Lista de Exercícios respostas

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Lista de Exercícios I
Por que houve a necessidade de abandonar o modelo atômico de Dalton e adotar o modelo de Thomson? 
Para Dalton cada elemento químico seria constituído por um tipo de átomos iguais entre si. Quando combinados, os átomos dos vários elementos formariam compostos novos. Assim, na sequência dos seus trabalhos, concluiu que:
- Os compostos são associações de átomos de elementos químicos diferentes.
- As reações químicas podem ser explicadas com base no rearranjo dos átomos, de acordo com a lei de Lavoisier.
Thomson descobriu partículas negativas muito mais pequenas que os átomos, os elétrons, provando assim que os átomos não eram indivisíveis. Formulando a teoria de que os átomos seriam uma esfera com carga elétrica positiva onde estariam dispersos os elétrons suficientes para que a carga total do átomo fosse nula.
 De forma resumida a necessidade de abandonar o modelo atômico de Dalton e adotar o modelo de Thomson deve-se ao fato de que o átomo de Dalton é uma esfera maciça e sem cargas elétricas. O átomo de Thompson também é maciço, mas com as cargas positivas coladas na sua superfície. O modelo atômico de Thomson, provou que o átomo era dividido em partículas ainda menores, invalidando o modelo de Dalton. 
Descreva o átomo segundo o modelo de Rutherford.
Um átomo é composto por um pequeno núcleo carregado positivamente já que partículas alfa desviavam algumas vezes, e rodeado por uma grande eletrosfera, que é uma região envolta do núcleo que contém elétrons. No núcleo está concentrada a carga positiva e a maior parte da massa do átomo. Demonstrou que a maior parte do átomo era espaço vazio. 
Quais são os postulados em que se baseiam a teoria atômica de Bohr, relativa a estrutura do átomo de hidrogênio? 
Niels Bohr foi um físico dinamarquês responsável  por aperfeiçoar a teoria atômica proposta por Rutherford  (sistema planetário), que se tornou falha para explicar, dentre outras coisas, o porquê de o elétron não perder energia durante os movimentos de rotação em torno do núcleo e colidir com ele, mas permanecer em órbita constante sem tornar o átomo instável.
Baseando-se nos fundamentos de Max Planck, Bohr reformulou a teoria atômica mediante conclusões resumidas a cinco postulados:
1º postulado – A energia emitida (ou absorvida) por um sistema atômico não é contínua, como mostrado pela eletrodinâmica, mas se processa através de transições do sistema de um estado estacionário para algum outro diferente.
Portanto, um átomo só emite radiação (seja ela de qualquer comprimento de onda, na região do visível ou não) caso seja excitado de algum modo, saindo, assim, de um estado estacionário (permanente e constante).
2º postulado – Radiação de frequência bem definida é emitida por um sistema atômico quando há transição de elétron entre camadas. Sendo a energia total liberada pela transição desse elétron definida por E = hf, onde f = frequência da radiação (em hertz) e h = constante de Planck (em J.s).
A partir desse postulado, pode-se afirmar que essa energia liberada nada mais é que a diferença entre as energias das camadas onde a transição ocorre. Assim, quando um elétron realiza um salto quântico entre as camadas K e L de um átomo X, a diferença energética é dada por: EL-EK = hf.
3º postulado – O equilíbrio dinâmico dos sistemas nos estados estacionários (baseados em interações eletrostáticas e eletromagnéticas) obedece às leis da mecânica clássica.
Assim, para transições em diversos estados estacionários (mudança de camadas) essas leis clássicas não se aplicam. Mesmo que ocorram no limite de grandes órbitas e altas energias (camadas mais externas).
4º postulado – As possíveis órbitas descritas por elétrons em torno do núcleo atômico são múltiplos inteiros de h/2π. Inclusive nas órbitas provenientes de uma transição.
Esse postulado pode ser compreendido da seguinte forma: imaginando os elétrons com movimento ondulatório, para que o átomo esteja estável energeticamente, essas ondas não podem sofrer interferência tal que se aniquilem mutuamente ou causem qualquer tipo de instabilidade no átomo. Assim, todas devem estar em harmonia, essa, definida pelo múltiplo inteiro da constante de Planck corrigida para um movimento circular.
5º postulado – O estado no qual a energia emitida é máxima deve ser, também, um múltiplo inteiro da constante de Planck corrigida para um movimento circular em relação ao momento angular do elétron.
Assim, de acordo com o 4º postulado, como as órbitas são sempre múltiplos inteiros de h/2π, as energias máximas emitidas quando o átomo é excitado (mais precisamente, quando um elétron realiza salto quântico) também são proporcionais a h/2π. p, com p = momento angular do elétron.
Uma das técnicas mais antigas utilizadas para identificar metais consiste em levar à chama pequenas quantidades do metal ou algum sal deste e verificar a mudança na coloração da chama. Isto é possível uma vez que cada elemento metálico emite, nestas condições, uma coloração característica. Como você explicaria este fenômeno?
De forma simplificada, observa-se que quando um elétron recebe energia ele salta para uma orbita mais externa. E a quantidade pacote de energia absorvida e bem definida (quantum) que é equivalente á diferença energética entre as camadas. E quando um elétron esta no estado excitado ele volta para a sua orbita estacionaria ele libera energia na forma de ondas eletromagnéticas (luz) de frequência característica do elemento desse átomo. Bohr então propõe que o átomo só pode perder energia em certas quantidades discretas e definidas, e isso sugere que os átomos possuem níveis com energia definida. 
O teste da chama é um procedimento usado na química para identificar a presença de alguns íons metálicos, baseado no espectro de emissão característico de cada elemento. O teste é baseado no fato de que quando certa quantidade de energia (no caso da chama, energia em forma de calor) é fornecida a determinado elemento químico os elétrons da ultima camada dos seus átomos saltam para um nível de energia mais elevado e quando estão no estado excitado eles retornam para o estado fundamental liberando energia na forma de luz com um comprimento de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada elemento. Apenas alguns elementos liberam radiação com comprimento de onda na faixa da luz visível, e o olho humano é capaz de identificar as cores emitidas por esses elementos. Dessa forma é possível identificar alguns elementos através das cores emitidas por eles quando aquecidos numa chama.
No que a teoria atômica de Bohr difere da teoria de Schrodinger?
A teoria atômica de Bohr consistia que ao girar em torno de um núcleo central, os elétrons deveriam girar em órbitas específicas com níveis energizados. Realizando estudos nos elementos químicos com mais de dois elétrons, concluiu que se tratava de uma organização bem definida em orbitais. Descobriu ainda que as propriedades químicas dos elementos eram determinadas pelo orbital mais externo. 
De acordo com o modelo atômico de Schrödinger, o elétron é uma partícula-onda que se movimenta no espaço, mas estará com maior probabilidade no interior de uma esfera concêntrica ao núcleo (orbital). Devido à sua velocidade, o elétron permanece dentro do orbital, assemelhando-se a uma nuvem eletrônica.
Como a teoria eletromagnética da luz (ou das radiações) descreve uma “radiação eletromagnética”? Qual a velocidade de uma radiação eletromagnética no vácuo? 
Segundo a Teoria Eletromagnética Clássica, a radiação eletromagnética é considerada como uma onda, consistindo de um campo elétrico e um campo magnético no espaço livre que são perpendiculares entre si e a sua direção de propagação.
A energia eletromagnética não precisa de um meio material para se propagar, sendo definida como uma energia que se move na forma de ondas eletromagnéticas à velocidade da luz (300.000 km/s). 
Coloque as radiações eletromagnéticas abaixo em ordem crescente de energia, de comprimentode onda e de frequência também.
Ondas de rádio; raios gama; infravermelho; luz visível amarela; luz visível azul;
	Energia por fóton
 (10^(–19) J)
	Comprimento de onda (nm, 2 fs)*
	Frequência (10^14 Hz)
	Raios gama >= 10^3
	<= 3
	>= 10^3
	Luz visível azul 4,2
	470
	6,4
	Luz visível amarela 3,4
	580
	5,2
	Infravermelho 2,0
	1.000
	3,0
	Ondas de rádio <= 10 ^(-3)
	
≥3 × 10^6
	
<= 10 ^(-3)
Energia: ondas de rádio, infravermelho, luz visível amarela, luz visível azul, raio gama.
Comprimento de onda: raio gama, luz visível azul, luz visível amarela, infravermelho, ondas de rádio. 
Frequência: ondas de rádio, infravermelho, luz visível amarela, luz visível azul, raio gama.
O que é dualidade partícula-onda? Como se observa o caráter dualístico da luz e do elétron? Por que não observamos este caráter em objetos macroscópicos, como uma bola de futebol?
A dualidade onda-partícula, também denominada dualidade onda-corpúsculo ou dualidade matéria-energia, constitui uma propriedade básica dos entes físicos em dimensões atômicas - e por tal descrito pela mecânica quântica - que consiste na capacidade dos entes físicos subatômicos de se comportarem ou terem propriedades tanto de partículas como de ondas. O elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia, sendo portanto, uma partícula-onda.
O caráter ondulatório da luz ficou plenamente estabelecido quando o físico escocês John Clerk Maxwell, formulou a teoria ondulatória eletromagnética, considerando a luz uma onda eletromagnética. 	
No entanto, o efeito fotoelétrico explicado por Einstein considera a luz como um fluxo de “partículas” ou “corpúsculos”, denominados fótons.  
Ao colidir com a superfície de um metal as "partículas de luz" (fótons)podem "arrancar" elétrons desta superfície. Esse fenômeno é chamado de efeito fotoelétrico, resultando da colisão entre duas “partículas”, o fóton e o elétron.
A luz apresenta, portanto, dupla natureza: ondulatória e corpuscular, comportando-se como onda eletromagnética ou como fluxo de partículas, conforme o fenômeno estudado.
É esse o caráter dual de luz.
Como a luz pode se comportar como onda ou como “partícula”, o físico francês Louis De Broglie (1892 – 1987) apresentou, em 1924, a seguinte hipótese: partículas também possuem propriedades ondulatórias.
O comprimento de onda associado à partícula, denominado comprimento de onda de De Broglie, é dado por:  
A quantidade de movimento m.v evidencia o caráter corpuscular, enquanto o comprimento de onda λ evidencia o caráter ondulatório.
Em 1927 cientistas dos laboratórios Bell, nos Estados Unidos, constataram um fenômeno até então considerado exclusivamente ondulatório: a difração de elétrons. Conclui-se, então, que partículas também apresentam propriedades ondulatórias, o que confirma hipótese formulada por Louis De Broglie.
O comprimento de onda associado à bola de futebol é extremamente pequeno quando comparado com suas dimensões. Por isso, não podemos observar efeitos ondulatórios como, por exemplo, a difração. Lembre-se que a difração só será nítida se as dimensões da abertura ou do obstáculo forem da ordem de grandeza do comprimento de onda da onda incidente. O comprimento de onda associado ao elétron é da ordem do comprimento de onda dos raios X, realçando que sempre existem, associadas às partículas ao nível atômico, as propriedades das ondas.
Descreva, de forma objetiva, como o efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de partícula da luz.
Quantização. Onde a energia só pode ser liberada (ou absorvida), por átomos em certos “pacotes” de tamanho mínimo, cada um dos quais chamado quantum. 
 Quais são os nomes dos quatro números quânticos necessários para definir a energia dos elétrons nos átomos? A que esses números quânticos se referem e que valores numéricos são possíveis para cada um deles? Mostre como a tabela periódica está relacionada com esses números quânticos.
Existem quatro números quânticos:
número quântico principal;
número quântico de momento angular ou azimutal (secundário) ;
número quântico magnético;
número quântico de spin;
Número quântico principal (n): se refere ao nível de energia em que os elétrons estão localizados, sendo que pode variar de 1 a 7, depende da camada em que se encontra. Essas camadas estão localizadas na eletrosfera atômica. 
Número quântico azimutal (l): É referente aos subníveis (presentes nas camadas K, L, M, N, O, P e Q).  Os valores de l começam de 0 e aumentam até n-1. Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f. 
Número quântico magnético (ml): Indica a orientação do orbital no espaço. Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. 
Número Quântico de spin (s ou ms): Um orbital comporta no máximo dois elétrons. Eles não se repelem porque giram em sentidos opostos, criando campos magnéticos que se atraem. Assim, a força de atração, que é a magnética; e a de repulsão, que é a elétrica, ficam contrabalanceadas. Desse modo, representamos em cada quadradinho apenas dois elétrons no máximo, que são representados por setas e têm os valores de +1/2 e -1/2.
Estes quatro números quânticos, além de se complementarem, nos permitem fazer uma descrição completa dos elétrons nos átomos, pois eles dizem o nível principal de energia do elétron, o subnível de energia, a orientação espacial da nuvem eletrônica e a orientação do próprio elétron na nuvem. Demonstrando que os números quânticos traz informações importante para a organização e disposição dos elementos químicos na tabela periódica como se fossem o endereço ou a localização na tabela periódica.
O que é um orbital? Quantos orbitais há na camada com n = 5?
Como vimos anteriormente, segundo a teoria de Heisenberg não podemos observar a posição e a velocidade de um elétron em uma órbita, porém se eles ficassem em volta do núcleo (em órbita), seria possível conhecer sua velocidade e sua posição, o que seria ao contrário do principio de Heisenberg. Portanto podemos afirmar que nenhum elétron gira em torno de determinada órbita em volta do núcleo, logo podemos apenas antever se o elétron estará na posição certa, no instante certo. A partir dai encontramos duas definições para orbital vejamos: 
1- Orbital é considerada a região do espaço, onde cada elétron passa a maior parte do tempo. 
2- Orbital é considerada a região do espaço que tem maior probabilidade de se encontrar um elétron.
Na cama em que n=5 temos dois orbitais presente o orbital s e o orbital p.
1s2, 2s2, 2p1.
 Escreva o nome e o símbolo dos átomos que têm, no estado fundamental, as seguintes configurações eletrônicas no nível mais externo:
2s2 símbolo: Be , nome: Berílio
3s2 3p5 símbolo: Cl , nome: Cloro
3s2 3p6 4s2 símbolo: Ca, nome: Cálcio
3s2 3p6 4s2 3d6 símbolo: Fe , nome: Ferro
5s2 4d2 símbolo: Zr , nome: Zircônio
5s2 4d6 símbolo: Ru , nome: Ruténio ; duvida 
13) Complete as equações abaixo.
 a) 
b) 
 c) 
Num sítio arqueológico africano foram encontrados resíduos de carvão de uma foqueira. No laboratório, foi determinada nesta amostra a presença de 14C com um teor de 1,6x10-11%. Determine, aproximadamente, a idade deste sítio arqueológico. 
Dados: , abundância relativa: 1.3x10-10%.
 O que significa Lei periódica e qual foi a observação que levou mendeleev a propo-la?
A lei periódica é a base da tabela periódica dos elementos. De acordo com esta lei, as propriedades físicas e químicas dos elementos tendem a repetir-se sistematicamente consoante aumenta o número atómico. A tabela é portanto um esquema que apresenta os elementos químicos segundo a ordem crescente do número atómico. 
Mendeleiev ordenou os elementos de acordo com a sua massa atómica, colocando numa mesma coluna aqueles que tinham algo em comum. 
Na sua lei periódica, partindo do princípio de que volumes iguaisde gases diferentes em condições idênticas de pressão e temperatura possuem o mesmo número de moléculas, ele definiu que todos os elementos são arranjados em ordem crescente de massa atômica. Assim, ele sistematizou nessa proposta algo que tempo depois veio a ser percebido por outros cientistas: existe uma relação entre as propriedades de certas substâncias e a massa atômica dos átomos que constituem estas.
Ele então classificou os sessenta e quatro elementos químicos que eram conhecidos na época e os dispôs em ordem crescente de massa atômica e ao notar que as propriedades de certos elementos se repetiam periodicamente, aproveitou-se disso e usou o fato como critério para reuni-los em famílias. Desse modo, formulou a lei periódica de classificação dos elementos químicos. No entanto, ao montar sua tabela, notou que havia algumas lacunas e previu que estas deveriam ser preenchidas por átomos ainda desconhecidos.
Juntamente com a previsão que teve, descreveu possíveis propriedades para tais elementos que pudessem vir a ocupar as lacunas. Tempos depois, foram descobertos três elementos: Gálio em 1875, Escândio em 1879 e Germânio em 1886, confirmando sua hipótese. Assim, com a montagem da tabela periódica outras propriedades foram descobertas, como por exemplo, uma das leis da natureza que fala que as propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas de sua massa atômica, essa rege a chamada lei periódica.
As descobertas feitas por Mendeleev foram de tamanha importância que a lei por ele proposta é chamada de lei grandiosa. A tabela periódica que ele definiu é usada até hoje e ela se difere das demais porque as semelhanças apresentadas nessa se relacionam verticalmente, horizontalmente e diagonalmente.
16) Quais as duas principais diferenças entre a tabela atual e a de Mendeleev?
Com a descoberta dos isótopos dos elementos, verificou-se que a massa atómica não era o critério que marcava a periodicidade dos elementos, tal como Mendeleev, Meyer e outros tinham referido. Mostrou-se, então, que as propriedades dos elementos variavam periodicamente com o número atómico. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados como as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais.
17 ) Utilizando apenas a tabela periódica, descreva a configuração eletrônica dos átomos da família dos halogênios.
Fluor (F): [He] 2s2 2p5 
Cloro (Cl): [Ne] 3s2 3p5
Bromo (Br):  [Ar] 4s2 3d10 4p5
Iodo (I): [Kr] 4d10 5s2 5p5
Ástato (At):Xe 4f14 5d10 6s2 6p5
Ununséptio (Uus): [Rn] 5f14 6d10 7s2 7p5 (provavelmente semelhante ao halogênio astato) Perguntar se é um alogenio realmente.
18) Porque o raio atômico diminui ao longo dos períodos da tabela?
Ao longo do período há dois fatores a ter em conta:
- Aumento do número de prótons, logo da carga nuclear (positiva);
- Aumento do número de elétrons na última camada (cargas negativas).
O efeito de atração das cargas nucleares sobre os elétrons é maior que o efeito de repulsão entre os elétrons, pelo que se observa uma diminuição do tamanho do átomo, ao longo do período.
19) O que significa blindagem interna?
Este efeito está relacionado com a carga do núcleo do átomo (positiva) e com os elétrons (carga negativa). A carga do núcleo do átomo por ser positiva "puxa" (atrai) os elétrons para perto de si, tendo em vista que existem várias camadas de elétrons rodeando o núcleo do átomo, os elétrons na camada mais distante do núcleo do átomo sentem menos a intensidade desse(a) "puxão" (atração) do núcleo, Pois os elétrons mais próximos do núcleo blindam a carga do núcleo (como se fosse um escudo) e assim os elétrons nas camadas mais distantes do núcleo não sentem a mesma atração núcleo-elétron do que os elétrons mais próximos do núcleo.
Uma vez que os elétrons são colocados entre o núcleo e a camada de valência, eles protegem parcialmente os elétrons da camada de valência da força de atração exercida pelo núcleo. Esse efeito, chamado de efeito de blindagem, reduz a carga nuclear efetiva, mantendo os elétrons de valência do átomo.
20) Por que ocorrem as ligações químicas? 
Ligação química é uma interação entre os átomos, onde todos os envolvidos visam a estabilidade. Na natureza, dificilmente os átomos ficam sozinhos. Eles tendem a se unir uns aos outros para formarem novas substâncias. Alguns átomos são estáveis, ou seja, pouco reativos. Já outros não podem ficar isolados. Precisam se ligar a outros elementos. Assim como os seres humanos, os átomos também procuram estabelecer ligações com outros átomos para adquirir mais segurança ou estabilidade, formando por meio dessas ligações as moléculas ou os cristais. 
21) Explique porque os metais possuem uma baixa energia de ionização e os halogênios (F, Cl, Br, I) possuem uma alta afinidade eletrônica.
Os metais, principalmente os alcalinos e alcalinos terrosos possuem grandes raios atômicos, pois possuem poucos prótons em seu núcleo. Quanto mais prótons, maior a capacidade de atrair os elétrons, então, se o átomo tem poucos prótons, os elétrons não são atraídos tão fortemente e ficam mais distantes, fazendo com que a distância entre o último elétron e o núcleo seja maior. 
A energia de ionização de um metal é baixa, pois os seus últimos elétrons estão distantes do núcleo e não sofrem tanta atração, se torna fácil que outro átomo, bastante eletronegativo possa "arrancar" este elétron, não sendo necessária muita energia para que isto aconteça.
Alguns elementos químicos possuem grande tendência a capturar elétrons, liberando energia nesse processo. A energia liberada por um átomo quando a este se adiciona um elétron pode ser chamada de afinidade eletrônica ou eletroafinidade. A eletroafinidade mede a atração, ou afinidade, de um átomo pelo elétron adicionado.
Quanto maior a atração entre o átomo e o elétron adicionado, mais negativa será a eletroafinidade. 
Os halogênios são os elementos que possuem a afinidade eletrônica mais negativa, já que a adição de um elétron a estes elementos forma íons negativos estáveis com configuração eletrônica de gás nobre.
22) O que é ligação iônica? Como ela se forma? Por que os compostos iônicos são neutros mesmo contendo partículas carregadas? porque são bastante estáveis? 
A ligação iônica é formada pela atração eletrostática entre íons de cargas opostas, positivos (cátions) e negativos (ânions). Nesta ligação a transferência de elétrons é definitiva. 
A ligação iônica ocorre quando um elemento metálico reage com um ametálico. Os metais doam seus elétrons de última camada, esses serão recebidos pelos ametais. Para formar a ligação iônica é necessário que um dos átomos possua uma tendência de ceder elétrons, enquanto outro tenha a tendência de receber elétrons.
As ligações iônicas formam compostos iônicos que são constituídos de cátions e ânions. Tais compostos iônicos formam-se de acordo com a capacidade de cada átomo de ganhar ou perder elétrons. 
Nos átomos neutros, o número de prótons no núcleo é igual ao número de elétrons na eletrosfera.
 Os compostos iônicos são bastante estáveis e a razão para essa estabilidade é a atração entre os íons de cargas opostas. Essa atração mantém os íons unidos, liberando energia e fazendo com que eles formem um arranjo ou rede estável. 
23) Defina ligação covalente, covalente coordenada (dativa) e covalente polar.
Ligação covalente é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, sendo um elétron de cada átomo participante da ligação.
Ligação dativa ou coordenada é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, no qual os dois elétrons são fornecidos apenas por um dos átomos participantes da ligação. Forma-se quando um dos átomos já tem o seu octeto completo e o outro ainda não.
Ligação covalente polar é aquela que constitui um dipolo elétrico. Forma-se quando as eletronegatividades dos elementos ligados são diferentes.
24) Como estão conectados os átomosem uma ligação metálica?
Na ligação entre átomos de um elemento metálico ocorre liberação parcial dos elétrons mais externos, com a consequente formação de cátions, que formam as células unitárias. Esses cátions têm suas cargas estabilizadas pelos elétrons que foram liberados e que ficam envolvendo a estrutura como uma nuvem eletrônica. São dotados de um certo movimento e, por isso, chamados de elétrons livres. Essa movimentação dos elétrons livres explica por que os metais são bons condutores elétricos e térmicos.
25) Como a densidade eletrônica em volta de um átomo de hidrogênio muda quando ele forma uma ligação covalente com outro átomo de hidrogênio?
Quando a ligação covalente ocorre entre dois átomos iguais, dizemos que ela é apolar, pois esses átomos terão a mesma eletronegatividade e as pequenas diferenças de carga, que ocorrem porque os elétrons se movimentam mais em uma zona espacial do que na outra, anulam-se, fazendo com que a ligação entre os átomos seja simétrica.
Na ligação covalente comum, o compartilhamento de elétrons é efetuado através da sociedade de elétrons fornecidos por ambos os átomos.
Um exemplo bastante simples de ligação covalente comum é a molécula de hidrogênio (H2) cujos átomos apresentam apenas um elétron, ou seja, 1s1. Os dois átomos aproximam-se até uma certa distância internuclear e atingem um nível de energia mínimo, ou seja, uma situação de estabilidade máxima, caracterizada por um equilíbrio máximo entre as forças de atração e de repulsão elétricas existentes entre os dois núcleos e os elétrons das duas eletrosferas. Os dois orbitais se superpõem e forma-se o orbital molecular, constituído de um par eletrônico e denominado de ligação simples.
Ligação covalente apolar
átomos de H isolados:
26) Prediga o tipo de ligação formada entre cada um dos seguintes pares de elementos:
Sódio e enxofre: ligação Iônica
Nitrogênio e bromo: Ligação covalente
Cálcio e oxigênio: Ligação Iônica
Fósforo e iodo: Ligação Covalente
Carbono e oxigênio: Ligação covalente
27) Utilizando as estruturas de Lewis, escrever a fórmula do composto formado a partir dos seguintes elementos, indicando em cada caso o tipo de ligação envolvida:
Cálcio e Flúor: CaF2; Ligação Iônica
Potássio e oxigênio: K2O; Ligação Iônica
Alumínio e cloro: AlCl3; Ligação Iônica
Nitrogênio e hidrogênio: NH3; Ligação Covalente
Nitrogênio e nitrogênio: N2; Ligação Covalente
Hidrogênio e enxofre: H2S; Ligação Covalente
28) O que significa hibridização de orbitais e quando ela é feita?
Hibridização ou Hibridação de orbitais é uma interpenetração (mistura) que dá origem a novos orbitais, (de maneira favorável à formação de uma geometria adequada para a ligação) em igual número, denominados orbitais híbridos. A hibridização é determinada pelo arranjo.
Condição para hibridização: o átomo deve apresentar, na camada de valência, orbital completo, em um subnível e um orbital vazio em outro subnível de energia próxima. Haverá uma promoção eletrônica de um elétron do orbital completo para o orbital vazio aumentando, assim, o número de orbitais semipreenchidos disponíveis para efetuar as ligações químicas.
Pode-se definir então a hibridização como a capacidade dos átomos em rearranjar os seus orbitais da camada de valência (s, p, d ou f) com energias semelhantes. Este rearranjo ocorre para alcançar estados de menor energia no momento de formar ligações químicas.
29) Para a molécula do ácido cianídrico (HCN), descreva a formação das quatro ligações existentes, indicando os orbitais envolvidos e o tipo de interpenetração ocorrida.
A ligação feita entre o hidrogênio e o carbono é uma ligação covalente simples.
A ligação feita entre o carbono e o nitrogênio é uma ligação covalente tripla.
Ligações Covalentes através de Orbitais Híbridos : Hibridização sp
Ligação covalente polar pois o sentido do dipolo elétrico está indo para o nitrogênio.
 ligações covalentes simples são originadas pelo encontro frontal de orbitais s e/ou p: constituindo o tipo sigma (σ). Ao passo que as ligações duplas e triplas possuem uma do tipo sigma e outra(s) do tipo Pi (π). As do tipo Pi são decorrentes da interação de orbitais s e/ou p. 
Ligação Simples = uma ligação sigma
Ligação Dupla = uma ligação sigma e uma ligação pi
Ligação Tripla = duas ligações pi e uma sigma
30) Como você explicaria o fato da molécula de água apresentar um ângulo de ligação H-O-H de 104,5º?
A teoria da repulsão dos pares eletrônicos de valência (TRPEV) aponta que os pares eletrônicos (elétrons de valência, ligantes ou não) do átomo central se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem e, portanto, tendem a manter a maior distância possível entre si. Mas, como as forças de repulsão eletrônica não são suficientes para que a ligação entre os átomos seja desfeita, essa distância é verificada no ângulo formado entre eles.
A forma angular da molécula de água é assim, porque, visto que o oxigênio possui dois pares eletrônicos que não participam das ligações com os hidrogênios, eles repelem os outros dois pares eletrônicos que participam das ligações químicas. Isso faz com que ocorra uma retração no ângulo da molécula.
31) Descreva sucintamente a teoria dos orbitais moleculares.
A Teoria do Orbital Molecular (TOM) é uma alternativa para se ter uma visão da ligação covalente. De acordo com este enfoque, todos os elétrons de valência têm uma influência na estabilidade da molécula (elétrons das camadas inferiores também podem contribuir para a ligação, mas para muitas moléculas simples, o efeito é demasiado pequeno). A TOM considera que os orbitais atômicos da camada de valência dos dois átomos ligantes deixam de existir quando a molécula se forma, sendo substituídos por um novo conjunto de níveis energéticos que correspondem a novas distribuições da nuvem eletrônica. Estes dois novos níveis são chamados orbitais moleculares. Dois orbitais atômicos se combinam para formar dois orbitais moleculares. As funções de onda dos orbitais atômicos são combinadas matematicamente para produzir as funções de onda dos orbitais moleculares resultantes.
A teoria dos orbitais moleculares usa uma combinação linear de orbitais atômicos para representar orbitais moleculares envolvendo toda a molécula. Estes são frequentemente divididos em orbitais ligantes, anti-ligantes e não-ligantes. Um orbital molecular é meramente um orbital de Schrödinger que inclui alguns, geralmente dois, núcleos. Se este orbital é do tipo no qual elétrons têm maior probabilidade de ficar entre os núcleos que em outros lugares, então ele é do tipo ligante, este tipo de orbital tende à manter os núcleos interligados. Se os elétrons tendem a ficar em um orbital no qual a probabilidade deles gastarem mais tempo em posições fora da região internuclear, o orbital funcionará como anti-ligante e enfraquecerá a ligação. Elétrons em orbitais não-ligantes tendem a ficar em orbitais profundos - próximos do núcleo - quase que totalmente associados à um dos núcleos, ou então têm mesma probabilidade de estar ou não entre os núcleos. Tais elétrons não afetam significativamente a força da ligação.
Orbitais moleculares são divididos de acordo com os tipos de combinação de orbitais atômicos para formar a ligação. Estes orbitais são resultado das interações núcleo-elétron que são causadas pela força eletromagnética. Elementos químicos formarão ligação se seus orbitais moleculares apresentarem menor energia quando juntos. Ligações químicas diferentes são distinguidas pela configuração eletrônica (formato da nuvem eletrônica) e por níveis de energia.
A teoria dos orbitais moleculares provê uma perspectiva global e deslocalizada de uma ligação química. Na TOM, qualquer elétron em uma molécula pode ser encontrado em qualquer posição na molécula, já que condições quânticas permitem a passagem de elétrons sobre a influência de um número arbitrariamente grande de núcleos, desde que, tal posição, seja permitida por certas regras da quântica. Apesar de, na TOM, alguns orbitais moleculares manterem elétronsque tendem a estar localizados entre um par específico de núcleos, outros podem permitir uma distribuição mais uniforme dos elétrons na molécula. Portanto, de maneira geral, a ligação é muito mais deslocalizada na TOM que na implícita da Teoria da ligação de valência. Isso faz da TOM mais útil para a descrição de sistemas extensos.
32) Uma gota de oxigênio líquido pode ficar suspensa no ar sob efeito de um campo magnético adequado. Explique o fato de gotas de nitrogênio líquido não terem o mesmo comportamento.
No caso o oxigênio líquido é paramagnético. O paramagnetismo consiste na tendência que os dipolos magnéticos atômicos têm de se alinharem paralelamente com um campo magnético externo. Os materiais paramagnéticos possuem elétrons desemparelhados que se alinham na presença de um campo magnético surgindo assim então um imã de baixa intensidade. 
 O nitrogênio líquido é diamagnético. O fenômeno consiste na repulsão que os materiais diamagnéticos sofrem quando são expostos a campos magnéticos (se movem na direção que o campo é mais intenso para a direção que é menos intenso), pois apresentam um momento dipolar magnético com resultante no sentido oposto ao campo.
33) Por que em alguns compostos químicos covalentes é verificado um alinhamento de suas moléculas quando sob efeito de um campo elétrico e em outros não?
Determine a polaridade das seguintes moléculas:
CF4 : Apolar
NH3 : polar
CH2=CH2 : APOLAR
HF: polar
 
Como são formados dipolos induzidos?
 É uma força de atração que aparece nas substâncias formadas por moléculas apolares, no estado sólido ou líquido. A nuvem eletrônica nas moléculas apolares é uniforme, não aparecendo cargas. Essa nuvem pode sofrer deformação por ação externa, como aumento de pressão e diminuição de temperatura, provocando, então, uma distribuição desigual de cargas, o que faz com que surja um dipolo. O dipolo instantâneo induz a polarização da molécula vizinha, resultando uma atração fraca entre elas.
Descreva sucintamente as forças existentes na água pura e em uma solução aquosa de NaCl.
Íon-dipolo, entre o íon e molécula polar Ex: NaCl em H2O
Indique e desenhe qual a geometria de cada molécula abaixo e também o seu arranjo. Diga qual é a hibridização do átomo central e se a molécula é polar ou apolar, mostrando o momento de dipolo resultante. 
FALTA O ARRANJO
CCl4 
hibridização do átomo central: sp3
Molécula apolar
geometria tetraedrica
arranjo
NH3
hibridização do átomo central: sp3
molécula polar
Geometria piramidal trigonal
H2O
hibridização do átomo central: sp3
molécula polar
Geometria angular
BeCl2
hibridização do átomo central: sp
molécula polar
geometria linear
CHCl3
hibridização do átomo central: sp3 
molécula polar
geometria tetraédrica 
PCl5
hibridização do átomo central: dsp3 
molécula apolar
geometria bipiramidal trigonal
SF6
hibridização do átomo central: d2sp3
molécula apolar
geometria octaédrica
 Dois óxidos de enxofre são conhecidos e estão presentes na atmosfera terrestre. O SO2 também chamado de dióxido de enxofre e o SO3 conhecido por trióxido de enxofre. Represente a estrutura de Lewis de cada óxido e preveja, pelo Modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (RPECV), as geometrias e os ângulos de ligação OSO. Desenhe a fórmula estrutural dos dois óxidos levando em consideração a geometria prevista
39) O fosgênio (COCl2) é um gás incolor, bastante tóxico e de odor penetrante que foi utilizado na Primeira Guerra Mundial como gás asfixiante sendo produzido a partir da reação abaixo:
CO(g) + Cl2(g) → COCl2(g)
Desenhe a estrutura de Lewis e a fórmula de estrutural para o fosgênio
Estrutura de lewis:
 
formula estrutural:
40) Escreva as estruturas de Lewis para as moléculas abaixo, indicando os elétrons de valência não compartilhados.
Cl2 (cloro)
CHCl3 (clorofórmio) 
 
CH3OH (metanol) 
 
CH3CH2NH2 (etilamina) 
 
 
H2S (ácido sulfídrico) 
 
CH3NO2 (nitrometano)
 
HCN (ácido cianídrico)
NH4+ (íon amônio)
 
PO43- (íon fosfato)
 
CO (monóxido de carbono)
CO2 (dióxido de carbono)
41) Utilizando o “Modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência” (RPECV), proponha a geometria de cada molécula ou íon abaixo, especificando os ângulos das ligações e as cargas formais de cada átomo:
CO32- (íon carbonato)
Geometria Trigonal plana ou triangular.
 
CCl4 (tetraclorometano)
Geometria tetraédrica.
Angulo: 109,5°
 
CH3+ (carbocátionmetila) 
Geometria: trigonal plana ou triangular
Ângulo: 120°
 
CH3- (carbânionmetila) 
GEOMETRIA: piramidal
 
NH4+ (íon amônio)
Geometria tetraédrica.
Ângulo: 109,5° 
 
 
 kkkk k
H3O+ (íon hidrônio)
Geometria piramidal. 
ÂNGULO 107° 
 kkk
NO3- (íon nitrato)
Geometria trigonal plana ou triangular. 
Ângulo: 120°
 
 
SO42- (íon sulfato)
Geometria tetraédrica
Ângulo: 109,5°
 
42) Considerando a Teoria da Ligação de Valência, para cada ligação desenhe os orbitais atômicos que foram empregados na sua formação (puros s ou p, ou hídridos sp, sp2 ou sp3) e especifique se a ligação resultante é do tipo sigma () ou pi (). Indique o valor aproximado dos ângulos de ligação. Como sugestão, ao desenhar os orbitais superpostos para a formação das ligações, empregue cores diferentes para diferenciar as ligações sigma e pi.
a) CH3Cl (clorometano) 
 b) CH2O (formaldeído) 
 
 c) HCN (ácido cianídrico)
43) Considerando a Teoria da Ligação de Valência, desenhe as estruturas em linhas para as moléculas abaixo, especificando em cada ligação (C-C, C=C, CC, C-O, C=O, C-Cl, C-N, C=N, CN, C-H, N-H e O-H) quais orbitais atômicos foram empregados na sua formação (puros s ou p, ou hídridos sp, sp2 ou sp3) e se a ligação resultante é do tipo sigma () ou pi (). Indique o valor aproximado dos ângulos de ligação. 
Propano (CH3CH2CH3) 
Propeno (CH2=CHCH3)
Propino (CHCCH3)
Diclorometano (CH2Cl2)
Metilamina (CH3NH2)
N-metiletanimina (CH3CH=NCH3)
Acetonitrila (CH3CN)
i) Propanol (CH3CH2CH2OH)
j) Éter etílico e metílico (CH3OCH2CH3)
h) Propanona ou Acetona (CH3COCH3)
Universidade de Brasília – Instituto de Química
Química Geral Teórica
Prof. Vinicius M. Mello