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Lista de exercícios 3 
 
 Ligações químicas / geometria molecular / teoria das ligações / forças intermoleculares 
 
1. Escreva a estrutura de Lewis para CaCl2, K2S, Al2O3, Ba3N2. Qual o nome desses compostos. 
 
2. Escreva a estrutura de Lewis de ClF e HBr e estabeleça quantos pares isolados cada átomo possui em cada 
composto. Qual o nome desses compostos. 
 
3. Escreva as estruturas de Lewis para os íons NH4+ e ClO- e para as moléculas de C2H6 e N2H4. 
 
4. Escreva as estruturas de Lewis para as moléculas de C2H4 e C2H2. 
 
5. Escreva a estrutura de Lewis para o ácido acético (CH3COOH), a ureia (NH2)2CO e a hidrazina (H2NNH2). 
 
6. Escreva as estruturas de Lewis contribuintes para o híbrido de ressonância do ozônio (O3), do íon acetato 
CH3COO- e o íon nitrito NO2-. 
 
7. Calcule a carga formal para diferentes estruturas de Lewis de cada um dos íons sulfato e fosfato e para os três 
átomos de oxigênio em uma das estruturas de Lewis na estrutura de ressonância do ozônio. 
 
8. Atribua a carga formal de cada átomo nas moléculas de HClO4 e HClO2 e para os íons OCN- e ClO3-. Qual o 
nome desses compostos. 
 
9. Sugira a estrutura mais plausível para o íon tiocianato, [NCS]-; o fosgenio, COCl2; e o íon arseniato, AsO43-. 
 
10. Escreva a estrutura de Lewis para o radical hidroperóxido e para o dióxido de nitrogênio. 
 
11. Escreva a estrutura de Lewis para o tetrafluoreto de xenônio, XeF4 e de o número de elétrons no octeto 
expandido. Escreva a estrutura de Lewis para o íon I3-. 
 
12. Em qual dos seguintes compostos as ligações têm o maior caráter iônico: a) P4O10 ou PCl3; b) CO2 ou NO2. 
Qual o nome desses compostos. 
 
13. Em qual dos compostos as ligações deverão ter o maior caráter covalente: a) NaBr ou MgBr2; b) CaS ou CaO. 
Qual o nome desses compostos. 
 
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14. Os sólidos iônicos CaO e KCl cristalizam-se no mesmo tipo de estrutura. Em qual composto as interações 
entre os íons são mais fortes? E entre os sólidos iônicos KBr e KCl que também se cristalizam no mesmo tipo de 
estrutura? 
 
15. Construa um ciclo de Born-Harber para a formação do NaCl sólido a partir de sódio sólido e gás cloro, a partir 
dos dados fornecidos a seguir. Em seguida, calcule o ΔH para a formação de 1 mol de pares iônicos a partir dos átomos 
de Na e Cl e o ΔH de formação de um mol de NaCl sólido a partir de sódio sólido e gás cloro. 
 
Para a sublimação do sódio, Na, ΔH = 108 kJ.mol-1. 
Para a dissociação do cloro, Cl2, ΔH = 121 kJ.mol-1. 
A primeira energia de ionização do sódio é 495 kJ.mol-1. 
A afinidade eletrônica do cloro é -348 kJ.mol-1. 
Quando o par iônico é formado a partir de íons Na+ e Cl-, ΔH = -449 kJ.mol-1. 
A energia reticular do NaCl é -787 kJ.mol-1. 
 
16. A partir dos seguintes dados: 
 
Para a sublimação do potássio, K, ΔH = 89,2 kJ.mol-1. 
Para a dissociação do Flúor, F2, ΔH = 158 kJ.mol-1. 
A primeira energia de ionização do potássio é 419 kJ.mol-1. 
A afinidade eletrônica do flúor é -333 kJ.mol-1. 
Quando o par iônico é formado a partir de íons K+ e F-, ΔH = -473 kJ.mol-1. 
A energia reticular do KF é -826 kJ.mol-1. 
 
Calcule o ΔH para a formação de 1 mol de pares iônicos a partir dos átomos de K e F e o ΔH de formação de um mol de 
KF sólido a partir de potássio sólido e gás flúor. 
 
17. Considerando os valores termodinâmicos dados, demonstre utilizando Ciclos de Born-Haber que o composto 
Cloreto de Magnésio existe na forma MgCl2, não como MgCl ou MgCl3. (Construa um ciclo para cada uma das 3 
formas, calcule os valores de ΔH de formação e, a partir desses valores, explique qual forma é a mais provável) 
Sublimação do magnésio, Mg, ΔH = +148 kJ.mol-1 
1ª energia de ionização do Mg, ΔH = +738 kJ.mol-1 
2ª energia de ionização do Mg, ΔH = +1451 kJ.mol-1 
3ª energia de ionização do Mg, ΔH = +7733 kJ.mol-1 
Dissociação do cloro, ΔH = +122 kJ.mol-1 
Afinidade eletrônica do cloro, ΔH = -349 kJ.mol-1 
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Energia reticular para MgCl = -753 kJ.mol-1 
Energia reticular para MgCl2 = -2526 kJ.mol-1 
Energia reticular para MgCl3 = -5440 kJ.mol-1 
 
18. Faça uma previsão das formas das moléculas de ClF3, IF5 e do íon NO3-. Qual o nome desses compostos. 
 
19. Prediga as formas das moléculas de etino, C2H2; subóxido de carbono, C3O2; formaldeído, CH2O. 
 
20. Preveja o arranjo eletrônico e a forma da molécula trifluoreto de nitrogênio, NF3; da molécula IF5; e da 
molécula de SO2. 
 
21. Preveja o arranjo eletrônico e a forma da molécula de NH3 e do íon ClO2-. Descreva suas formulas VSEPR. 
 
22. Preveja a forma da molécula de SF4, do íon I3- e da molécula XeF4. 
 
23. Preveja se as moléculas de BF3, SF4, SF6, PCl5, IF3 e de O3 são polares ou apolares. 
 
24. Quantas ligações σ e quantas ligações π existem em: CO2, CO, NH3 e HCN. 
 
25. Sugira a estrutura em termos de orbitais híbridos para BF3 e CO2. 
 
26. Descreva o arranjo eletrônico e a hibridização do átomo central do SF4, ClF3 e BrF4-. 
 
27. Descreva a estrutura da molécula de C3O2, os átomos estão dispostos na ordem OCCCO, e do CH3CHCH2, em 
termos de orbitais híbridos, ângulos de ligação e ligações σ e π. 
 
28. Deduza a configuração eletrônica e a ordem de ligação das moléculas de F2, NO e do íon C22-. 
 
29. Deduza a configuração eletrônica e a ordem de ligação das moléculas de N2 e CN-1. Faça os diagramas típicos 
de níveis de energia dos orbitais moleculares para essas moléculas. 
A ordem crescente de energia potencial para os orbitais moleculares do N e C são: 2sσ; 2sσ*; 2pπ; 2pσ; 2pπ*; 2pσ*. 
 
30. Pesquisa: Que tipo de condutor é o germânio dopado com arsênio e o antimônio dopado com estanho? 
 
31. Pesquisa: De que maneira a mudança na condutividade de um semicondutor difere da do metal com o 
aumento da temperatura? 
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32. Pesquisa: O germânio é um semicondutor. Incluindo pequenas quantidades de impurezas, qual desses 
elementos – In, P, Sb ou Ga – fará com que o germânio se transforme em um semicondutor do tipo p e para se 
transformar num semicondutor do tipo n. 
 
33. A ligação química é uma força que age entre os átomos formando moléculas, agrupamentos de átomos ou 
sólidos iônicos. O meio material ao nosso redor reflete os diversos modos pelos quais os átomos se ligam para formar 
compostos. O conhecimento dessas ligações químicas é essencial para um melhor entendimento da constituição e das 
transformações que ocorrem em nosso mundo. Assim como, determinam as formas das moléculas que, por sua vez, 
determinam suas propriedades físicas. 
Para compreendercomo se dá uma ligação química, algumas teorias foram propostas com o decorrer do tempo. 
Dentre elas, podemos destacar a teoria da repulsão por pares de elétrons da camada de valência (VSEPR – valence 
shell electron pair repulsion theory), a teoria da ligação de valência (VB – valence bond theory) e a teoria dos orbitais 
moleculares (MO, molecular orbital theory). Uma comparação rápida entre essas teorias pode ser encontrada no 
quadro abaixo: 
VSEPR Prediz a geometria de moléculas e íons 
poliatômicos 
Baseado nas estruturas de Lewis e nas 
nuvens eletrônicas do átomo central 
Prevê corretamente as formas das moléculas, 
mas não consegue explicar como as ligações são 
formadas. As geometrias não são consistentes 
com as formas dos orbitais s, p e d. 
VB Explica como as ligações são formadas a 
partir de orbitais atômicos e orbitais 
híbridos 
Prediz a geometria molecular e os 
ângulos das ligações baseado nos orbitais 
atômicos, ligações σ e ligações π 
Explica as discrepâncias das formas dos orbitais 
pelo conceito de hibridização dos orbitais s, p e d 
para formar os orbitais híbridos sp, sp2, sp3, sp3d, 
sp3d2 e as ligações σ e π. 
Mas não pode explicar fenômenos como 
moléculas serem paramagnéticas ou não. 
MO Considera a molécula como uma 
entidade única em vez de um conjunto 
de orbitais atômicos e híbridos. 
Considerando os orbitais moleculares, 
em vez de orbitais atômicos, a região 
onde os elétrons estão “espalhados” por 
toda a molécula, em vez de confinados 
em átomos separadamente. 
Explica o efeito paramagnético de algumas 
moléculas e a deslocalização de elétrons sobre 
um sistema π, tornando algumas espécies mais 
estáveis do que poderíamos ter previsto. 
 
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Baseado nas teorias apresentadas acima, explique detalhadamente como se formam as ligações químicas nas 
moléculas de O2, N2, N3- e C6H6 (para cada uma das teorias apresentadas), a geometria das moléculas, diagramas de 
níveis de energia, ordem de ligação, se são paramagnéticas e por quê? 
 
34. O pentacloreto de fósforo sólido é formado por cátions PCl4+1 e PCl6-1, mas o vapor é molecular. Quais são as 
geometrias esperadas para os íons e para a forma molecular (arranjo eletrônico e a forma)? 
 
35. Explique as seguintes tendências na energia de rede: a) MgO > MgCl2; b) NaCl > RbBr > CsBr; c) BaO > KF. 
Considerando o modelo abaixo: 
Energias envolvidas na formação da ligação iônica 
Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons 
gasosos. 
Se a energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons: 
 
 
 
Onde k é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas partículas e d é a distância entre seus centros. 
 
36. Desenhe a estrutura de Lewis para cada um dos seguintes íons ou moléculas e determine seu arranjo, sua 
geometria molecular e polaridade: a) H3O+, b) SCN-, c) CS2, d) BrO3- 
 
37. Os átomos de nitrogênio em N2 participam da ligação múltipla, enquanto na hidrazina, N2H4, eles não 
participam. Como você pode explicar essa observação considerando a hibridização nos átomos de nitrogênio nas duas 
moléculas. 
 
38. Qual é a diferença entre uma ligação π localizada e uma deslocalizada? b) Como você pode determinar se 
uma molécula ou um íon exibirá uma ligação π deslocalizada? c) A ligação π em NO2- é localizada ou deslocalizada? 
 
39. As vitaminas A, C e E são hidrossolúveis ou lipossolúveis? Explique. 
 
40. Qual o tipo de interação intermolecular que ocorre nas espécies: ácido fluorídrico, ácido clorídrico, 
propanona, água, amônia e nas misturas água + éter dimetílico, Na+ + água, Cl- + água 
 
41. As temperaturas de ebulição das seguintes espécies são: pentano (36 °C), 2-metilbutano (28 °C), 2,2-
dimetilpropano (9,5 °C). Qual é o tipo de interação intermolecular que ocorre nestas espécies? Explique a diferença 
entre as temperaturas de ebulição. 
d
QQ
El
21=
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42. Qual é o tipo de interação intramolecular que ocorre nas espécies, ácido etanoico, 4-hidroxi-2-pentanona, 
2,4-pentanodiol, faça a estrutura molecular localizando essa interação. 
 
43. Coloque em ordem crescente de ponto de ebulição os seguintes compostos: pentano, hexano, heptano, 
octano, explique sua resposta considerando, também, os tipos de forças intermoleculares. 
 
44. Coloque em ordem crescente de ponto de ebulição os seguintes compostos: metanol, etanol, heptano, 
octano, explique sua resposta considerando, também, os tipos de forças intermoleculares. 
 
45. As moléculas de butano, trimetilamina e propilamina possuem, aproximadamente, a mesma massa 
molecular. Coloque em ordem crescente de ponto de ebulição, explique a partir do tipo de força intermolecular 
 
46. As moléculas de propano, éter dimetílico e etanol possuem, aproximadamente, a mesma massa molecular. 
Coloque em ordem crescente de ponto de ebulição, explique a partir do tipo de força intermolecular 
 
47. Explique a diferença de solubilidade dos seguintes álcoois em água (g/100 g de água): metanol (ilimitada), 
etanol (ilimitada), propanol (ilimitada), butanol (8,0), pentanol (2,2), hexanol (0,6), octanol (0,05) 
 
48. Explique a diferença de solubilidade dos seguintes ácidos em água (g/100 g de água): ácido acético (ilimitada), 
ácido pentanóico (3,7), ácido hexanóico (1,0), ácido heptanóico (0,79) 
 
49. Qual é o tipo de interação intermolecular para cada uma das espécies e coloque em ordem crescente de 
temperatura de ebulição: propano, metoximetano, etanal, etanol. 
 
50. Qual é o tipo de interação intermolecular para cada uma das espécies e coloque em ordem crescente de 
temperatura de ebulição: butano, metoxietano, propanona, propanol, ácido etanoico. 
 
 
 
 
 
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