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Apostila de Inorgânica

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Cores e suas cores complementares. 
Comprimento de onda (nm) Cor Cor Complementar. 
400 – 435 Violeta Amarelo esverdeado 
435 – 480 Azul Amarelo 
480 – 490 Azul esverdeado Laranja 
490 – 500 Verde azulado Vermelho 
500 – 560 Verde Roxo 
560 – 580 Amarelo esverdeado Violeta 
580 – 595 Amarelo Azul 
595 – 650 Laranja Azul esverdeado 
650 – 750 Vermelho Verde azulado 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CEFET Química Química Inorgânica 
 
 99
Exercícios 
1 – Explique porque a ocupação de orbitais moleculares do tipo ligante favorece a 
formação da molécula enquanto ocupar os orbitais moleculares do tipo antiligante 
favorece a dissociação da molécula. 
 
2 – Desenhe o diagrama de orbitais moleculares para as espécies NO, NO+ e NO–. 
Preveja que espécie terá a maior energia de ligação entre nitrogênio e oxigênio. 
 
3 – A energia de ionização do N2 é 1503 kJ/mol, do O2 é 1164 kJ/mol e do NO é de 
894 kJ/mol. Explique porque a energia de ionização varia deste modo para estas 
moléculas. 
 
4 – Explique, usando a TOM e a TLV, porque a molécula de Ne2 não existe. 
 
5 – A molécula de HeH+ pode ser estável? Explique. 
 
6 – Nas reações abaixo, identifique o ácido e a base de Lewis: 
 
a) HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
 
b) BH3 + NaH → NaBH4 
 
c) CsF + SF4 → Cs[SF5] 
 
d) CoCl3 + 4NH3 → [CoCl2(NH3)4]Cl 
 
7 – Em reações de substituição nucleofílica de primeira ordem há a formação de 
carbocátions. A estabilidade dos carbocátions segue a seguinte ordem: 
 
C(CH3)3+ > CH(CH3)2+ > CH2CH3+ > CH3+ 
 
 Explique porque a estabilidade diminui – ou seja, a reatividade aumenta – quando 
o número de grupos alquila ligados ao carbono positivo diminui. 
 
8 – Use argumentos da Teoria da Ligação de Valência para mostrar que os compostos de 
boro do tipo BX3 (X = H, Cl, Br e I) são ácidos de Lewis. 
 
9 – Dentre os compostos possíveis citados na questão anterior, qual seria o mais forte? 
Justifique sua resposta. 
 
10 – Nomeie os compostos abaixo: 
a) Ni(CO)4 e) Fe(CO)5 i) [Co(H2O)6]Cl2 
b) Fe[CoF6] f) K3[Fe(CN)6] j) Na2[Zn(OH)4] 
c) [RuCl2(NH3)4]Cl g) [Cr(NH3)3(H2O)3]Cl3 l) [Fe(acac)(NH3)4]Br 
d) [Co(NH3)6][NiCl4] h) [AgCl2]– m) Na[Fe(EDTA)] 
 
CEFET Química Química Inorgânica 
 
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11 – Considere o íon-complexo com a fórmula [Co(SCN)2(NH3)4]+: 
a) Quantos são os isômeros para este complexo? 
b) Escreva a fórmula estrutural de todos os isômeros. 
c) Nomeie todos os isômeros. 
 
12 – Explique porque o complexo [Ru(ox)3]3– é um complexo de spin baixo enquanto o 
[Fe(ox)3]3– é de spin alto. Mostre também o diagrama dos orbitais mostrando a distribuição 
de cada um dos complexos. 
 
13 – O complexo [Cr(H2O)4Cl2]+ tem seu máximo de absorvância num comprimento de 
onda maior que o do íon-complexo [Cr(H2O)6]3+. Explique porque isto é observado. 
 
14 – Por que os orbitais 2zd e 22 yxd − são de maior energia quando a geometria é 
octaédrica e de menor energia quando a geometria é tetraédrica? 
 
15 – Por que a TCC não pode ser usada para explicar a ordem de força dos ligantes? Por 
exemplo, F– e OH– são ligantes mais fracos que P(C6H5)3 e CO. 
 
16 – Preveja qual dos compostos apresentará o maior Δo e justifique sua escolha: 
a) [CoF6]3– ou [Co(CN)6]3– 
b) [Ru(CN)6]3– ou [Fe(CN)6]3– 
c) [Fe(CN)6]3– ou [Fe(CN)6]4– 
 
17 – Preveja, com base nas informações dadas, se os complexos são de campo forte ou 
fraco. Justifique suas escolhas. 
 
a) O complexo [Mn(H2O)6]2+ é incolor. 
b) O complexo [Ru(NH3)6]2+ é diamagnético. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Bibliografia 
ATKINS, P. W. e FRIEDMAN, R. S. Molecular Quantum Mechanics. 3a edição. Oxford: 
Oxford University Press, 1997. 
 
ATKINS, P. W. e SHRIVER, D. F. Inorganic Chemistry. 3a edição. Oxford: Oxford 
University Press, 1999. 
 
HUHEEY, J. E. Inorganic Chemistry: Principles of structure and reactivity. 3a edição. 
New York: Harper Collins Publishers, 1983. 
 
JONES, C.J. A Química dos Elementos do Bloco d e f. Porto Alegre: Bookman, 2002. 
 
LEE, J. D. Química Inorgânica Não Tão Concisa. 4a edição. São Paulo: Editora Edgard 
Blücher Ltda, 1996. 
 
LEWIS, G. N. “Valence and tautomerism.” J. Am. Chem. Soc., 35, 1448 – 1455, 1913. 
 
LEWIS, G. N. “The atom and the molecule.” J. Am. Chem. Soc., 38, 762 – 785, 1916. 
 
SCHMIDT, M. W. et al. "General Atomic and Molecular Electronic Structure System". J. 
Comput. Chem., 14, 1347 – 1363, 1993. 
 
SKOOG, D.A.; WEST, D.M. e HOLLER, F.J. Analitical Chemistry, An Introduction. 6a 
edição. Saunders College Publishing, 1994. 
 
WERNER, A. “On the Constitution and Configuration of higher-order Compounds.” 
Nobel Lectures, Chemistry 1901–1921, p.256-269, 1913. 
 
 
Referências para as figuras: 
 
Figura 2: 
Extraída e adaptada de: 
DEPARTAMENT OF PHYSICS, UNIVERSITY OF CINCINNATI. Acessado em 
29/09/2006 
www.physics.uc.edu/~sitko/CollegePhysicsIII/28-AtomicPhysics/AtomicPhysics.htm 
 
Figuras 3, 4, 5, 6, 7, 9, 10, 23, 24, 25, 30, 31, 46 e 52: 
Extraídas e adaptadas de: 
ATKINS, P. W. e SHRIVER, D. F. Inorganic Chemistry. 3a edição. Oxford: Oxford 
University Press, 1999. 
 
Figura 8: 
Extraída e adaptada de: 
DEPARTMENT OF CHEMISTRY, MICHIGAN STATE UNIVERSITY. Acessado em 
29/09/2006. www.cem.msu.edu/~corneill/poster/piso1.gif 
 
Figura 67: 
Extraída e adaptada de: mooni.fccj.org/~ethall/cobalt/cobalt.htm 
 
	capa_2008.pdf
	Sumário_2008.pdf
	Inorgânica_Parte A_2008.pdf
	Inorgânica_Parte B_2008.pdf
	Inorgânica_Parte C_2008.pdf
	Bibliografia_2008.pdf

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