Geral I - Lista de Exerc. 2016.1

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Departamento de Química Inorgânica
Química Geral I - IQG-114 - Prof. Roberto Faria
Lista de Exercícios nº1 (Ligação Química) - 2016/1
1-Dê a configuração eletrônica dos elementos de nº atômico 11 ao 36, sob a forma de diagrama orbital e
indique quais desses elementos são paramagnéticos. Explique a razão de ser das configurações eletrônicas
tidas como exceções.
2-Utilizando o diagrama das energias dos orbitais 4d e 5s para elétrons com spin á e â (veja Figura 3 de
Rich, R. L. & Suter, R. W. J. Chem. Educ. 1988, 65(8), 702), preveja a configuração eletrônica dos
elementos de número atômico 39(Y) até 48(Cd). Mostre a configuração eletrônica de cada um desses
elementos sob a forma de um diagrama orbital, ou seja, indicando cada orbital atômico como uma linha
horizontal onde se indica os elétrons como uma seta apontada para cima ou para baixo conforme o spin do
elétron é á ou â.
3-Faça um esboço do gráfico de raio atômico contra nE atômico para os elementos de número atômico 3
ao 17 e explique a razão de ser do formato dessas curvas.
4-Faça um esboço do gráfico do primeiro potencial de ionização, P.I., contra nE atômico para os elementos
de número atômico 3 ao 18 e explique: a) porque P.I. do B < P.I. do Be; b) porque o P.I. do O < P.I. do N;
c) porque o P.I. do N > P.I. do C; d) porque o P.I. do Al < P.I. do Mg; e) porque o P.I. do S < P.I. do P; f)
porque o P.I. do Si > P.I. do Al; g) porque o P.I. do Na < P.I. do Li.
5-Defina afinidade ao elétron. Para cada par a seguir, indique qual espécie deve ter maior afinidade ao
elétron explicando porque: a) S ou Cl; b) S ou S ; c) P ou As (essa é fogo!); d) O ou S.-
6-Considerando a afinidade ao elétron, A.E., de um elemento químico a energia liberada quando esse
elemento, na fase gasosa, recebe um elétron, explique porque: a) A.E. do Cl é maior do que a do S; b) A.E.
do Cl é maior do que a do F; c) A.E. do Cl é maior do que a do Br; d) A.E do N é menor do que a do C.
7. Desenhe as estruturas de Lewis para as seguintes espécies, incluindo a carga formal em cada átomo
carregado eletricamente, a geometria molecular prevista para cada espécie, os orbitais híbridos que devem
estar sendo utilizados pelo átomo central e, quando for o caso, todas as estruturas de ressonância e as cargas
2 3 3 4 2 6 3 2 4 4 2 4 3 4formais médias: H S , O , CO , PCl , NO , SF , NO , SO , ICl , XeF , NO , NH , SO , ClO2- + - - - + -
2 3 2 2, ICl , HNO , SOCl , BrO .-
8. Para a molécula indicada abaixo, indique: a) para cada átomo, qual o orbital híbrido utilizado; b) quais
ligações são ó e quais são ð.
9. Para cada um dos híbridos indicados abaixo, indique as geometrias e os ângulos produzidos em cada
caso: a) sp; b) sp ; c) sp ; d) sp d ; e) sp d; f) sp d.2 3 3 2 2 3
10. Com base na teoria da ligação de valência, usando orbitais híbridos, explique porque a energia da
ligação dupla carbono-carbono, igual a 699 kJ/mol, não é o dobro da energia da ligação simples C-C (370
kJ/mol).
11. Com base na teoria da ligação de valência, usando orbitais híbridos: a) qual o valor esperado para o
ângulo H-O-H na molécula da água? b) Como você explica que o valor experimental para esse ângulo seja
3de 104,5E? c) qual o valor esperado para o ângulo H-N-H na molécula do NH ? d) Como você explica que
o valor experimental para esse ângulo seja de 107E? e) Como você explica a diferença entre os ângulos
3experimentais H-O-H na água e H-N-H no NH ?
12. Construa os diagramas de orbitais moleculares para as espécies de cada grupo: a) NO, NO , NO ; b)+ ++
CO, CO , CO . Em cada grupo, calcule a ordem de ligação e ordene as espécies em ordem crescente do+ ++
comprimento de ligação
13. Construa os diagramas de orbitais moleculares para cada uma das espécies abaixo e indique em cada
caso qual dessas espécies não devem existir e quais devem ser paramagnéticas (independendemente se
2 2 2 2devem existir ou não): a) Li ; b) Be ; c) B ; d) C .
214. a) Construa o diagrama de orbitais moleculares para o H ; b) Qual sua ordem de ligação? c) desenhe-
1s 1s 1sas formas dos orbitais moleculares ó e ó ; d) explique porque o orbital ó é chamado de antiligante.* *
2p 2p 2p 2p15. Considerando a teoria de orbitais moleculares, faça um esboço dos orbitais ó , ó , ð e ð .* *