Ligação Química 2016 2

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Ligação Química 
 
1) Utilizando apenas uma tabela periódica simples, arranje os elementos 
seguintes em ordem decrescente de eletronegatividades relativas (as 
maiores antes): alumínio, cloro, fósforo, magnésio, sódio. 
 
2) Sugira o provável tipo de ligação (iônica, covalente polar ou covalente 
apolar) para: 
(a) a ligação Mg-Cl em MgCl2 
(b) a ligação P-Cl em PCl3 
(c) a ligação Na-Cl em NaCl 
(d) a ligação Cl-Cl em Cl2 
 
3) Classifique cada uma das ligações indicadas como provavelmente 
iônica(I), covalente polar (CP) ou covalente apolar (CA): 
(a) a ligação Li-Br em LiBr 
(b) a ligação I-Cl em ICl 
(c) a ligação C-C no etano (H3C-CH3) 
(d) a ligação Ca-F em CaF2 
(e) a ligação O-F em OF2 
 
4) Desenhe as estruturas de Lewis para os compostos iônicos: BaO, Na2O, 
KF, MgBr2. 
 
5) Escreva as fórmulas dos compostos formados pelos seguintes pares de 
íons: 
(a) Na+, CO3
2– (c) Fe3+, HPO4
2– (e) Ni2+, NO3
– g) Sr2+, S2– 
(b) Cr3+, Cl– (d) Ba2+, SO3
2– (f) Ca2+, ClO3
– (h) K+, N3– 
(i) Ti4+, ClO4
– 
 
6) Qual o nome do termo de energia associado à reação abaixo? 
Na+(g) + Cl
–
(g) → NaCl (s) 
O processo indicado nesta equação química é endotérmico ou exotérmico? 
 
7) Construa o ciclo de Born-Haber para a formação do brometo de potássio, 
KBr(s) a partir do K(s) e Br2(l). Indique quais das etapas são endotérmicas e 
quais são exotérmicas. 
 
8) Construa o ciclo de Born-Haber e calcule a energia reticular (ou energia de 
rede) do fluoreto de potássio, KF, a partir dos seguintes dados: 
Δ H de formação do KF: – 563 kJ.mol–1 
Δ H de sublimação do potássio: 89 kJ.mol–1 
Δ H de dissociação do flúor: 158 kJ.mol–1 
Δ H de ionização do potássio: 419 kJ.mol–1 
Δ H de afinidade eletrônica do flúor: – 333 kJ.mol–1 
 
9) Construa o ciclo de Born-Haber e calcule a energia reticular do fluoreto de 
lítio, LiF, a partir dos seguintes dados: 
– Energia de sublimação do lítio: 37 kcal.mol–1 
– Energia de ionização (ou Potencial de ionização) do lítio: 124 kcal.mol–1 
– Energia de dissociação do flúor: 36 kcal.mol–1 
– Afinidade eletrônica do flúor: 81 kcal.mol–1 
– Calor de formação do LiF: 144 kcal.mol–1 
 
10) Considere o composto sólido hipotético Na2Cl (contendo o íon Cl
2–). 
Pode-se esperar que sua energia reticular seja maior do que a do NaCl? 
Explique. Por que não é encontrado Na2Cl? 
 
11) Como os íons sódio e cloreto são atraídos eletrostaticamente, o que 
impede que os dois íons desapareçam formando um átomo simples maior? 
 
12) Descreva as diferenças essenciais entre ligação sigma e ligação pi. 
 
13) Classifique o tipo de ligação que pode ser formado como resultado de 
cada uma das seguintes sobreposições de orbitais atômicos: 
(a) s – s 
(b) s – p 
(c) p – p (lado a lado) 
(d) p – p (segundo o mesmo eixo) 
 
14) a) Misturando sódio e cloro elementares há formação de cloreto de sódio, 
enquanto misturando sódio e potássio não temos uma reação química. Por 
que? 
b) Cloro e bromo podem reagir entre si, mas a espécie resultante não é 
iônica. Por quê? 
 
15) Que conjunto de orbitais híbridos têm uma orientação geométrica que é: 
(a) plana trigonal ou simplesmente trigonal 
(b) tetraédrica 
(c) linear 
 
16) Explique o fato de que o BeF2 é não polar, enquanto o OF2 é polar. 
 
17) Nas seguintes espécies, desenhe as estruturas de Lewis, determine o 
arranjo dos pares, dê a hibridização do átomo central e a geometria de cada 
espécie. 
(a) BF3 
(b) NO2
- 
(c) SF4
 
(d) XeO4 
(e) SnCl3
- 
(f) ClF5 
 
18) Discuta a possibilidade de existência de: 
(a) He2 
(b) He2
+ 
(c) C2 
 
19) Utilizando conceitos de teoria do orbital molecular (TOM) prediga o 
magnetismo das espécies a) N2, b) O2
+, c) O2
2-? Justifique sua resposta. 
 
20) Por que os elementos do segundo período nunca excedem o octeto nas 
suas camadas de valência? 
 
21) Critique cada uma das afirmações: 
(a) Metais nos grupos 1, 2 e 13 atingem a configuração de gás nobre 
pela perda de 1, 2 e 3 elétrons, respectivamente. 
(b) O número de ligações covalente formada por um átomo é igual ao 
número de elétrons desemparelhados no átomo gasoso isolado. 
(c) A energia de ligação de uma ligação dupla é duas vezes a da 
ligação simples entre os mesmos átomos. 
(d) A molécula linear X – Y – Z é apolar. 
 
22) Considere a molécula de O2. Utilizando a teoria do orbital molecular, 
responda: se os elétrons são sucessivamente removidos para dar a primeira, 
segunda e terceira energias de ionização, onde você esperaria encontrar o 
maior salto na energia de ionização? Justifique a sua resposta. 
 
23) Quais as propriedades físicas comumente mostradas pelos metais? Que 
características estruturais se supõem serem as responsáveis por estas 
propriedades?