LISTAS_DE_EXERCÍCIOS FUNDAMENTOS DE QUIMICA

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Ministério da Educação
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
Campus Londrina
	
	LISTA 3- ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ATOMOS
Classifique cada uma das seguintes afirmativas como falsa ou verdadeira. Corrija as afirmações falsas. (a) A luz visível é uma forma de radiação eletromagnética. (b) A frequência da radiação aumenta à medida que o comprimento de onda aumenta. (c) A luz ultravioleta tem comprimento de onda maiores que a luz visível. (d) A luz visível e as ondas sonoras movem-se à mesma velocidade.
(a) Verdadeira. (b) Falsa. A frequência da radiação diminui com o aumento do comprimento de onda. (c) Falsa. A l uz ultravioleta tem comprimentos de onda menores do que a luz visível. (d) Falsa. A radiação eletromagnética e as ondas sonoras movem -se co m diferentes velocidades.
(a) O que significa dizer que a energia é quantizada? (b) Porque não notamos a quantização da energia nas atividades cotidianas? 
(a) Quantização significa que a energia só pode ser absorvida ou emitida em quantidades específicas ou em múltiplo s dessas quantidades. Essa quantidade mínima de energia é igual a uma constante vezes a frequência d a radiação ab sorvida ou emitida; E = hv. (b) Em atividades cotidianas, objetos macroscópicos como nossos corpos ganham e perdem quantidades totais de energia bem maiores do que um único quantum hv. O ganho ou a per da do relativa mente minúsculo quantum de energia não são notados.
O que é efeito fotoelétrico? Pesquise e descreva resumidamente alguma aplicação prática para o efeito fotoelétrico.
Calcule o menor incremento de energia (um quantum) que pode ser emitido ou absorvido a um comprimento de onda de 812nm. (b) Calcule a energia de um fóton de freqüência 2,72 x 1013 s-1. (c) Que comprimento de onda de radiação tem fótons de energia 7,84 x 1018 J? Em que porção do espectro eletromagnético essa radiação seria encontrada?
Obs. A luz é formada por partículas denominadas fótons. Cada fóton de luz
transporta uma quantidade de energia E = h.
	(a)2,45 x 10-19 J; (b)1,80 x10 -20J; (c)25,3 nm; ultravioleta. 
Se a diferença de energia entre dois estados eletrônicos é de 46,12 Kcal/mol, qual será a freqüência da luz emitida quando elétron cai do estado de mais elevado energia para o de mais baixa energia? (Dado: constante de Planck= 9,52 x 10-14 Kcal seg/mol; E= E = h). Consulte a região do espectro eletromagnético ocorre essa emissão. 
Escreva as configurações eletrônicas condensadas para os seguintes átomos, usando as abreviaturas de núcleo de gás nobre apropriadas: (a) Cs; (b) Ni; (c) Se; (d) As; (f) Pb. 
(a)Cs, [Xe]6s1; 
(b)Ni, [Ar]4s23d8; 
(c)Se, [Ar]4s23d104p4; 
(d)Cd, [Kr]5s24d10; 
(e)Ac, [Rn]7 s26d1; 
(f)Pb, [Xe]6s24f 145d106p2.
Faça as configurações de quadrículas para os elétrons de valência de cada um dos seguintes elementos e indique quantos elétrons desemparelhados cada um tem: (a) S, (b) Sr; (c)Fe; (d)Zr; (e)Sb; (f)U.
Identifique o elemento específico que corresponde a cada uma das seguintes configurações eletrônicas: 
1s22s22p63s2
[Ne]3s23p1
[Ar]4s13d5
[Kr]5s24d105p4
Identifique o grupo de elementos que corresponde a cada uma das seguintes configurações eletrônicas gerais: 
[gás nobre]ns2 np5
[gás nobre]ns2 (n-1)d2
[gás nobre]ns2 (n-2)f6
Explique como a existência de espectro de linhas é consistente com a teoria de Bohr sobre energias quantizadas para o átomo de hidrogênio. 
Quando aplicada a átomos, a ideia de energias quantizadas significa que apenas certos valores de E são permitidos. Estes são representados pelas linhas no espectro de emissão de átomos excitados. 
Quando as seguintes transições eletrônicas ocorrem no hidrogênio, a energia é emitida ou absorvida? (a) de n=4 para n=2; (b) de uma órbita de raio 2,12 Å para uma de raio 8,48 Å; (c) um elétron se junta ao íon H+ e fica no nível n=3. 
(a) Emitida; (b) absorvida; (c) emitida.
Utilizando a Equação: E= (-2,18 x10-18J)(1/n2), calcule a energia de um elétron no átomo de hidrogênio quando n=2 e quando=6. Calcule o comprimento de onda da radiação liberada quando um elétron se move de n=6 para n=2. Essa linha está na região visível do espectro eletromagnético? Se a resposta for sim, qual a sua cor? 
E2 = – 5,45 x 1 0-19 J; E6 = – 0,606 x 10 -19 J; E = 4,84 X 10-19 J ; = 410 nm, visível, violeta. 
De acordo com o modelo de Bohr, um elétron no estado fundamental de um átomo de hidrogênio move-se em órbita ao redor do núcleo com um raio especifico de 053 Å. Na descrição do átomo de hidrogênio pela mecânica quântica, a distância mais provável do elétron ao núcleo é 0,53 Å. Por que essas duas afirmativas são diferentes? 
(a) Para n=4, quais são os possíveis valores de l? (b) Para l=2, quais são os possíveis valores para ml? 
Dê os valores numéricos de n e l correspondentes a cada uma das seguintes designações: (a) 3p; (b) 2s; (c)4f; (d)5d. 
Quais das seguintes alternativas representam combinações impossíveis de n e l: (a) 1p; (b)4s; (c) 5f; (d) 2d? 
Faça um esboço da forma e orientação dos seguintes tipos de orbitais: (a)s; (b)pz; (c)dxy .
(a) Quais são as similaridades e diferenças entre os orbitais 1s e 2s do átomo de hidrogênio? (b) Em que sentido um orbital 2p tem caráter direcional? Compare as características ‘direcionais’ dos orbitais px e dx2-y2 (isto é, em qual direção ou região do espaço a densidade do elétron é concentrada?). c) O que você pode dizer sobre a distância média do núcleo de um elétron de um elétron em um orbital 2s quando comparada a um orbital 3s? (d) Para o átomo de hidrogênio, liste os seguintes orbitais na ordem crescente de energia (ou seja, os mais estáveis primeiro): 4f, 6s, 3d, 1s, 2p. 
Para certo valor do número quântico principal, n, como as energias dos subníveis s, p, d, e f variam para (a) hidrogênio: (b) um átomo polieletrônico?
Qual é o numero máximo de elétrons que podem ocupar cada um dos seguintes subníveis: (a)3d; (b) 4s; (c) 2p; (d) 5f?
(a) O que cada quadrícula em uma configuração de quadriculas representa? (b) Que grandeza é representada pelo sentido (para cima ou para baixo) das setas em uma configuração de quadriculas? (c) A regra de Hund é necessária para escrever a configuração eletrônica do berílio? Explique. 
Qual dos números quânticos governa (a) a forma de um orbita; (b) a energia de um orbital; (c) as propriedades de spin de um elétron; (d) a orientação espacial do orbital? 
(a) Faça a distribuição eletrônica para o molibdênio de acordo com o diagrama de Linus Pauling. (b) Qual o conjunto dos quatro números quânticos (n, l, ml e ms) para o elétron mais energético.
 GABARITO. ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ATOMOS
	Questão
	Resposta
	1
	
	2
	
	3
	
	4
	h= 6,62 x10-34 J.s, c=2,998x108 m/s
	5
	
	6
	( (a) Cs, [Xe]6s1 (b) Ni,
[Ar]4s23d8 (c) Se, [Ar]4s23d104p4 (d) Cd, [Kr]5s24d10 (e) Ac, [Rn]
7s26d1 (f) Pb, [Xe]6s24f 145d106p2
	7
	(a) 2 elétrons desemparelhados (b) 0 elétrons desemparelhados
(c) 4 elétrons desemparelhados (d) 2 elétrons desemparelhados
(e) 3 elétrons desemparelhados (f) 4 elétrons
desemparelhados
	8
	 (a) Mg (b) Al (c) Cr (d) Te
	9
	7A (halogêneos); (b) 4B, (c) 3A, (d) o bloco f de Sm e Pu
	10
	
	11
	 (a) Emitida (b) absorvida (c) emitida 
	12
	 E2 = –5,45 10–19 J; E6 = – 0,606 10–19 J; E =4,84 10–19 J; = 410 nm, visível, violeta
	13
	
	14
	(a) n=4, l = 3, 2, 1, 0 (b) l = 2, ml = –2, –1, 0, 1, 2 
	15
	 (a) 3p: n = 3, l = 1 (b) 2s: n = 2, l = 0 (c) 4f: n = 4, l = 3 (d) 5d: n = 5, l = 2
	16
	 (a) impossível, 1p (b) possível (c) possível (d) impossível, 2d
	17
	
	18
	(a) Os orbitais 1s e 2s do átomo de hidrogênio têm a mesma forma esférica total, mas o orbital 2s tem uma extensão radial maior e um nó a mais do que o orbital 1s. (b) Um único orbital 2p é direcional em que sua densidade de elétron é concentrada ao longo de um dos três eixos cartesianosdo átomo. O orbital dx y 2 2
tem densidade de elétron ao longo dos eixos x e y, enquanto o orbital px tem densidade somente ao longo do
eixo x. (c) A distância média de um elétron ao núcleo em um orbital 3s é maior do que para um elétron em um orbital 2s. (d) 1s < 2p < 3d < 4f < 6s
	19
	No átomo de hidrogênio, orbitais com o mesmo número quântico principal, n, têm a mesma energia. (b) Em um átomo com muitos elétrons (átomo polieletrônico), para um dado valor de n, a energia do orbital aumenta com o aumento do valor de l: s < p < d < f
	20
	 (a) 10 (b) 2 (c) 6 (d) 14
	21
	 (a) Cada quadrícula representaumorbital. (b)O spin do elétron é representado pelo sentido das semiflechas. (c) Não. Em Be, não há elétrons nos subníveis que têm orbitais degenerados, de forma que a regra de Hund não é usada.
	22
	6.79 (a) l (b) n e l (c) ms (d) ml 6.81 (a) 1 (b) 3 (c) 5 (d) 9
	23
	n=4, l=2, ml=ml=-2, ms=+/- ½
	
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UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
Campus Londrina
	
	LISTA 4- TABELA PERIÓDICA
1.(a) O que significa o termo carga nuclear efetiva? (b) De que forma a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons de valência de um átomo varia indo da esquerda para direita em um período da tabela periódica?
2. Qual sofrerá a maior carga nuclear efetiva, os elétrons no nível n=3 em Ar em Kr? Qual será o mais próximo do núcleo? Explique.
3 Coloque os seguintes átomos em ordem crescente de carga nuclear efetiva exercida nos
elétrons do nível n = 3: K, Mg, P, Rh e Ti. Justifique sua resposta. 
4. A distância entre átomos de Au no ouro metálico e de 2,88 A. Qual e o raio atômico de um átomo de ouro neste ambiente? (Este raio e chamado de raio metálico).
5.(a) Por que a descrição da Mecânica Quântica de átomos polieletrônicos torna difícil definir um raio atômico preciso? (b) Como se pode definir um raio atômico diante desta limitação? (c) Quando dois átomos não ligados se aproximam um do outro, o que determina a menor distância em que os centros nucleares podem se aproximar?
6.De que forma os tamanhos dos átomos variam ao movermos (a) da esquerda para direita em um período da tabela periódica, (b) de cima para baixo em um grupo da tabela periódica? (c) Coloque os seguintes átomos em ordem crescente de raio atômico: F, P, S, As. 
7. Utilizando apenas a tabela periódica, coloque cada conjunto de átomos em ordem crescente de raio: (a) Ca, Mg, Be; (b) Ga, Br, Ge; (c) Al, Tl, Si
8. (a) Por que os cátions monoatômicos são menores que seus átomos nêutrons correspondentes? (b) Por que os ânions monoatômicos são maiores que seus átomos nêutrons correspondentes? (c) Por que o tamanho dos íons aumenta ao descermos uma coluna da tabela periódica?
9. (a) O que é uma série isoeletrônica? (b) Qual e o átomo neutro isoeletrônico com cada um dos seguintes íons: (i) Cl-; (ii) Se2-; (iii) Mg2+?
10. (a) Por que os raios de íons isoeletrônicos diminuem com a carga nuclear crescente? (b) Qual sofre maior carga nuclear efetiva, um elétron 2p em F-, um elétron 2p em Ne, ou um elétron 2p em Na+?
11. Para cada um dos seguintes conjuntos de átomos e íons, ordene os membros em ordem crescente de tamanho:
12.. Escreva equações que mostrem os processos que descrevem a primeira, a segunda e a terceira energias de ionização de um átomo de telúrio. 
13. (a) Por que as energias de ionização são sempre grandezas positivas? (b) Por que F tem maior energia de ionização do que O? (c) Por que a segunda energia de ionização de um átomo e sempre maior que sua primeira energia de ionização?
14 (a) Qual é a relação geral entre o tamanho de um atomo e sua primeira energia de ionizacao? (b) Qual elemento na tabela periódica tem a maior energia de ionizacao? E qual tem a menor?
15. Com base em suas posições na tabela periódica, determine qual átomo dos seguintes pares terá a maior primeira energia de ionização: (a) O, Ne; (b) Mg, Sr; (c) K, Cr; (d) Br, Sb; (e) Ga, Ge.
16.. Escreva as configurações eletrônicas para os seguintes íons: (a) Sb+3; (b) Ga+; 
(c) P3-; (d)Cr3+; (e)Zn2+; (f) Ag+
17. Escreva equações, incluindo configurações eletrônicas abaixo das espécies envolvidas, que expliquem a diferença, entre a primeira energia de ionização do Se (g) e a afinidade eletrônica do Se(g).
18. A afinidade eletrônica do lítio tem valor negativo, ao passo que a afinidade eletrônica do berílio tem valor positivo. Use as configurações eletrônicas para esclarecer essa observação. 
19. De que modo o caráter metálico e a primeira energia de ionização estão relacionadas?
20. Para cada um dos seguintes pares, qual elemento terá maior caráter metálico? (a) Li ou Be; (b) Li ou Na; (c) Sn ou P; (d) Al ou B?
21. Verifique se cada um dos seguintes óxidos é iônico ou molecular: SO2, MgO, Li2O, P2O5, Y2O3, N2O e XeO3. Explique as razões para suas escolhas.
22. Compare os elementos sódio e magnésio com respeito as seguintes propriedades: (a) configuração eletrônica, (b) carga iônica mais comum; (c) primeira energia de ionização; (d) raio atômico. Explique as diferenças entre os dois elementos. 
23. Por que o cálcio é geralmente mais reativo que o magnésio? (b) Por que o cálcio e normalmente menos reativo que o potássio?
24. Use configurações eletrônicas para explicar por que o hidrogênio exibe propriedades similares as de Li e F. 
25. Compare os elementos flúor e cloro em relação as seguintes propriedades: (a) configuração eletrônica; (b) carga iônica comum; (c) primeira energia de ionização; (d) reatividade a agua; (e) afinidade eletrônica; (f) raio atômico. Explique as diferenças entre os dois elementos. 
26. (a) Qual você esperaria ser melhor condutor de eletricidade, telúrio ou iodo? (b) Como uma molécula de enxofre (em sua forma mais com a um a temperatura ambiente) se diferencia de uma molécula de oxigênio? C) Por que o cloro é geralmente mais reativo que o bromo?
GABARITO. TABELA PERIÓDICA
	Questão
	Resposta
	1
	Questão teórica
	2
	Os elétrons n = 3 em Kr sofrem uma carga nuclear efetiva maior e conseqüentemente têm maior probabilidade de estar perto do núcleo.
	3
	Mg < P < K < Ti < Rh
	4
	1,44 Å 
	5
	teórica
	6
	(a) Diminui (b) aumenta (c) F < S < P < As
	7
	(a) Be < Mg < Ca (b) Br < Ge < Ga (c) Si < Al < Tl 
	8
	teórica
	9
	(a) Uma série isoeletrônica é um grupo de átomos ou íons que têmo mesmo número de elétrons. (b) (i) Cl–:Ar (ii) Se2– : Kr (iii) Mg2+ : Ne
	10
	
	11
	(a) Se < Se2– < Te2–
(b) Co 3+ < Fe3+ < Fe2+
(c) Ti4+ < Sc3+ < Ca
(d) Be2+ < Na+ < Ne
	12
	Te(g) Te+(g) + e–; Te+(g) Te2+(g) + e–;
Te2+(g) Te3+(g) + e–
	13
	teórica
	14
	teórica
	15
	a) Ne (b) Mg (c) Cr (d) Br (e) Ge
	16
	(a) Sb3+, [Kr]5s24d10 (b) Ga+, [Ar]4s23d10 (c) P3–, [Ne]3s23p6 ou [Ar] (d) Cr3+, [Ar]3d3 (e) Zn2+, [Ar]3d10 (f) Ag+, [Kr]4d10
	17
	Energia de ionização:
Se(g)Se+(g) + e–; [Ar]4s23d104p4
[Ar]4s23d104p3; afinidades eletrônicas: Se(g) + e–Se–(g
[Ar] 4s23d104p4[Ar] 4s23d104p5
	18
	teórica
	19
	teórica
	20
	(a) Li (b) Na (c) Sn (d) Al.
	21
	Iônico: MgO, Li2O, Y2O3;vmolecular: SO2, P2O5, N2O, XeO3. Compostos iônicos são formados pela combinação de um metal e um não-metal; compostos moleculares são formados por dois ou mais não metais. moleculares são formados por dois ou mais não metais
	22
	teórica
	23
	teórica
	24
	teórica
	25
	teórica
	26
	teórica
	
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UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
Campus Londrina
	
	LISTA 5 – Ligações Química/Geometria molecular e teorias de ligação
1. (a) O que são elétrons de valência? 
 (b) Quantos elétrons de valência o átomo de nitrogênio possui? 
 (c) Um átomo apresenta a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2. Qual é o átomo e quantos elétrons de valência ele possui?
2. Escreva a configuração eletrônica para o fósforo. Identifique um elétron de valência nessa configuração e um elétron que não seja de valência. Do ponto de vista da reatividade química, qual é adiferença mais importante entre eles?
3. Escreva o símbolo de Lewis para os átomos de cada um dos seguintes elementos:
(a) Ca; (b) P (c) Ne; (d) B.
4. Ao reagir com o cloro, o átomo de potássio perde somente um elétron por átomo, ao passo que o cálcio perde dois. Explique esse fato em termos da energia necessária para esse processo ocorrer.
5. Determine a fórmula química do composto iônico formado entre os seguintes pares de elementos:
(a) Al e F; (b) K e S, (c) Y e O; (d) Mg e N.
6. Escreva a configuração eletrônica para cada um dos seguintes íons, e determine quais deles possuem configuração de gás nobre:
(a) Sr2+; (b) Ti2+; (c) Se2-; (d) Ni2+; (e) Br-; (f) Mn3+.
7. (a) Defina o termo energia de rede.
 (b) Quais são os principais fatores que influenciam na magnitude da energia de rede de um composto iônico?
8. Anote as energias de rede para as substâncias iônicas KF, CaO e ScN, a partir da Tabela abaixo, e explique as diferenças nos valores encontrados.
Tabela 1: Energias de rede para alguns compostos iônicos:
	Composto
	Energia de Rede (kJ.mol-1)
	Composto
	Energia de Rede (kJ.mol-1)
	LiF
	1030
	CsCl
	657
	LiCl
	834
	CsI
	600
	LiI
	730
	MgCl2
	2326
	NaF
	910
	SrCl2
	2127
	NaCl
	788
	MgO
	3795
	NaBr
	732
	CaO
	3414
	NaI
	682
	SrO
	3217
	KF
	808
	ScN
	7547
	KCl
	701
	
	
	KBr
	671
	
	
9. As energias de rede do KBr e do CsCl são quase iguais (veja dados na Tabela 1). Explique esses resultados, com base nos fatores que influenciam no valor da energia de rede dos compostos iônicos.
10. Necessita-se de energia para remover dois elétrons do cálcio para formar o íon Ca2+ e também para adicionar dois elétrons no oxigênio, para formar o íon O2-. Com base nessa observação, explique por que o composto CaO é mais estável, em relação aos elementos livres.
11. (a) Qual o significado do termo ligação covalente? Dê três exemplos de compostos com esse tipo de ligação.
12. (a) Construa a estrutura para o O2, na qual cada átomo atinge um octeto de elétrons.
 (b) Explique por que é necessário formar uma ligação dupla na estrutura de Lewis.
 (c) O comprimento da ligação no O2 é menor que o da ligação simples O - O, em compostos que apresentam esse tipo de ligação. Explique essa observação.
13. Faça a representação da estrutura de Lewis dos seguintes compostos:
(a) SiH4; (b) CO; (c) SF2; (d) H2SO4 (o H está ligado ao O); (e) ClO2-; (f) NH2OH.
14. (a) Explique o significa a regra do octeto.
 (b) A regra do octeto se aplica ou não tanto aos compostos iônicos, quanto os compostos covalentes? Explique usando exemplos.
15. Qual é a exceção mais comum à regra do octeto? Dê dois exemplos dessa exceção.
16. Para cada um dos compostos apresentados a seguir, escreva as estruturas de Lewis, que obedeçam à regra do octeto, e determine a carga formal para cada átomo do composto:
(a) NO+; (b) POCl3 (P está ligado a três Cl e ao O); (c) ClO4-; (d) HClO3 (H está ligado ao O)
17. Cite e explique as propriedades dos compostos iônicos e moleculares em função de suas ligações químicas. 
18. Na fase de vapor, BeCl2 existe como uma molécula distinta.
(a) Represente a estrutura de Lewis dessa molécula, usando apenas ligações simples. A estrutura de Lewis satisfaz à regra do octeto?
(b) Quais outras formas de ressonância, que satisfazem à regra do octeto, são possíveis para esse composto?
(c) Determine as cargas formais de cada uma das estruturas de Lewis e, a partir dos resultados encontrados, escolha a estrutura de Lewis que é mais importante para descrever o BeCl2.
19. (a) Qual o significado do termo eletronegatividade?
 (b) Qual o elemento da Tabela Periódica é o mais eletronegativo?
20. Usando apenas a Tabela Periódica como guia, diga qual é o átomo mais eletronegativo em cada uma das séries apresentadas a seguir:
(a) P, S, As, Se; (b) Be, B, C, Si; (c) Zn, Ga, Ge, As; (d) Na, Mg, K, Ca.
21. Quais das seguintes ligações são polares? Naquelas ligações que são polares, qual é o átomo mais eletronegativo em cada uma delas?
(a) PO; (b) S F; (c) BrBr; (d) OCl
22. (a) Como uma molécula apolar difere de uma molécula polar? 
 (b) Os átomos genéricos, X e Y, têm diferentes eletronegatividades. A molécula diatômica X-Y será necessariamente polar? Explique a resposta.
 (c) Quais fatores afetam o valor do momento de dipolo de uma molécula diatômica?
23. Use o conceito de ressonância para explicar por que as seis ligações CC no benzeno são iguais em comprimento.
24. As moléculas BF3 e SO3 são descritas como trigonais planas. Essa informação define completamente seus ângulos de ligação?
25. O que significa o termo domínio de elétron?
26. Descreva a geometria de domínios de elétrons característica de cada um dos seguintes números de domínios de elétrons ao redor de um átomo central:
(a) 3; (b) 4; (c) 5, (d) 6.
27. Qual é a diferença entre o arranjo e a geometria molecular de uma molécula? Use a molécula de NH3 com exemplo em sua argumentação.
28. Dê o arranjo e a geometria molecular de uma molécula que tem os seguintes domínios de elétrons em seu átomo central:
(a) quatro domínios ligantes e nenhum domínio não ligante;
(b) três domínios ligantes e dois domínios não ligantes;
(c) cinco domínios ligantes e um domínio não ligante.
29. Represente a estrutura de Lewis para cada um dos seguintes íons ou moléculas e determine o seu arranjo e a sua geometria molecular:
(a) H3O+; (b) SCN-; (c) CS2; (d) BrO3-; (e) SeF4; (f) ICl4-
30. A figura a seguir mostra desenhos de bola e palito de três formas geométricas possíveis de uma molécula de AF3. (a) Para cada uma das formas geométricas, dê o arranjo no qual a geometria é baseada. (b) Para cada forma, quantos domínios de elétrons não ligantes existem no átomo A? 
31. As três espécies NH2-, NH3, NH4+ têm ângulos de ligação H-N-H de 105o, 107O, 109o, respectivamente. Explique essa variação nos ângulos de ligação.
32. A molécula de SO2 tem momento de dipolo?
33. Quais das seguintes moléculas são polares: BF3, CO, CF4, NCl3 e SF2.
34. Determine se as seguintes moléculas são polares ou apolares (a) IF, (b)CS2, (c)SO3 (d)PCl3
(e)SF6 (f)IF5
35. Qual o significado do termo superposição de orbitais? (b) qual o significado de orbitais superpostos na teoria de ligação de valência? (c) Quais os dois conceitos fundamentais incorporados na teoria de ligação de valência?
36. Indique a hibridização e os ângulos de ligação associados com cada um dos seguintes arranjos: (a) linear; (b) tetraédrico, (c) trigonal plano.
37. (a) Começando pelo diagrama de orbital de um átomo de boro, descreva as etapas necessárias para construir orbitais híbridos apropriados para descrever a ligação em BF3. (b) Qual o nome dado para os orbitais híbridos construídos em (a)? (c) Em uma origem esboce os grandes lóbulos dos orbitais híbridos no item (a). (d) Existem orbitais atômicos de valência em B que não sofrem hibridização? Em caso afirmativo, como eles estão orientados em relação aos orbitais híbridos?
37. Esboce uma ligação construída a partir de orbitais p. (b) esboce uma ligação construída a partir de orbitais p. (c) Qual geralmente é mais forte, uma ligação ou ? 
38. Explique qual a diferença chave entre ligação metálica (no mar de elétrons) e a ligação iônica que explica o porquê de os metais conduzirem eletricidade e os sólidos iônicos não?
	Questão
	Resposta
	1
	Questão teórica; (b) 5 elétrons de valência. (c) 4 elétrons de valência.
	2
	Questão teórica
	3
	
	4
	Questão teórica
	5
	(a) AlF3 (b) K2S (c) Y2O3 (d) Mg3N2
	20
	(a) S (b) C (c) As (d) Mg
	21
	As ligações em (a), (b) e (d) são polares. O elemento mais eletronegativo em cada ligação polar é: (a) O (b) F (d) O
	32
	CO, NCl3 e SF2 são polares.