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CAPÍTULO 3 - LIGAÇÕES QUÍMICAS
VALORES DE ELETRONEGATIVIDADE DE ALGUNS ELEMENTOS:
	
	H
	C
	N
	O
	F
	Cl
	S
	P
	Se
	Si
	Na
	K
	
	2,1
	2,5
	3,5
	3,5
	4,0
	3,0
	2,5
	2,1
	2,4
	1,8
	1,0
	0,9
1) Defina:
	a) ligação iônica
	b) ligação covalente normal
	c) ligação covalente coordenada
	d) energia de ligação 
	e) molécula apolar
	f) molécula polar
	g) carga formal
	h) eixo de ligação 
	i) fórmulas e diagramas de Lewis.
	j) diagrama de orbitais
	k) ligação sigma e pi (( e ()
l) hibridização
	m) orbitais equivalentes
	n) híbridos de ressonância
	o) expansão da camada de valência
	p) forças de Van Der Waals e ligação Hidrogênio.
	q) raio covalente e raio de Van Der Waals.
2) Explique a relação entre a eletronegatividade e o caráter das ligações.
3) Ao prever o caráter das ligações, que propriedades podemos estabelecer, a respeito das substâncias iônicas e das substâncias moleculares formadas?
4) O que é ligação covalente coordenada? Em que difere das outras ligações covalentes?
5) Diga qual o provável tipo de ligação entre:
	a) K e O 		b) H e H 			c) C e O (CO2) 	
	d) S e O (SO2) 	e) N e H (amônia) 		f) Al e Cl
6) Os átomos A B C e D ocupam o mesmo período, tendo, respectivamente, 1, 3, 5 e 7 elétrons de valência.
a) Quais serão as fórmulas dos compostos formados entre A e D / B e D / C e D.
b) Faça uma comparação entre as eletronegatividades de A e D. Escreva a fórmula eletrônica do composto formado. E indique se o mesmo será iônico ou covalente.
c) Escreva a fórmula eletrônica entre C e D.
7) Descreva, em detalhes, as ligações nas moléculas abaixo:
	N2, Cl2, HF, BCl3, C2H4, CO2
8) Escreva os símbolos de Lewis para:
		a) Se 		b) Br 		c) Al 		d) K 		
		e) Ba 		f) Ge 		g) P
9) Quais das seguintes substâncias tem ligações predominantemente covalentes?
	a) NH3 	b) FeCl2 	c) BCl3 	d) MgCl2 	e) BeI2 	f) NaH
10) Qual a diferença entre ligação covalente e ligação iônica? Porque as ligações covalentes são ditas direcionais e as iônicas não direcionais?
11) Identifique o tipo de ligação nos seguintes compostos:
	a) O2 	b) C2H2 	c) NH4Cl 	d) SO3 	e) H2SO4
12) Dê as fórmulas dos compostos formados entre os seguintes elementos:
	a) Ba e O 	b) Li e O 	c) Ag e O 	d) Al e O 	e) Zn e O
13) Como é constituída a ligação dupla? E a ligação tripla?
14) O que são ligações múltiplas?
15) Descreva como se forma uma ligação covalente sigma (() e uma ligação pi ((). Em que estas ligações diferem da ligação coordenada? E uma tripla?
16) Para que uma ligação covalente (( e () possa ocorrer que tipos de orbitais híbridos devem estar disponíveis?
17) Quais das seguintes substâncias têm ligações que são predominantemente iônicas, e quais que são covalentes?
	AlCl3, MgO, Al2O3, NF3, CsF, FeCl2, SO2, Ca3P2, Mg2Si, NH3, MnF3, BCl3, MgCl2, BeI2, NaH.
18) Em quais compostos dos seguintes pares você esperaria um maior caráter iônico da ligação? Justifique sua escolha. 
P2O5 e PCl3; 
CO2 e NO2.
19) Que papel desempenham as Pontes de Hidrogênio na água, que a torna única entre os líquidos?
20) Explique as forças de Van der Walls. Mostre exemplos.
21) Identifique as moléculas polares:
	a) H2 e H2O 		b) BeCl2 e H2O 	c) CH4 e NH3 	d) PCl3 e CO2 
22) Quais das espécies abaixo possuem ligações covalentes polares, porém a molécula é apolar?
	a) H2	b) CH4 	c) O2 		d) CO2 	e) CH3Cl
23) Classifique as seguintes moléculas em polares e apolares. Justifique:
	Hidreto de silício		Fosfina
	Ácido sulfúrico		Cloreto de berílio
	Dióxido de enxofre		Nitrogênio		Clorometano
24) Explique com suas próprias palavras o que acontece quando um metal alcalino se combina com um halogênio. Porque os compostos formados nesta reação, são estáveis?
25) Diga qual será o provável tipo de ligação, considerando a variação de eletronegatividade na tabela periódica.
	a) Al e Cl 	b) Mg e Br 	c) C e O 	d) Cl e Cl 	
	e) C e S 	f) I e I 		 g) C e H 	h) S e O 
26) Sabendo que a água apresenta angulo de ligação 104o30’, esquematize a formação de sua molécula.
27) Dentre as substâncias abaixo, quais as que são capazes de formar ligações por ponte do hidrogênio?
	a) HCl 	b) C2H5OH 	c) H2O 	d) HF 		
	e) CH4 	f) H2S 		g) NH3 
28) Por que os elementos do período dois nunca excedem o octeto nas suas camadas de valência?
29) Quais das moléculas possuem o momento dipolar resultante diferente de zero?
	a) BeCl2 	b) H2S 	c) NH3 	d) HCl 	
	e) BF3 		f) H2O
30) Qual das moléculas a seguir são polares?
a) água	b) metano	c) cloreto de metila		d) amônia	
e) cloreto de boro III 	f) dióxido de carbono
31) A expansão da camada de valência permite que mais de 8 elétrons possam ser acomodados; isto ocorre quando há um número suficiente de orbitais. Explique então porque o fósforo forma 2 cloretos (PCl3 e PCl5) enquanto o nitrogênio somente 1 (NCl3).
32) Represente em um diagrama de orbitais os seguintes compostos. Discuta o tipo de hibridação apresentada pelos átomos, mostrando o tipo de ligação covalente.
	�
a) C2H2 , C3H6 ,CH3CH2CHO
b) CH3CHClCOOH, H2S
	c) BF3 , BeH2 
	d) CH3C(OHCN)H, CH3CH2NH2
�
33) Proponha um mecanismo em três etapas para representar a ligação nos seguintes compostos iônicos:
	a) NaBr 		b) KCl 		c) Rb2O
34) O que é um orbital híbrido? Dê exemplos de orbitais híbridos e de compostos onde houve formação de um ou mais deles.
35) Com base na estrutura eletrônica do átomo central, sugira que tipo de orbital híbrido estaria envolvido nas ligações de cada uma das seguintes moléculas ou íons:
�
BCl3
NH4+
BeCl2
C2H2
CH3CHCl-COOH
C2H6
CH3CH2OHO�
36) A partir do conhecimento dos orbitais híbridos usados na questão anterior, proponha uma diagrama de orbital representando as ligações.
37) Para a reação 
BCl3 + NH3 ( Cl3BNH3
Que espécies de orbitais híbridos são usadas pelo B e N, antes e depois da reação? Como varia a geometria em torno do B e N quando ocorre a reação?
38) Considere as seguintes espécies no estado gasoso: BF3, SnF3-, BrF3, KrF4 e BF5. Para cada uma delas qual é a hibridização do átomo central e qual o nome da geometria molecular?
39) Complete a tabela abaixo se baseando na teoria de valência:
	Molécula
	(
	(
	Hibridização
	Ressonância 
	O3
	
	
	
	
	BF3
	
	
	
	
	H3O+
	
	
	
	
40) Mostrar que no cloreto de amônio (NH4Cl) estão presentes ligações iônicas e covalentes.
41) Qual a vantagem de se usar o símbolo de Lewis?
42) Escreva os símbolos de Lewis para: Se, Br, Al, K, Ba, Ge, P.
43) Desenhe as estruturas de Lewis para os compostos iônicos: BaO, Na2O, KF e MgBr2. 
44) Escreva a estrutura de Lewis para:
�
Al2O3
CaCl2
Na2O
SnCl4
MgO
SiH4
H2S
C3H8
Cl2
�
45) Escreva as estruturas eletrônicas de Lewis para as espécies:
	a) NO2 	b) (BF4)- 	c) Na2SO3 	d) HClO3 	
	e) HCN 	f) SO2 	g) (SO4)-2
46) Escreva as estruturas de Lewis para os compostos:
	a) N2		b) BCl3 	c) H2O 	d) Cl2 		
	e) SCl2 	f) OF2 		g) SnH4 	h) C2H4 	
	i) SO3 	j) (NO3)- 	k) (NO2)- 	l) SF4 		
	m) KI		o) C2H6	p) C2H4	q) C2H2	
	r) CH4O	s) CH2O	t) CH5N	u) CH3SH 
47) Quais das espécies da questão 46 têm uma ou mais ligações que poderiam ter sido formadas por intermédio de ligações covalentes coordenadas? Como a ligação covalente coordenada difere da ligação covalente normal?
48) Represente as estruturas de Lewis para as moléculas ou íons:
�
PCl3
H2S
SF2
XeF2
SO2
ClO4-
SO3-2
CO2
CO3-2
BH4-
HOBr
CH3+
AlCl4-
O2
O3
O2-2
O2-
HO2-
�
49) Qual o postulado básico da teoria de repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência?
50) Preveja as ligações possíveis para um átomo hibridizado em:
sp3
sp2
sp
Qual o ângulo formado entre estes orbitais híbridos?
51) Represente através de um diagrama deorbitais as espécies, indicando a hibridização dos elementos:
SF4
BrF5
C3H8
C3H6O2
52) O SiF4 reage com o F- para formar SiF6-2, porém o CF4 não reage com o F- para dar o CF6-2. Por que?
53) Represente através de um diagrama de orbitais as espécies, indicando a hibridização dos elementos:
BF4- 
PCl6- 
ICl4- 
XeF2
54) Sabemos da teoria de valência que um átomo hibridiza para aumentar sua valência e/ou afastar cargas de sinais iguais. Baseado nisso e na tabela abaixo, responda:
a) Quais as moléculas em que ocorre hibridização? Justifique
b) Quais aquelas em que não ocorre hibridização? Justifique.
c) Explique o motivo da variação dos ângulos dos hidretos do 2º período.
	Molécula
	CH4
	NH3
	H2O
	SiH4
	PH3
	H2S
	Ângulo
	109º
	106º
	105º
	109º
	92º
	90º
55) Use a teoria da ligação de valência para explicar as ligações na molécula de Cl2.
56) Por que é necessário utilizar os orbitais híbridos para justificar a estrutura do metano CH4 . 
57) Com base na estrutura eletrônica do átomo central, sugira que espécies de orbitais híbridos estariam envolvidos nas ligações de cada uma das seguintes moléculas:
	BCl3 ; BeCl2 ; C2H2 ; C2H6
58) A partir do conhecimento dos orbitais híbridos usados para ligações, proponha as estruturas das espécies da questão anterior.
59) Que tipo de força intermolecular existe em cada um dos compostos abaixo:
	C2H6, KI, C(diam), N2O, Au, Ne, NH3
60) Faça as estruturas de Lewis e, calcule a carga formal de cada átomo, nas seguintes moléculas ou íons:
�
a) NO2-
b) (ClO2)-
c) ClF3
d) (SO3)-2 
�
61) Por que o KF é mais estável do que K e F2?
62) Qual a hibridação dos átomos sublinhados nas estruturas abaixo? Faça um diagrama da distribuição eletrônica destes elementos nas estruturas.
a) CS2;	b) HCCH;	c) (NH2)-;	d) BF3;	e) ClF3
63). Use estruturas de Lewis e a teoria da repulsão dos pares de elétrons e prediga a forma das seguintes moléculas. Sugira valores aproximados para os principais ângulos de ligação (por exemplo, menor do que 109,5(; maior do que 109,5(, etc)
a) HClO4 	b) PF3 	c) H2Se 	d) CO2 	e) HPO42(
64) Responda:
a) Na estrutura de Lewis da molécula de BF3 o B não alcança a configuração de gás nobre. Você pode imaginar uma estrutura de ressonância na qual o B tenha essa configuração? Pelas cargas formais dos átomos dessa estrutura de ressonância, ela deve ser mais ou menos importante do que a primeira?
b) Descreva a molécula de ClO2 em termos de estruturas de ressonância. Alguma delas satisfaz a regra do octeto? Use as cargas formais e diga qual dessas estruturas deve ser mais importante. 
65) As 3 espécies NH2(, NH3 e NH4+ tem ângulos de ligação H-N-H igual a 1050, 1070 e 109,50, respectivamente. Se o átomo central é o mesmo, qual a razão dessa diferença?
66) Existem duas possibilidades estruturais para o gás N2O, chamado óxido nitroso: uma com a seqüência NON e outra com a seqüência NNO. Use a teoria de Lewis e proponha estruturas com estas seqüências. Não se esqueça das cargas formais. Baseado nestas cargas e na eletronegatividade dos átomos envolvidos, qual das estruturas você acha que é a mais provável?
67) Desenhe uma estrutura tridimensional para as seguintes moléculas e diga se serão polares ou apolares:
a) CCl4;	b) CS2;	c) SO3;	d) NF3;	e) PF5
68) A molécula de PF3 é polar e a molécula de BF3 apolar. Explique.
69) Sugiram quais são os orbitais híbridos usados pelos átomos sublinhados nas seguintes estruturas:
a) (NH2)(	b) H3O+	c) CS2		d) BI3		e) BCl4(.
70) Represente estruturas de ressonância para a molécula de O3 e para o ânion (CO3)2(. Sugira um híbrido de ressonância que melhor represente as estruturas.
71) O comprimento da ligação entre os átomos C das moléculas H3CCH3, H2CCH2 e HCCH varia da seguinte forma: 1,54Å, 1,34Å e 1,20Å. Explique essa tendência usando estruturas de Lewis.
72) As seguintes energias são liberadas quando os íons no estado gasoso se combinam para formar redes cristalinas do estado sólido: BeH2, -3205 KJ/mol; MgH2, -2791 KJ/mol; CaH2, -2410 KJ/mol e SrH2, -2250 KJ/mol. Sugira uma explicação para essa tendência na energia liberada.
73) Construa um ciclo de Born-Haber para a formação do NaCl (s), a partir do Na (s) e do Cl2 (g). Indique quais as etapas exotérmicas e as endotérmicas.
	Construa o ciclo de Born-Haber para a formação de KBr(s), a partir do K(s) e do Br2(l). Indique quais etapas são exotérmicas e endotérmicas.
Dados: ver exercício 90
74) Faça o diagrama em orbital do:
	a) acetileno (C2H2) 			b) álcool etílico (CH3CH2OH) 	
	c) ácido acético (CH3COOH) 		d) propanona (CH3COCH3) 
75) Indique qual (is) as ligações coordenadas existentes nas moléculas abaixo;
�
SO2
SO3
H2SO4
HNO3
�
76) Compare as energias de ligação em: O2, O2+ e O2- .
77) Determine a geometria das moléculas abaixo:
	HCl, PCl3, COCl2, NH3, CH4, H2S, CHBr3, SO3, CS2, Br2.
78) Identifique e comente as forças envolvidas nos processos abaixo:
a) ebulição do H2
b) sublimação do gelo seco (CO2 sólido)
79) Por energia de ligação entende-se a quantidade de energia necessária para a quebra de uma dada ligação. São dadas as energias de ligação em KJ/mol:
C-C = 348	C-H = 413		O=O = 495		
C-O = 358	C=O = 799		H-O = 463
Calcule a energia liberada na combustão completa de um litro de gasolina (C8H18) sabendo-se que sua densidade é igual a 0,7g/mL.
C8H18 + O2 ∆ → CO2 + H2O
80) Indique qual substancia em cada um dos pares abaixo deverá ser mais solúvel em água. Justifique a resposta baseando-se na polaridade e nas forças intermoleculares.
a) etanol (CH3CH2OH) ou propanol (CH3CH2CH2OH)
b) CH3CH2OCH3 OU CH3CH2CH2OH
c) NaCl ou CH3Cl
d) C6H6 ou C6H5OH
81) Considerando as ligações químicas das substâncias:
a) apresente a fórmula eletrônica e indique as ligações iônicas, covalentes e coordenadas para o nitrito de sódio e o cloreto de metilamônio.
b) justifique em função das forças de interação molecular, as diferenças no ponto de ebulição entre:
- etano e álcool etílico
- álcool etílico e éter metílico
- álcool etílico e água.
Dados:
	Substância
	PE (ºC)
	Massa molecular
	Etano
	-88,6
	30
	Álcool etílico
	78,5
	46
	Éter metílico
	-25,0
	46
	Água 
	100
	18
82) Suponha uma estrutura de Lewis alternativa para o ácido sulfúrico (H2SO4) e dimetil sulfóxido (C2H6SO) que mostre somente oito elétrons na camada de valência do S. Assinale a carga formal para cada átomo. 
83) Cada um dos compostos inorgânicos relacionados abaixo, serão freqüentemente encontrados em nosso estudo. Calcule, em cada caso, a carga formal em cada átomo: a) Cloreto de Tionila (SOCl2) 	 b) Tribrometo de Fósforo (PBr3) c) Ácido Nítrico (HNO3) 	d) Ácido Sulfúrico (H2SO4) e) Ácido Nitroso (HNO2) 
84) Arranje , em cada caso, as ligações covalentes em ordem crescente de caráter iônico. 
a) C-H, O-H, N-H 		b) C-H, B-H, O-H	c) C-H, C-Cl, C-I	
d) C-S, C-O, C-N		e) C-Li, C-B, C-Mg 
85) Escreva estruturas de ressonância para os seguintes íons. Indique a estrutura mais favorável em cada caso. 
a) CNO-	 b) NO-	c) HCO2-	d) CH3COO-
86) 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: 
K(s) → K(g) (90,0 kJ);
½ Cl2(g) → Cl(g) (119,0 kJ); 
K(g) s → K+(g) (419 kJ); 
Cl(g) → Cl-(g) (- 349 kJ); 
K+(g) + Cl-(g) → KCl(s) (- 704 kJ). 
87) Considere as moléculas abaixo, e através da Teoria da Ligação de Valência (TLV) faça o estudo (tipo de ligação, hibridação, polaridade da ligação e da molécula, tipo de interação intermolecular e tipo de ligação) das seguintes moléculas: 
a) NH3 	b) H2O 	c) BCl3 	d) BeCl2 	e) BeCl3- 
f) CH4 	g) PCl5 	h) SF6		i) SF4		j) SF5-
k) PCl4-	l) ICl3		m) XeF4	n) XeOF4	o) XeF5+	
p) SCl4	q) CO3-2	r) BF4-		s) BrF5
88) Faça o diagrama (desenho) do contato dos orbitais na formação dos seguintescompostos: HF, F2, O2 e Cl2O
89) Considere as seguintes substâncias (NH3, H2O, NF3, CH4 e NaCl) e responda as questões abaixo: 
a) Justifique a diferença entre os ângulos da ligação nas moléculas H2O, NH3 e CH4. 
b) Porque a água dissolve o NaCl e não dissolve o CH4 na mesma quantidade?
90) Considere a tabela abaixo (kJ): 
	Composto
	Al(s)
	K(s)
	Cl2(g)
	Ca(s)
	Li(s)
	F2(g)
	Mg(s)
	Br2(l)
	O2(g)
	Na(s)
	I2(s)
	Sublimação
	11
	90
	-
	192
	155
	-
	150
	30
(l→g)
	-
	109
	62
	Dissociação
	-
	-
	238
	-
	-
	75
	-
	190
	249
	-
	107
	Pot. Ionização
	2745
	419
	-
	1636
	520
	-
	2090
	-
	-
	495
	-
	Eletroafinidade
	-
	-
	-349
	-
	-
	-328
	-
	-330
	-655
	-
	-325
Calcule a entalpia do retículo cristalino dos seguintes compostos: 
a) AlCl3(s) (∆Hºf = -704 kJ mol-1)
b) KBr(s) (∆Hºf = -393 kJ mol-1) 
c) MgBr2(s) (∆Hºf = -520 kJ mol-1) 
d) MgO(s) (∆Hºf = -602 kJ mol-1)
e) NaI(s) (∆Hºf = -288 kJ mol-1) 
f) KCl(s) (∆Hºf = -437 kJ mol-1) 
g) LiF(s) (∆Hºf = -594 kJ mol-1) 
h) MgCl2(s) (∆Hºf = -641 kJ mol-1) 
i) NaCl(s) (∆Hºf = -411 kJ mol-1) 
j) Al2O3(s) (∆Hºf = -1675 kJ mol-1)