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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ
Curso de AGRONOMIA
Disciplina: QUÍMICA GERAL E ANALÍTICA
Lista de Exercícios
Prof. Marcelo Santiago
ALUNO:
01. Preveja a estrutura de Lewis para as espécies relacionadas abaixo. Determine a carga 
formal de cada átomo, as ordens de ligação na estrutura, mostre as cargas parciais 
resultantes do compartilhamento desigual dos pares de elétrons, a geometria de pares de 
elétrons e molecular, descreva a hibridação necessária para cada átomo central e 
caracterize a polaridade das moléculas abaixo:
1. ICl
2. ClO3-
3. XeF4
4. SCl2
5. SF6
6. CHCl3
7. NO2+
8. SO3
9. PCl3
10. PCl5
11. NCl3
12. PO43-
13. SO42-
14. CO32-
15. H2SO4
16. NH3
17. H2PO4-
18. NH4+
19. AsO43-
20. SCN-
21. P2O72-
22. SiO44-
23. N2H4
24. H2O2
25. SnO32-
26. SnO22-
27. H3O+
28. SiF62-
29. ClO3-
30. PbO22-
31. NO3-
32. SeO3
33. PbI4
34. SiH4
35. ClO4-
02. Discutas as principais diferenças entre ligação iônica e covalente.
03. Em uma molécula do tipo XY2, os átomos X e Y têm eletronegatividades diferentes, 
portanto esta molécula com certeza será apolar. Discuta esta afirmação.
04. Proponha ciclos de Born-Harber para os compostos Mg2+O2– e Ca+I2–.
05. Mostre as diferenças de estrutura e polaridade para as moléculas de SO2 e SF2.
06. Explique como variam as magnitudes das interações dipolo – dipolo e dipolo induzido 
– dipolo induzido.
07. Dentre as espécies citadas em cada ítem, indique a que possui menor ponto de 
ebulição e explique:
• Cl2 e H+Cl–
• SiO2 e CO2 (Xc > XSi) 
• XeO2F2 e XeF4
• Br2, F2 e O2 
• CH3SeH, CH3OH e CH3SH
• XeO2, XeO2F2 e XeF4
• Na+Cl-, H2 e CCl4 
• CCl4 e C3Cl8 
ClCl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
• n-pentano neo-pentano
• Ácido esteárico Ácido propanóico
• H2O e H2S
• CH4 e NaCl
08. Calcule a variação de energia, a partir do ciclo de Born – Harber, para a produção 
dos compostos MgCl(s) e MgCl2 (s) a partir de seus reagentes e mostre qual destes 
compostos é mais estável? 
Dados: H s (Mg) = +148 kJ/mol; 1a EI (Mg) = +738 kJ/mol; 2a EI (Mg) = +1.450 kJ/mol; 
∆Ed (Cl2) = +122 kJ/mol; AE (Cl) = -349 kJ/mol; Er (MgCl) = - 940 kJ/mol; 
Er (MgCl2) = -2.326 kJ/mol. 
09. Mostre as diferenças de estrutura e polaridade para as moléculas de XeO2F2 e XeF4 .
10. Calcule a ordem de ligação nas espécies CN-, CN e CN+. Explique qual é a mais 
estável?
11. Por que a molécula de I3- é formada, mas a molécula F3- não.
12. Por que as ligações C – S se apresentam menores do que seria esperado para uma 
ligação simples na molécula de dissulfeto de Carbono.
13. Em que a ligação no Cl2 é diferente da ligação no NaCl?
14. Explique porque os raios atômicos dos cátions e dos ânions são, respectivamente, 
menores e maiores que os dos seus átomos de origem.
15. Explique a relação entre polarizabilidade e as forças de dispersão de London.
16. Usando seu conhecimento sobre as estruturas de Lewis, preveja quais das seguintes 
moléculas ou íons deverão ter o mais longo comprimento para a ligação indicada: (a) a 
ligação C-O em CO, CO2 ou CO32-, (b) a ligação S-O em SO2, SO3 ou SO32-, (c) a ligação 
C-N em HCN, CH2NH ou CH3NH2.
17. Qual a hibridação do átomo central de moléculas com as seguintes geometrias?
(a) Linear (b) Octaédrica (c) Tetraédrica (d) Pirâmide quadrada
18. Explique o ciclo de Born-Harber, enfocando o significado, as etapas descritas e 
estabilização:
∆H1: Entalpia de Vaporização
∆H2: Entalpia de Dissociação
∆H3: Energia de Ionização
∆H4: Afinidade Eletrônica
∆H5: Energia Reticular
∆Hoverall:: Energia de Reação
19. O nitrogênio e o fósforo são da mesma família na tabela periódica. Explique por 
que o fósforo pode formar os compostos PCl3 e PCl5, enquanto o nitrogênio só forma o 
composto NCl3. Preveja a estrutura de Lewis, determine a carga formal de cada átomo, as 
ordens de ligação e mostre as cargas parciais resultantes do compartilhamento desigual 
dos pares de elétrons para os compostos mencionados.
20. Comente as seguintes afirmações e corrigindo-as quando necessário:
a. A ligação iônica corresponde à uma transferência de elétrons entre duas espécies.
b. A energia reticular é a principal responsável pela estabilização da ligação iônica, e 
é diretamente proporcional às cargas e tamanho dos íons.
21. Responda:
a. Que tipos de forças de interação intermoleculares estão presentes em moléculas 
polares? e apolares? (íon – dipolo, dipolo – dipolo, dispersão de london)
b. Por que as ligações de Hidrogênio podem ser consideradas como um tipo de 
interação dipolo – dipolo?
22. Calcule a variação de energia para a produção dos compostos CsF(s) e CsF2 (s) a 
partir de seus reagentes, qual destes compostos é mais estável? 
Dados: ∆Hs (Cs) = +76,1 kJ/mol; 1a EI (Cs) = +375,7 kJ/mol; 2a EI (Cs) = +2422,0 kJ/mol; 
∆Ed (F2) = +158,0 kJ/mol; AE (F) = -328,0 kJ/mol; E r (CsF) = - 740 kJ/mol; 
Er (CsF2) = -2347,0 kJ/mol. 
( )( )[ ]
d
enenCEr
−+
=
Ciclo de Born-Harber
Cs(s) F2(g) CsF2
Cs (g)
2F(g)
+
Cs+
2F-
+
∆ Hs ∆ Hd
AE
EI
E
Er
Cs2+
2EI
 
Cs(s) 1/2F2(g) CsF
Cs (g)
F(g)
+
Cs+
F-
+
∆ Hs ∆ Hd
AE
EI
E
Er
23. Para cada um dos seguintes pares de compostos iônicos, diga qual o composto de 
maior energia de rede (Er). Explique sua escolha.
a) KCl, MgO b) LiF, LiBr c) Mg3N2, NaCl
24. Qual composto tem maior energia reticular entre os pares abaixo:
a) Na+ Cl– e Li+ Cl–
b) Sr+2 I2– e Rb+ I–
c) Rb+ F– e Li+ I–
Boa Lista!
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