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Lista QG-108 (1° semestre / 2018) 
 
Prof. Heloise Pastore (Lolly) (lolly@iqm.unicamp.br) 
Gabriel Báfero (gbafero96@hotmail.com) 
 
1. Estrutura e modelos atômicos 
 
1. Explique o experimento de Rutherford. O que podemos inferir sobre o átomo com esse 
experimento? 
2. Descreva a evolução dos modelos atômicos. 
3. Descreva o experimento do efeito fotoelétrico. Explique a sua relação com a quantização da 
energia. 
 
2. Introdução a funções de onda, níveis de energia e orbitais atômicos 
 
4. O que é a função de onda? 
5. O que o quadrado da função de onda significa? 
6. O que são orbitais atômicos? 
7. O que são orbitais degenerados? 
8. Explique o que os números quânticos representam e quais valores podem assumir. 
9. Explique todas as tendências que podem ser observadas na energia dos orbitais atômicos da 
imagem abaixo. 
 
10. Comente como a carga nuclear efetiva influencia no raio atômico de um elemento. 
 
2 
3. Spin do elétron, preenchimento dos orbitais e configuração eletrônica 
dos átomos 
 
11. Nas distribuições eletrônicas use a posição do elemento na Tabela Periódica, não faça a 
distribuição completa. 
Enuncie a Regra de Hund e o Principio de exclusão de Pauli. 
12. Dê a configuração eletrônica dos seguintes átomos: 
a) Ca 
b) Br 
c) B 
d) Zn 
e) W 
f) Determine o elemento com o menor número atômico que no seu estado fundamental tenha: 
g) um elétron f 
h) três elétrons d 
i) uma subcamada d completa 
j) dez elétrons p 
13. Escreva a configuração eletrônica dos três primeiros estados excitados do átomo de Li. Quais são 
as configurações do estado fundamental e do primeiro estado excitado do Li+? 
14. Quantos elétrons desemparelhados os seguintes elementos tem em seu estado fundamental: 
a) Ge 
b) Se 
c) V 
d) Fe 
15. Utilize a Regra de Hund para escrever a configuração eletrônica de menor energia para os 
seguintes íons: 
a) P3− 
b) Br- 
c) Se2− 
d) Ba2+ 
16. Quais as configurações eletrônicas do estado fundamental das seguintes espécies: 
a) Li+ 
b) B 
3 
c) O2− 
d) Mg 
e) Sc2+ 
f) V 2+ 
g) Cr3+ 
h) Fe3+ 
i) Zn2+ 
j) Ag+ 
k) Pt2+ 
17. Quais das seguintes configurações abaixo são de estados excitados? Consultando a Tabela 
Periódica identifique os átomos em cada caso. 
a) 1s22s22p53s1 
b) 1s22s22p53s2 
c) 1s12s1 
d) 1s22s2p63s23p64s1 
18. Dê exemplos dos elementos com as seguintes configurações: 
a) Elemento neutro, ns2np1 
b) Ânion, ns2np1 
c) Elemento neutro, ns2(n − 1)d4 
d) Cátion, ns2(n − 1)d4 
e) Elemento neutro, ns2(n − 1)d1(n − 2)f4 
19. Dentre os conjuntos de quatro números quânticos {n, l, ml, ms}, indique os que são proibidos para 
um elétron em um átomo e explique por quê. 
a) {4, 2, −1, +1/2} 
b) {5, 0, −1, +1/2} 
c) {4, 4, −1, +1/2} 
 
4. Periodicidade 
 
20. Defina: 
a) Carga nuclear efetiva (Zef) 
b) Blindagem 
c) Penetração 
4 
d) Contração lantanídica 
21. Defina e explique como varia ao longo da tabela periódica. 
a) Raio atômico 
b) Energia de ionização 
c) Afinidade eletrônica 
d) Polarizabilidade 
22. Por que a segunda energia de ionização é sempre maior que a primeira? 
23. Faça a distribuição eletrônica e determine qual dos átomos tem o maior raio atômico nos 
seguintes pares. 
a) N e P 
b) P e S 
c) S e Ar 
d) Ar e Kr 
e) O e F 
f) Kr e Xe 
g) F e Cl 
h) Mg e Ca 
24. Organize os elementos dos seguintes conjuntos em ordem decrescente de raio atômico. 
a) Li, C, F 
b) Sc, V, Fe 
c) Fe, Ru, Os 
d) I, Br, Cl 
25. O raio do lítio e dos seus íons são mostrados na tabela abaixo. 
Espécie Raio / pm 
Li 135 
Li+ 60 
Li2+ 18 
 
Explique porque o raio decresce do Li para o Li2+. 
 
26. Coloque os íons abaixo em ordem crescente de raio iônico. 
a) Mg2+, Na+, N3−,O2−,F− 
b) Te2−, O2−, Se2−, S2− 
5 
27. Usando a tabela periódica coloque os conjuntos de átomos abaixo em ordem crescente de 
energia de ionização. Explique seu pensamento. 
a) B, O, Ne, F 
b) Te, I, Sn, Xe 
c) K, Ca, Rb, Cs 
d) Ar, Na, S, Al 
28. Qual dos íons de cada par tem a menor primeira energia de ionização? 
a) Ca ou Mg 
b) Mg ou Na 
c) Al ou Na 
29. Explique as seguintes ordens de energias de ionização: 
a) H < He 
b) Li < He 
30. O que é o efeito do par inerte? Como esse fenômeno pode ser explicado? 
31. Por que um elemento genérico de configuração eletrônica ns2np6 tem sempre afinidade eletrônica 
tão baixa? 
32. Comparando-se os elementos (n+1)s2 com os ns2np6 explique por que enquanto a afinidade 
eletrônica para os elementos de ambas as regiões é muito baixa, a energia de ionização dos 
elementos das duas regiões é completamente diferente. 
33. Geralmente, espera-se que a primeira energia de ionização aumente de baixo para cima ao longo 
da tabela periódica, como ocorre nos grupos 15 e 16, por exemplo. 
a) Por que no Grupo 13, contrariando a regra, observa-se B > Ga > Al? 
b) Explique a diferença de comportamento entre o Grupo 13 e os Grupos 15 e 16. 
34. Explique por que a densidade dos elementos aumenta gradativamente quando se vai do potássio 
ao vanádio no quarto período. 
 
 
 
 
 
 
 
Elemento químico Densidade / g/cm3 
K 0,86 
Ca 1,53 
Sc 2,99 
Ti 4,55 
V 6,11 
6 
35. O tálio é o mais pesado dos elementos do grupo 13. O alumínio é também um membro desse 
grupo e sua química é dominada pelo estado de oxidação +3. O tálio, porém, é encontrado mais 
usualmente no estado de oxidação +1. Explique. 
 
5. Termodinâmica e a Segunda Lei 
 
36. Para cada caso, preveja qual molécula tem maior entropia sob as mesmas condições: 
a) água (H2O) e água deuterada (D2O) 
b) etanol e epoxietano 
c) butilamina e pirrolidina 
d) propano e ciclopropano 
e) pentano e neopentano 
37. Faça uma previsão se a entropia aumenta, diminui ou permanece a mesma nos seguintes 
processos: 
a) H2O (g, 75 Torr, 300 K) → H2O (g, 150 Torr, 300 K) 
b) Br2 (l, 1 bar, 298 K) → Br2 (g, 1 bar, 298 K) 
c) I2 (g, 1 bar, 398 K) → I2 (g, 1 bar, 473 K) 
38. Preveja e arranje as seguintes reações de acordo com seu valor crescente de entropia: 
a) 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) 
b) NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s) 
c) K(s) + O2(g) → KO2(s) 
d) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
e) 2 H2O2(l) + N2H4(l) → N2(g) + 4 H2O(g) 
39. Para a seguinte reação química: 
C2H4(g) + H2O(l) → C2H5OH(l) ∆H
0 = −44.2 kJ.mol−1 
a) Calcule o valor de ∆S0 a 298 K. 
b) Calcule então o valor de ∆G0. 
c) Indique a direção na qual a reação é espontânea a 298 K e 1 bar. 
40. Para a seguinte reação química: 
C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(g) ∆H0 = −1323.0 kJ.mol
−1 
a) Calcule o valor de ∆S0 a 298 K. 
b) Calcule então o valor de ∆G0. 
c) Indique a direção na qual a reação é espontânea a 298 K e 1 bar. 
41. A constante de equilíbrio para a equação 
7 
ClCH2COOH(aq) + H2O(aq) ↔ H3O
+
(aq)
 + ClCH2COO
−
(aq) 
é Ka = 1.4 × 10
−3 M a 298 K. 
a) Calcule o valor de ∆G0 a 298 K. 
b) A dissociação do ácido cloroacético é espontânea quando [ClCH2COOH] = [H3O
+] = 
[ClCH2COO
−] = 1.0 M? 
c) E quando [ClCH2COOH] = 0.10 M, [H3O
+] = 1 × 10−5 M e [ClCH2COO
−] = 0.0010 M? 
42. Dadas as seguintes possibilidades para ∆G0, o que você pode dizer sobre o valor das constantes 
de equilíbrio em cada caso? 
a) ∆G0 > 0 
b) ∆G0 = 0 
c) ∆G0 < 0 
43. Estanho elementar no estado sólido existe em dois alótropos, chamados α e β. O processo de 
mudança de um alótropo para o outro pode ser descrito pela seguinte reação 
Sn(α) → Sn(β) 
A variação de entalpia desse processo é de −2.1 kJ mol−1, e a variação daentropia é −7.1 J K−1 mol−1 
(considere que esses valores são constantes com a variação da temperatura). Determine qual 
alótropo é estável a: 
a) −10 C 
b) +40 C 
c) Determine a qual temperatura os dois alótropos estarão em equilíbrio. 
d) Comente os valores encontrados de ∆G nos três itens acima. 
44. Explique como um processo endotérmico pode ser espontâneo mesmo (a) com o aumento da 
entropia do sistema, e (b) quando a temperatura excede um valor particular. 
45. Para as duas reações a seguir: 
CS2(l) + 2 H2O(l) → CO2(g) + 2 H2S(g) (1) 
2 K(s) + Cl2(g) → 2 KCl(s) (2) 
a) Consulte uma tabela de entalpia padrão de formação (∆Hf
0) para substâncias puras a 298 K e 
calcule a entalpia padrão de reação (∆Hr
0). 
b) Classifique como endotérmica ou exotérmica. 
c) Diga se houve aumento ou diminuição da entropia total do sistema. 
d) Consulte uma tabela de entropia padrão (∆S0) para substâncias puras a 298 K e calcule a 
Energia Livre de Gibbs (∆G0). 
e) Compare esse resultado com o que você disse no item (c). 
f) Calcule a constante de equilíbrio a 298 K. 
8 
 
6. Cinética Química 
 
46. Defina reações elementares e não elementares. 
47. O que quer dizer ordem de reação? 
48. Expresse as unidades para constantes de velocidade quando as concentrações estão em mols 
por litro e o tempo está em segundos para: 
a) reações de ordem zero. 
b) reações de primeira ordem. 
c) reações de segunda ordem. 
49. No processo de Haber para produção industrial de amônia, 
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
velocidade de produção da amônia foi medida como 2.7 × 10−3 mol.L−1.s−1. 
a) Qual é a velocidade de reação de H2? 
b) Qual é a velocidade da reação? 
50. O pentóxido de dinitrogênio, N2O5, se decompõe por uma reação de primeira ordem. Qual é a 
velocidade de decomposição do N2O5, quando 2,00 g de N2O5 estão confinados em um recipiente de 
1,00 L e aquecidos a 338 K? (k = 5.2 × 10−3 s−1 a 338 K) 
51. Quatro experimentos foram realizados para descobrir como a velocidade inicial de consumo de 
íons BrO3
- na reação 
BrO3
-
(aq) + 5 Br
-
(aq) + 6 H
+
(aq) → 3 Br2(aq) + 3 H2O(l) 
 
varia à medida que as concentrações dos reagentes são mudadas. Use os dados experimentais da 
tabela seguinte para determinar a ordem de reação em relação a cada reagente e a ordem total. 
Escreva a lei de velocidade para reação e determine k. 
Experimento BrO3
- / mol/L Br− / mol/L H+ / mol/L Velocidade inicial / mol/L.s 
1 0.10 0.10 0.10 1.2 × 10−3 
2 0.20 0.10 0.10 2.4 × 10−3 
3 0.10 0.30 0.10 3.5 × 10−3 
4 0.20 0.10 0.15 5.4 × 10−3 
 
52. O que se entende por tempo de meia-vida? 
53. A constante de velocidade para a reação de primeira ordem de transformação de ciclopropano em 
propeno a 773 K é 5.5 × 10−4 s−1. 
9 
a) Calcule a meia vida do ciclopropano a 773 K. 
b) Dada uma concentração inicial de ciclopropano de 1 × 10−3 M a 773 K, calcule a concentração 
de ciclopropano que permanece após 2 h. 
54. O Iodometano decompõe-se de acordo com a equação 
2 CH3I(g) → C2H6(g) + I2(g) 
Dado que esta decomposição é um processo de primeira ordem com k = 1.5 × 10−4 s−1 a 573 K, 
calcule a fração que permanece após 1 min. 
55. O azometano decompõe-se de acordo com a equação 
CH3N2CH3(g) → CH3CH3(g) + N2(g) 
Dado que esta decomposição é um processo de primeira ordem com k = 4 × 10−4 s−1 a 573 K, calcule 
a fração que permanece após 1 h. 
56. Em linhas gerais, como influencia a velocidade das reações: 
a) a temperatura? 
b) a concentração dos reagentes? 
57. Discorra sobre a teoria do complexo ativado. 
58. Esquematize graficamente o progresso de reações endotérmicas e exotérmicas pela variação de 
energia ao longo desses processos. 
 
7. Ligação Iônica e Energia Reticular 
 
59. Dê o número de elétrons de valência de cada um dos seguintes elementos sem fazer a 
distribuição eletrônica completa. 
a) Sb 
b) Si 
c) Mn 
d) B 
e) F 
f) N 
g) O 
h) Br 
i) Rh 
j) Nb 
k) Te 
l) Al 
10 
m) P 
n) Kr 
o) H 
p) Na 
q) Xe 
r) Cl 
s) C 
t) K 
u) Ge 
v) At 
w) W 
x) I 
y) S 
z) He 
60. Explique por que cátions são menores e ânions são maiores que seus átomos neutros. 
61. Discorra sobre o caráter covalente de compostos iônicos. 
62. Quais fatores aumentam a polarizabilidade? E como eles afetam os valores de ponto de fusão e 
ebulição de compostos iônicos? 
63. Qual o fator mais influente no valor de energia reticular? Indique quem tem o maior valor de 
energia reticular entre o MgO e o LiF sabendo que ambos cristalizam com estrutura do NaCl. 
64. Defina Energia Reticular. 
65. Escreva a equação de Born-Landé. 
66. Esboce o ciclo de Born-Haber hipotético para: 
M+(g) + X
-
(g) → MX(s) 
 
67. Calcule as energia reticulares para o BaCl2 utilizando: 
a) o ciclo de Born-Haber 
b) a equação de Born-Landé 
Dados: 
Entalpia de formação do BaCl2: −858.6 kJ.mol
−1 
Entalpia de sublimação do Ba: 180 kJ.mol−1 
Entalpia de ionização do Ba: 1467.9 kJ.mol−1 
Entalpia de dissociação do Cl2: 244 kJ.mol
−1 
Entalpia de ganho de elétrons do Cl: −348.7 kJ.mol−1 
11 
Raio iônico do Ba2+: 1.36 ˚A 
Raio iônico do Cl−: 1.80 ˚A 
68. Sobre o exercício anterior comente sobre a concordância entre os valores das energias 
reticulares que você calculou. 
69. Explique porque a entalpia de retículo do óxido de magnésio (3850 kJ/mol) é maior do que a do 
óxido de bário (3114 kJ/mol). 
70. Assumindo que a entalpia de retículo do MgCl seja a mesma que do KCl, use argumentos de 
entalpia para explicar por que MgCl não se formaria. 
71. Calcule a energia de retículo para o fluoreto de prata em kJ/mol. 
Dados: 
Entalpia de sublimação Ag: 284 kJ/mol 
Entalpia de ionização do Ag: 731 kJ/mol 
Entalpia de dissociação do F2: 79 kJ/mol 
Entalpia de formação do AgF: -205 kJ/mol 
Entalpia de afinidade eletrônica do F: -328 kJ/mol 
72. Calcule a energia de retículo do sulfeto de cálcio em kJ/mol. 
Dados: 
Entalpia de sublimação Ca: 178 kJ/mol 
Entalpia de ionização do Ca: 590 kJ/mol 
Entalpia de dissociação do S2: 279 kJ/mol 
Entalpia de formação do CaS: -482 kJ/mol 
Entalpia de afinidade eletrônica do S: -200 kJ/mol 
Entalpia de afinidade eletrônica do S-: 532 kJ/mol 
Entalpia de ionização do Ca2+: 1150 kJ/mol 
73. Considere as celas unitárias das estruturas do tipo cloreto de sódio e sulfeto de zinco, esfalerita e 
wurtzita, respectivamente: 
 
a) Dê o número de coordenação (NC) de cada um dos íons. 
b) Realize a contagem de íons na cela. 
c) Deduza sua fórmula iônica. 
12 
74. O cloreto de césio cristaliza em uma estrutura iônica do tipo cúbica de face centrada. 
a) Desenhe sua cela unitária indicando os íons. 
b) Repita os itens de (a), (b) e (c) da questão anterior. 
c) Defina razão radial, e a calcule para o cloreto de césio. 
75. Analise as diferenças entre os pontos de fusão dos haletos de sódio e potássio. 
 P. F. ( C) P. F. ( C) 
NaF 995 KF 858 
NaCl 801 KCl 773 
NaBr 747 KBr 735 
76. Explique a diferença entre os pontos de fusão e ebulição dos fluoretos de césio e bário. 
 CsF BaF2 
P. F. ( C) 682 1360 
P. E. ( C) 1250 2137 
77. O que você entende por caráter covalente em compostos predominantemente iônicos? Como isso 
afeta as características tais como solubilidade e ponto de fusão? 
 
8. Distribuição Não-Esférica de Densidade Eletrônica 
 
78. Imagine que em um laboratório de química inorgânica você tivesse quatro frascos não rotulados e 
soubesse que cada um deles continha uma das seguintes espécies: [Co(NH3)6]Cl3, Na3[Cr(CN)6], 
[Rh(NH3)6]Cl3 e HgCl2. Você acha que seria possível identificar cada um destes frascos baseado 
apenas no aspectofísico e/ou espectro de absorção na região do visível dos mesmos? Explique. 
79. O que é a serie espectroquímica? 
80. Em cada uma das sequências abaixo, coloque os complexos em ordem crescente em termos da 
magnitude de 10Dq. Explique detalhadamente cada uma das sequências sugeridas. De também o 
estado de oxidação do metal e a configuração eletrônica do mesmo em cada uma das espécies 
(observe que em alguns casos não será possível decidir): 
a) [Co(NH3)6]
3+ [Rh(NH3)6]
3+ [Ir(NH3)6]
3+ 
b) [Ni(CO)4] [Co(en)3]
3+ [Ni(CN)4]
2− 
c) [RhCl6]
3− [CrCl6]
3− [Rh(CN)6]
3− 
d) [CoCl4]2− [RuCl6]
4− [Ni(CN)4]
2− 
81. De a geometria do íon complexo [Zr(H2O)6]
3+ e comente se o mesmo apresentará ou não 
coloração. Explique. 
13 
82. Supondo que a única interação entre o metal e cada um dos ligantes seja eletrostática, compare e 
discuta as estruturas dos seguintes íons complexos: [Co(en)3]
2+ e [Co(en)2Cl2]. 
83. MnO4
2- é tetraédrico. Faça uma previsão de sua configuração eletrônica com base na Teoria do 
Campo Cristalino. Que transição é responsável pela coloração verde? A maioria dos complexos de 
Mn2+ apresenta 5 elétrons desemparelhados, mas o Mn(CN)6
4- tem apenas 1 elétron desemparelhado. 
Explique esses fatos usando a TCC. 
 
9. Estrutura de Lewis, Geometria Molecular e Ligação Covalente 
 
84. O que é uma estrutura de Lewis? 
85. Você acha que sempre vai existir uma estrutura de Lewis para qualquer que seja a molécula ou 
íon? Explique. 
86. Que tipo de informação acerca de determinada espécie que se pode obter a partir de sua 
correspondente estrutura de Lewis? Justifique. 
87. Por que é importante saber os ângulos entre as ligações ao redor de cada átomo em uma 
molécula? 
88. O que determina o número de ligações nas quais cada elemento pode participar? 
89. O que significa densidade de carga? Qual a diferença entre as densidades de carga positiva 
negativa? 
90. Existe alguma vantagem para qualquer espécie apresentar ou não densidade de carga? Você 
acha que as densidades de carga existentes em uma molécula ou íon têm alguma relação com a sua 
reatividade? 
91. Em uma determinada estrutura de Lewis, qual a diferença entre um par de elétrons compartilhado 
e um não compartilhado? Qual ou quais são as consequências destas diferenças? 
92. Estabeleça um paralelo entre átomos e moléculas, no que diz respeito a níveis de energia, 
orbitais degenerados e distribuição eletrônica. 
93. Considerando-se orbitais atômicos puros e híbridos compare e discuta a representação de cada 
um deles. Por que cada tipo de hibridização apresenta um ângulo diferente entre os respectivos 
orbitais híbridos? 
94. Por que enquanto a hibridização não é possível no átomo de flúor e de oxigênio, ela é possível 
em todos os outros halogênios? Explique. 
95. Em termos de atração simultânea, você acha que existe alguma diferença entre a ligação 
covalente e aquilo que muitas vezes é descrito como ligação dativa? Dê sua opinião acerca do fato 
de se considerar “ligação dativa” como um tipo particular de ligação química. 
14 
96. Mostre a estrutura de Lewis e dê a hibridização, a geometria e o ângulo entre as ligações ao redor 
do átomo central nas seguintes espécies: 
a) O3
− 
b) SbCl5 
c) NH3 
d) H2CO3 
e) SO42− 
f) SO3 
g) NCO− 
h) NO 
i) H2O2 
j) XeF2 
k) AlCl3 
l) OXeF4 
m) CS2 
n) HNO3 
o) Br3
− 
p) H3CNO2 
97. Que geometrias você esperaria para SO3 e SO3
-? 
98. Qual a forma do íon ClO2
-? Qual o ângulo da ligação O − Cl − O? 
99. Qual a forma do íon ClO2
+? Qual o ângulo da ligação O − Cl − O? 
100. Qual é a forma da molécula do cloreto de tionila, SOCl2? Quantos ângulos de ligação O − S − Cl 
diferentes existem na molécula? 
101. Qual a forma do íon SbF5
2-? Quantos ângulos F − Sb − F diferentes existem na molécula? Quais 
são os valores esperados para os ângulos F − Sb − F? 
102. Determine a estrutura de Lewis e a geometria das moléculas: 
a) Tetracloreto de enxofre 
b) Tricloreto de iodo 
c) IF4
- 
d) Trióxido de xenônio 
e) PF4
− 
f) ICl4
+ 
g) Pentafluoreto de fósforo 
h) Tetrafluoreto de xenônio 
15 
i) I3
− 
j) POCl3 
k) (k) N2O 
l) SiH4 
m) AsCl3 
n) SCl2 
o) IF4
− 
103. Qual das moléculas em cada par terá o maior ângulo de ligação? Justifique sua resposta. 
a) CH4 e NH3 
b) OF2 e OCl2 
c) NH3 e NF3 
d) PH3 e NH3 
e) SO2 e NH3 
104. Por que as ligações B-X em compostos do tipo BX3, onde X = F ou Cl, são mais fortes que em 
compostos do tipo BX4
-? 
105. Qual o significado da existência de várias estruturas de Lewis possíveis para determinada 
molécula ou íon? 
106. Em termos de atração simultânea, o que significa a existência de várias formas canônicas? 
107. O que é ressonância? 
108. O que é híbrido de ressonância? Comente a sua representação. 
109. Qual a relação entre ligação localizada e deslocalizada? 
110. Como é que podemos avaliar a contribuição de cada uma das formas canônicas que contribuem 
para um determinado híbrido de ressonância? 
111. Por que a molécula, ou a região da molécula, deve ser planar para que exista deslocalização 
eletrônica? 
112. Escreva as estruturas de Lewis e as formas de canônicas de ressonância (quando houver), 
indicando sua ordem de importância, para as seguintes moléculas: 
a) NO2F 
b) O2
+ 
c) PO4
3− 
d) IO(OH)5+ 
e) S2
2− 
f) Cl2
− 
16 
113. Como a deslocalização eletrônica pode ser utilizada para prever e/ou interpretar a acidez, 
basicidade ou reatividade de compostos orgânicos? 
114. Coloque as espécies HClO, HClO2, HClO3 e HClO4 em ordem crescente de acidez de 
Brönsted. Justifique. 
115. Explique porque o BrF4
- é quadrado planar enquanto o BF4
- é tetraédrico. 
116. Em qual das moléculas, CF4 ou SF4, o ângulo de ligação real é mais próximo do ângulo ideal 
previsto pelo modelo VSEPR? Explique resumidamente. 
117. As espécies NH2
-, NH3, NH4
+ têm ângulos de ligação H-N-H de 105°, 107° e 109°, 
respectivamente. Explique essa variação nos ângulos de ligação. 
118. O xenônio forma XeO3, XeO4 e XeO6
4-, que são poderosos agentes oxidantes. Escreva suas 
estruturas de Lewis, ângulos de ligação e dê a hibridização dos átomos de xenônio. Qual deles teria 
as maiores distâncias Xe − O? 
 
10. Orbitais Moleculares 
 
119. O que você entende por orbital molecular? 
120. O que vem a ser combinação linear? O que você entende por combinação linear de orbitais 
atômicos? 
121. Qual a diferença entre orbitais moleculares ligantes e anti-ligantes? 
122. O que é ordem de ligação e por que quando esta é menor que zero a molécula não deve existir? 
123. O que é um “diagrama dos níveis de energia dos orbitais moleculares”? 
124. Qual deve ser a sequência a ser seguida para se construir um diagrama que mostre os níveis de 
energia dos orbitais moleculares de determinada espécie? 
125. Qual a diferença entre os diagramas dos níveis de energia dos orbitais moleculares de 
moléculas diatômicas homonucleares e heteronucleares? 
126. Quando dizemos que a energia de um determinado orbital molecular é mais próxima de um do 
que de outro orbital atômico que participa da sua formação, qual é o significado desta afirmação? 
127. A polaridade de uma molécula está implícita no seu diagrama de orbitais moleculares? 
128. Qual é a importância da diferença de energia entre os orbitais atômicos na construção de um 
diagrama que mostra a energia dos orbitais de uma molécula diatômica heteronuclear? (em outras 
palavras, será que os diagramas de moléculas cujos átomos apresentam o mesmo conjunto de 
orbitais atômicos devem ser iguais?). 
129. Qual seria a maneira mais fácil de se enfraquecer a ligação,ou mesmo dissociar, uma molécula 
de hidrogênio? 
17 
130. Qual a diferença entre orbitais moleculares do tipo σ em relação àqueles do tipo π? Explique. 
131. Considerando-se que tanto um orbital molecular σ ligante quanto um π ligante sejam formados a 
partir de orbitais atômicos do mesmo subnível, explique por que a energia do σ é sempre mais baixa 
que aquela do π? 
132. Desenhe todas as combinações possíveis entre orbitais atômicos que levem à formação de 
qualquer tipo de ligação covalente. 
133. Considerando-se as moléculas de N2 e O2, em qual delas a interação entre os dois átomos deve 
ser mais forte? Explique. 
134. A energia de dissociação de C2 (599 kJ/mol) diminui levemente quando se forma C2
+ (513 
kJ/mol) e aumenta muito em C2
- (818 kJ/mol). Por que a mudança é muito maior para a adição de um 
elétron? 
135. Construindo-se o diagrama dos níveis de energia dos orbitais moleculares da molécula de NO, 
que tipo de informação que se pode obter a partir do mesmo, que não está implícito na sua 
correspondente estrutura de Lewis? 
136. Quando comparamos as moléculas tetraédricas de metano, amônia e água, qual é a diferença 
entre o conjunto de orbitais p do átomo central em cada uma delas? Justifique. 
137. Explique os seguintes comprimentos de ligação: 
O2
+ → 112 pm 
O2 → 121 pm 
O2
−→ 126 pm 
O2
2−→ 149 pm 
138. Em cada um dos seguintes pares, qual teria a maior energia de dissociação? 
a) O2 e O2
+ 
b) Be2 e Be
+
2 
c) B2 e B2
+ 
139. Quais são as diferenças fundamentais nos diagramas de orbitais moleculares de C2 e F2? Dê 
que advém essas diferenças? 
140. Usando o modelo de orbitais moleculares, discuta a ordem de energias de ligação para as 
moléculas abaixo: 
N2 > O2 > B2 > F2 > Li2 
Você esperaria que a sequência de energias de ligação se repetisse nos demais períodos da tabela 
periódica? 
141. Você acha que a simples existência de orbitais p paralelos em átomos adjacentes é uma 
condição suficiente para a formação de uma ligação π? 
18 
142. Escreva as configurações dos orbitais moleculares e dê as ordens de ligação de NO+, NO e NO−. 
Qual dessas espécies é paramagnética? 
143. A estrutura de Lewis para o CO2 tem quatro pares de elétrons livres nos átomos de oxigênio 
enquanto na descrição do orbital molecular existem dois pares de elétrons não ligantes. Como esses 
dois enfoques podem ser explicados? 
144. Quando se forma o NO2
+ a partir de NO2. 
a) De que orbital molecular espera-se que venha o elétron ionizado? 
b) Em que átomo esse elétron está localizado? 
145. Em que orbital se adiciona um elétron quando se forma o NO2
-? 
146. Quais são as consequências na geometria molecular quando se perde ou ganha um elétron? 
147. Considere os orbitais moleculares da molécula de P2 (suponha que sejam iguais aos da 
molécula correspondente do segundo período). 
148. Quais orbitais atômicos de valência de P são usados para construir os OMs de P2? 
149. A figura abaixo um esboço de um dos OMs para P2. 
 
a) Qual é o nome desse OM? 
b) Para molécula de P2, quantos elétrons ocupam o OM da figura? 
c) E esperado que P2 seja diamagnético ou paramagnético? Explique. 
 
150. A molécula brometo de iodo, IBr, é um composto inter-halogênio. Suponha que os orbitais 
moleculares de IBr sejam iguais à molécula diatômica homonuclear F2. 
a) Quais orbitais atômicos de valência do I e do Br são usados para construir os OMs do IBr? 
b) Qual é a ordem de ligação da molécula de IBr? 
c) um dos OMs de IBr é esboçado na figura abaixo. Por que as contribuições de orbitais 
atômicos para este OM são diferentes em tamanho? 
 
 
 
 
19 
 
 
 
 
 
d) Qual é o nome deste OM? Para a molécula de IBr, quantos elétrons ocupam o OM? 
 
 
11. Interações Intermoleculares 
 
150. Defina e explique como ocorrem: 
a) as forças íon-dipolo. 
b) as forças dipolo-dipolo. 
c) as forças de London. 
d) as ligações de hidrogênio. 
151. As ligações químicas covalentes nas moléculas, ou as interações eletrostáticas em agregados 
iônicos, são mais fracas ou mais fortes que as ligações entre as moléculas ou agregados iônicos? 
Qual delas é responsável pelas propriedades químicas e qual é responsável pelas propriedades 
físicas da substância? 
152. Identifique os tipos de forças intermoleculares que podem agir entre as moléculas das seguintes 
substâncias: 
a) CBr4 
b) H2SeO4 
c) NH2OH 
d) SO2 
e) NF3 
f) PH3 
g) HIO 
153. Qual das seguintes moléculas forma ligações de hidrogênio? H2, HF, CH4, CH3OH. 
154. Identifique, e explique, que substância em cada par tem, provavelmente, o ponto de fusão 
normal mais alto: 
a) HCl ou NaCl 
b) Dietil-éter ou Butanol 
c) CHI3 ou CHF3 
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d) C2H4 ou CH3OH 
155. Que composto terá o ponto de ebulição mais alto, o cis-dicloro-eteno ou o trans-dicloro-eteno? 
156. As substâncias, dadas pelas suas fórmulas moleculares, CH4, H2S e H2O estão em ordem 
crescente de seu ponto de ebulição. Explique por que, do ponto de vista estrutural, esses compostos 
estão nessa ordem. 
157. Por que H2S é um gás a -10 C, enquanto H2O é um sólido a mesma temperatura? 
Explique a tendência dos pontos de ebulição dos gases nobres, que aumentam do hélio para o 
xenônio? 
158. Desenhe as estruturas de Lewis de CF4 e SF4, dê o nome as fórmulas moleculares e diga se 
eles podem participar de interações dipolo-dipolo. 
159. Considere os seguintes compostos: ácido pirofosfórico, iodeto de bismuto e hexafluoreto de 
enxofre. 
a) Construa as estruturas de Lewis e dê a geometria. 
b) Decida sobre a interação molecular que ocorrerá entre as moléculas nas substâncias puras e 
classifique-as pela magnitude dessa interação. 
c) Classifique-as mais uma vez, agora pela ordem crescente de solubilidade, supondo que não 
reajam com água. 
 
12. Bibliografia 
 
 J. Keeler, P. Wothers, Chemical Structure and Reactivity: an integrated approach, 2ª edição, 
Oxford, 2014. 
 D. A. McQuarrie, P. A. Rock, E. B. Gallogly, General Chemistry, 4ªedição, University Science 
Books, 2011. 
 P. W. Atkins, L. Jones, Princípios de Química, 5ª edição, Bookman, 2010. 
 T. L. Brown, H. E. LeMay Jr., B. E. Bursten, J. R. Burdge, Química: a ciência central, 9ª edição, 
Pearson Prentice Hall, 2005. 
 J. C. Kotz, P. M. Treichel Jr., P. A. Harman, Chemistry and Chemical Reactivity, 5ª edição, 
2003. 
 Burrows, J. Holman, A. Parsons, G. Pilling, G. Price, Chemistry3 introducing inorganic, organic 
and physical chemistry, 1ª edição, Oxford, 2009. 
 P. W. Atkins, J. A. Beran, General Chemistry, 2ª edição, Scientific American Books, 1992.