronegatividade do oxigênio e do hidrogênio é maior que a diferença do enxofre e do hidrogênio, então a carga parcial positiva dos átomos de hidrogênio fica maior, fazendo com que a repulsão entre os átomos aumente então o ângulo de ligação é maior na molécula de água - repulsão maior entre os átomos de hidrogênio - os orbitais do tipo p estão entre si com um ângulo de 90º. Ao existir uma repulsão maior na água o angulo vai aumentar mais 90º → 105º. No caso do ácido sulfídrico a repulsão sendo menor o ângulo de ligação não aumenta tanto, apenas 90º → 92º. Em certas condições, a molécula metileno (CH2) pode ser detectada, entretanto o metano é muito estável. Explique o fenômeno usando a TLV e o conceito de hibridização. Com o carbono esperaríamos, inicialmente, serem formadas apenas duas ligações com o hidrogênio, visto que a camada de valência do carbono contém dois elétrons não emparelhados. A tentativa de justificar a estrutura desta molécula é pela separação de elétrons, o rearranjo proveniente a união de vários orbitais com nova orientação, formato e energia, 4 ligações σ sp3. Esta solução é encontrada na matemática quântica – equação de ondas de Schrödinger – O importante é o fato de ser possível combinar essas funções de onda, em outras palavras os novos orbitais são formados pela interferência construtiva e destrutiva das ondas eletrônicas correspondentes aos orbitais “s” e “p”. Contudo para cada orbital, que um lóbulo é muito maior que o outro, um orbital híbrido pode entrelaçar - se bem, em apenas uma direção. Portanto, como os orbitais híbridos se estendem além do núcleo, mais que os orbitais não hibridizados, eles são capazes de se entrelaçar mais efetivamente com os orbitais dos outros átomos. O gás nobre Xe reage com o oxigênio para formar os seguintes compostos: XeO3, XeO4 e XeO6-4. Preveja os tipos de orbitais híbridos empregados pelo Xe. XeO3 → trigonal – sp3 b) XeO4 → tetraédrica – sp3 c) XeO6 → octaédrica – sp3d2 Considere a espécie H2+. O que você poderia afirmar de sua estabilidade em relação a da molécula de hidrogênio? O íon H2+ deve preencher um orbital como o H2, mas com um elétron a menos no orbital σs. Isto significa que a ligação é maior que zero, indicando que na partícula H2+ seus átomos ficam presos por "meia ligação". Esboce o diagrama de orbitais moleculares das moléculas de N2 e O2 e compare a estabilidade dos seguintes compostos: O2, O2+, O2-; Entre estes compostos o O2+ é o mais estável por ter todos os orbitais ligantes preenchidos e não ter nenhum elétron no orbital PI antiligante, depois desta a mais estável é o O2 por este possuir 2 elétrons no orbital PI antiligante e por último o O2- pelo fato deste possuir 4 elétrons no orbital PI antiligante, desestabilizando ainda a molécula. N2, N2+, N2-. Entre estes compostos o N2 é o mais estável por ter todos os orbitais ligantes preenchidos, depois destaa mais estável é o N2+ e por último o N2- pelo fato deste possuir elétrons no orbital PI antiligante que desestabiliza a molécula. O comprimento de ligação CF é menor na espécie CF+ do que na espécie CF-. Explique por que. A retirada de um elétron para a formação de um íon CF+ ocorre em um orbital anti-ligante da molécula neutra resultando em um aumento da ordem de ligação da molécula de CF para o íon CF+. O maior valor da ordem de ligação justifica o menor comprimento de ligação observado para o íon CF+ e o contrário visualizado em CF-. 1 Rejane Melissa Souza Cavalcante 6
Compartilhar