Lista de exercícios estrutura atômica e molecular

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2º semestre/2014 
Professora: Michelle Jakeline Cunha Rezende 
 
 
Lista de Exercícios de Estrutura atômica e Estrutura molecular 
 
1. Que significa o termo: estado fundamental de um átomo? 
 
2. Quantos elétrons podem ser acomodados em cada um dos seguintes subníveis: s, 
p, d, f? Qual é o mais baixo valor de n para uma camada que tem um subnível f? 
 
3. Dê os valores de n, l, m e s para cada elétron de uma camada L completa. 
 
4. Escreva a configuração eletrônica completa para Rb, Sn e Cu. 
 
5. Num sistema simples de coordenadas cartesianas, faça um esboço das “formas” 
dos três orbitais p e rotule-os de px, py e pz. 
 
6. Qual a diferença entre os orbitais 1s e 2s? Qual a semelhança? 
 
7. Desenhe as estruturas de Lewis para os compostos iônicos: KF e MgBr2. 
 
8. Por que o KF (s) é mais estável do que o K(s) e o F2 (g)? 
 
9. Dê a configuração eletrônica de cada um dos seguintes íons: Ba2+, Se2-, Al3+, Br -, 
Cu+ e Ni2+. 
 
10. Escreva as fórmulas para os compostos formados pelos seguintes pares de íons: 
a) Na+, CO3
2- b) Ca2+, ClO3
- c) Ti4+ , ClO4
- d) Cr3+ , Cl- 
 
11. Desenhe as estruturas de Lewis para as moléculas: PCl3, SiH4, BCl3, H2S, C3H8, 
SO2, SnH4. 
 
12. Desenhe as estruturas de Lewis para os íons: Cl-, ClO4
-, NO+, NO2
-. 
 
13. Desenhe as estruturas de Lewis para: SeF4, ICl3, AsCl5. 
 
 
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14. Use o ciclo de Born-Haber para mostrar que a reação K(s) + ½ Cl2 (g)  KCl (s) é 
exotérmica. São conhecidas as seguintes energias: 
para Cl (g)  Cl- (g) –349 kJ 
para K(g)  K+(g) 419 kJ 
para ½ Cl2 (g)  Cl (g) 119 kJ 
para K(s)  K (g) 90,0 kJ 
para K+(g) + Cl- (g)  KCl (s) –704 kJ 
 
15. Quais os ângulos de ligação nas moléculas triangulares, tetraédricas e 
octaédricas? 
 
16. Qual o postulado básico da teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de 
valência? 
 
17. Use a teoria RPECV a fim de propor a geometria de cada uma das seguintes 
espécies (em cada caso, o átomo central está escrito primeiro): NF3, CO3
2-, SeCl4, 
CCl4. 
 
18. Sobre que conceito básico se fundamenta a teoria da ligação de valência? 
 
19. Como se pode justificar que os ângulos da ligação H-S-H, no H2S, sejam de 
aproximadamente 92o? 
 
20. O que é um orbital híbrido? 
 
21. Por que é necessário utilizar um orbital híbrido para justificar a estrutura do 
metano, CH4? 
 
22. Com base na estrutura eletrônica do átomo central, sugira que espécies de orbitais 
híbridos estariam envolvidas nas ligações de cada uma das seguintes moléculas ou 
íons: NH4
+, PCl3, ClO4
-. Proponha as estruturas de cada uma delas. 
 
23. Descreva as ligações  e . Como é constituída uma ligação dupla? E uma ligação 
tripla? 
 
 
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24. Que tipos de orbitais híbridos são usados por cada átomo da molécula seguinte? 
Que tipos de ligações ( ou ) ocorrem entre os átomos? 
 
C C C C
H
C
H
O CH H
O H
H 
 
 
25. Como a teoria dos orbitais moleculares vê a formação de uma molécula? De que 
modo a teoria dos orbitais moleculares difere da teoria da ligação de valência? 
 
26. Descreva a ligação na molécula de N2, 
a) de acordo com a teoria da ligação de valência; 
b) de acordo com a teoria dos orbitais moleculares. 
 
27. Qual a diferença entre orbital molecular ligante e orbital molecular antiligante? 
Compare suas energias. 
 
28. Esboce os diagramas de níveis de energia dos orbitais moleculares do O2, Li2, Be2 
e C2. Quais destas espécies não existem? 
 
29. Com relação às estabilidades das espécies da Questão 28, o que ocorre quando 
um elétron é: a) retirado de cada uma delas? b) adicionado a cada uma delas? 
 
30. As espécies H2
+ e He2
+ foram observadas. Use a teoria dos orbitais moleculares 
para justificar suas existências.