Exercicios P2

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LISTA DE EXERCÍCIOS QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL – P2 
Para a resolução desta lista é imprescindível o estudo dos capítulos 8, 9 e 23 (itens 23.1 e 23.5) 
do livro: ​Química: a ciência central​, T. L. Brown, et al; 9 edição, Pearson, 2005. 
OU 
Os capítulos 2, 3 e 6 (itens 6.1 – 6.4, 6.12, 6.3) do livro: ​Princípios de Química: questionando a 
vida moderna e o meio ambiente, ​P. Atkins, L. Jones; 5 ed., Porto Alegre: Bookman, 2012. 
 
Ligação Química 
1) Defina o que são ligações químicas? 
2) a) O que são os elétrons de valência? b) Quantos elétrons de valência possui um átomo de 
nitrogênio, um átomo de carbono e um átomo de fósforo? 
c) Um determinado átomo tem a configuração eletrônica 1s​2 2s​2 2p​6 3s​2 3p​2​. Quantos elétrons de 
valência tem este átomo e qual seria esse átomo? 
3) a) O que é a regra do octeto? b) O átomo de iodo, bário e nitrogênio deve ganhar ou perder 
quantos elétrons para atingir a regra do octeto? 
4) Dê o símbolo de Lewis para os seguintes elementos: a) Ca; b) P; c) Ne; d) Sc​3+​. 
5) Com os símbolos de Lewis, dê a equação da reação entre os seguintes átomos: a) Mg e O; b) 
Mg e Br; c) Ca e Cl. 
Ligação Iônica 
 
1. Com base na equação de Born-Landé e correlacionando os raios dos íons e suas cargas 
explique: a) por que a energia de rede (E​rede​) do MgO (E​rede = 3795 kJ/mol) é maior que a energia 
de rede do NaF (Erede = 910 kJ/mol); b) O que isso significa? c) quais são as propriedades dos 
compostos iônicos? 
 
2. A figura abaixo mostra parte do ciclo de Born-Haber para a formação do NaCl(s) a partir de 
seus constituintes. Sabendo que a seta menor indica um consumo de 496 kJ mol​-1 de energia e, a 
seta maior, a liberação de 787 kJ mol ​-1​ de energia, responda: 
 
a) A que processo corresponde os valores de energia indicados pelas setas no ciclo? Escreva a 
equação química correspondente a essas duas transformações, indicando os estados físicos de 
reagentes e produtos. 
 
b) Calcule a entalpia padrão de formação para o NaCl, utilizando os dados termoquímicos que 
forem necessários. 
 
(c) Os sólidos iônicos NaCl e KCl formam o mesmo tipo de estrutura cristalina, logo eles tem o 
mesmo valor para a constante de Madelung. Em qual composto as interações entre os íons são 
mais fortes? Justifique. 
 
3. a) O que é energia de rede? b) A energia de rede de um sólido iônico aumenta ou diminui 
quando as cargas dos íons aumentam? c) Qual é um outro importante parâmetro, e como esse 
influência a energia de rede? 
 
 
4. Explique as seguintes relações entre as energias das redes nos seguintes pares de compostos: 
a) E​rede​ MgO > E​rede​ MgS; b) E​rede​ LiF > E ​rede​ CsBr; c) E​rede​ CaO > E​rede​ KF. 
 
5. O óxido de cálcio, substância de fórmula química CaO que é utilizado na construção civil para 
elaboração de argamassas e preparação dos processos de pintura. O ponto de fusão do CaO é 
de 2572 °C e energia de rede calculada usando o modelo puramente eletrostático (equação de 
Born-Landé) é 3535,7 kj/mol. 
Com base nestas informações e na energia de rede (​calcule a energia de rede experimental​) 
calculada usando dados experimentais e o ciclo de Born-Haber, podemos considerar que o 
modelo iônico é adequado para explicar a ligação no composto CaO? Justifique. 
 
Dados Entalpia (todos estão em kJ/mol): 
• Entalpia de Atomização do Sódio: 121,7 
• Primeira Energia de Ionização do Sódio: 496,0 
• Segunda Energia de Ionização do Sódio: 4460,0 
• Entalpia de Dissociação do Cloro Gasoso: 224,2 
• Entalpia de Ganho de Elétron do Cloro: -348,8 
• Entalpia de Formação do Cloreto de Sódio: ??? 
• Entalpia de Rede do NaCl: -787,0 
• 
Dados Entalpia (todos estão em kJ/mol): 
• Entalpia de Atomização do Cálcio: 178,2 
• Primeira Energia de Ionização do Cálcio: 589,8 
• Segunda Energia de Ionização do Cálcio: 1145,4 
• Entalpia de Dissociação do Oxigênio Gasoso: 495,4 (O​2(g)​ -> 2O​(g)​) 
• Entalpia de Ganho de Elétron do Oxigênio: -140 
• Entalpia de Ganho do Segundo Elétron do Oxigênio: 844 
• Entalpia de Formação do Óxido de Cálcio: -635,5 
 
 
Ligação Covalente 
 
1. O que significa ligação covalente? b) Em que a ligação no Cl​2​ é diferente da ligação no NaCl? 
 
2. Os compostos H​2​O, NH​3​, CH​4​, estão presentes na natureza e são muito utilizados pela 
humanidade. Estas moléculas são isoeletrônicas (possuem o mesmo número de elétrons) e seus 
ângulos de ligação, iguais a 109,5°, 107° e 104,5°, para o CH​4​, NH​3 e H​2​O, respectivamente 
(Justifique a geometria com base no modelo de repulsão dos pares de elétrons de valência). 
a. Proponha estruturas geométricas para as três moléculas. Faça os desenhos correspondentes. 
 
b. Justifique a tendência observada nos valores dos ângulos de ligação com base no modelo de 
repulsão dos pares de elétrons da camada de valência. 
 
c. Sugira hibridações compatíveis com a geometria de cada espécie. 
 
d. Com base na geometria dessas moléculas e na polaridade das ligações explique quais 
moléculas são polares e quais são apolares. 
 
3. Sabendo que os elétrons em uma molécula devem estar distribuídos de forma que as cargas 
formais nos átomos fiquem o mais próximo possível de zero, faça o que se pede: 
a. Esboce a melhor estrutura de Lewis para o íon sulfato, SO​4​2-​, com base nas cargas formais. 
Existe apenas uma estrutura de Lewis que representa bem este íon? Deixe os cálculos indicados. 
b. Usando o modelo da repulsão de pares de elétrons no nível de valência (​VSEPR​) faça o 
esboço da geometria para o íon sulfato. 
(c) Em solução aquosa diluída o íon sulfato interage com os íons H​+​? Se sim o H​+ se liga ao 
átomo de S ou ao átomo de O no SO​4​2-​? Justifique. 
 
4. a) O que é eletronegatividade? b) Na escala de Pauling, qual a amplitude dos valores das 
eletronegatividades dos elementos? c) Qual é o elemento mais eletronegativo? d) Qual é o menos 
eletronegativo? 
 
5. Com o auxílio de uma tabela periódica, aponte o elemento mais eletronegativo em ​cada 
conjunto seguinte: 
a) S, Cl, Se, Br; 
b) Li, Be, B, Al; 
c) Ga, Ge, As, Si; 
d) Na, Mg, K, Ca. 
 
6. a) Determinar as características (polar, apolar ou iônica) das seguintes ligações e os valores 
das respectivas diferenças de eletronegatividades entre as mesmas: 
i) B-Cl; 
ii) Cl-Cl; 
iii) P-F; 
iv) Hg-Sb; 
 
b) Em cada ligação polar, qual é o átomo mais eletronegativo. 
 
7. a) Defina ordem de ligação, comprimento de ligação e energia de ligação? 
b) ​Explique em detalhes as relações entre eles (ordem x comprimento; energia de ligação x 
ordem). 
 
8. a) O que você entende por carga formal? b) Explique os passos principais para calcular a carga 
formal de um átomo numa fórmula de Lewis? 
 
9. Quais são os principais critérios para escolher qual a estrutura de Lewis é mais estável dentro 
das estruturas possíveis em relação a carga formal? 
 
10. Calcular a carga formal do átomo indicado em cada molécula ou íon: 
a) o átomo de oxigênio central no O ​3​; 
b) o fósforo no PF​6​- 
c) o nitrogênio no NO​2​ (admita que número ímpar de elétrons no N); 
 
11. Três fórmulas de Lewis possíveis para o N​2​O são: 
 
Encontre as cargas formais dos elementos,e determine qual das três, é possivelmente, a mais 
estável? 
 
11. a) Escreva duas fórmulas de Lewis possíveis para o SO​2​, em que os átomos de ​oxigênio 
estão ligados ao enxofre. 
b) Conhece-se experimentalmente que as duas ligações S–O são equivalentes. Por que cada 
uma das fórmulas do item (a), isoladamente, é contraditória ao fato experimental? Como conciliar 
a teoria com o experimento? 
 
12. O formaldeído é um composto muito utilizado na indústria e também foi utilizado por nós na 
síntese do polímero formaldeído ureia. Sobre essa substância, faça o que se pede. 
a. Qual é a hibridação do átomo de carbono no formaldeído, CH​2​O? Quais orbitais formam as 
ligações σ nessa molécula? E as ligações π? Justifique. 
 
b. A molécula de PF​3 é polar e, assim, a ligação P-F é polar. Considerando a proximidade do 
silício e do fósforo na tabela periódica, deveríamos esperar que a ligação Si-F também fosse 
polar, porém a molécula de SiF​4​ não possui momento dipolar. Explique a causa disso. 
 
c. O etano (C​2​H​6​), o etileno (C​2​H​4​) e o acetileno (C​2​H​2​) apresentam ligações carbono-carbono. 
Coloque os três compostos em ordem decrescente de energia de ligação carbono-carbono. 
Justifique sua resposta. 
 
13. A acroleína, usada na fabricação de plásticos, pode ser obtida através da reação entre etileno 
e monóxido de carbono, conforme a equação abaixo: 
 
a. Indique qual é a ligação carbono-carbono mais forte na molécula de acroleína. Justifique. 
 
b. Indique qual é a ligação carbono-carbono mais longa na molécula de acroleína. Justifique. 
 
c. As moléculas de etileno e acroleína são apolares? Justifique. 
 
Dados os valores de eletronegatividades 
B (2,04); Cl (3,16); P (2,19); F(3,98); Hg (2,00); Sb (2,05); O (3,44); Br (2,96). 
 
 
Exercícios TOM 
1. Explique, através da Teoria dos Orbitais Moleculares, por que a molécula He​2​ não se forma. 
 
2. Desenhe os diagramas de orbitais moleculares para O​2 ​e do ​O​2​2-​. Mostre quais orbitais estão 
ocupados e responda: 
a. O O​2 e o O​2​2- são dimagnéticos ou paramagnéticos. No caso de ser paramagnético, quantos 
elétrons desemparelhados possui? 
 
b. Com base no diagrama de orbitais moleculares indique qual a orbital de maior energia ocupada 
por elétrons (HOMO). 
c. Qual a ordem de ligação para o O​2​ e para o O​2​2-​ ? 
 
d. A ligação oxigênio-oxigênio no O ​2 é mais forte ou mais fraca que a ligação oxigênio-oxigênio no 
O​2​2-​? 
 
Diagrama orbital Molecular vazio 
 
3. Determine a configuração eletrônica (utilizando a Teoria do Orbital Molecular) e a ordem de 
ligação do metano (CH​4​). 
 
4. Desenhe os diagramas de orbitais moleculares para C​2​, O​2, ​O​2​2- e CO. Mostre quais orbitais 
estão ocupados e determine as ordens de ligação e as propriedades magnéticas dessas 
espécies. 
 
5. Quantas ligações ​σ e quantas ligações ​π existem em a) CO​2 ; b) CO? Represente as 
moléculas. 
 
6. (a) Desenhe os diagramas de orbitais moleculares para CO ​e do ​CO​+​. Mostre quais orbitais 
estão ocupados. 
a. O CO ​e do ​CO​+ são dimagnéticos ou paramagnéticos. No caso de ser paramagnético, quantos 
elétrons desemparelhados possui? 
b. Com base no diagrama de orbitais moleculares indique qual a orbital de maior energia ocupada 
por elétrons (HOMO). 
c. Qual a ordem de ligação para o CO​ ​e do​ ​CO​+​? 
d. A ligação oxigênio-carbono no CO é mais forte ou mais fraca que a ligação oxigênio-carbono 
no CO​+​? 
Justifique detalhadamente todas as suas respostas 
 
 
 
Ligações Metálicas 
1. Explique por que a condutividade elétrica de um metal diminui com o aumento da temperatura, 
mas aumenta nos casos dos semicondutores. 
 
2. Utilize a Teoria do Orbital Molecular e explique as diferenças entre metais, isolantes e 
semicondutores. 
 
3. A ligação metálica consiste em um mar de elétrons livres espalhado entre os átomos. Esse mar 
de elétrons é responsável por várias propriedades macroscópicas dos metais. Em sólidos, 
formam-se tantos orbitais moleculares que a diferença de energia entre eles vai diminuindo tanto 
até que se formem níveis de energia contínuos, as bandas eletrônicas. Há duas principais 
bandas: a de valência e a de condução. (a) Explique porque condutividade elétrica dos metais 
diminui (resistividade aumenta) com o aumento da temperatura? (b) Como podemos explicar a 
alta condutividade térmica dos metais? (c) Como podemos explicar a alta ductibilidade e 
maleabilidade dos metais? 
 
4. Marque V (verdadeiro) ou F (falso). Quando a resposta for falsa, justifique-a. 
(a) ( ) A condutividade dos metais aumenta com o aumento de temperatura. 
(b) ( ) A condutividade de semi-condutores diminui com o aumento de temperatura. 
(c) ( ) O modelo de “mar de elétrons” não pode explicar a condutividade elétrica e térmica dos 
metais. 
(d) ( ) A Maleabilidade e ductilidade podem ser explicadas devido às ligações direcionais 
presentes nos metais - o que inviabiliza a capacidade de formar novos arranjos dos átomos do 
metal após compressão, e redistribuição dos elétrons. 
(e) ( ) os níveis dos elétrons nos metais são distantes uns dos outros, possibilitando a formação 
de bandas de valência e de condução. 
 
 
Dados