1ª Lista de Exercícios - QUIB13

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Universidade Federal da Bahia 
Instituto de Química 
Departamento de Química Geral e Inorgânica 
QUIB13 – Química Fundamental 
 
Profa. Dra. Joicy Santamalvina dos Santos 
Prof. Dr. Lucas Bomfim Bolzon 
 
1ª. Lista de Exercícios 
 
01. Conforme o que aluno aprendeu acerca da mecânica quântica, discorra sobre os 
seguintes itens abaixo (JUSTIFICANDO A SUARESPOSTA): 
 
a) Descreva todos os postulados do modelo atômico de Bohr (corrigido) para o átomo 
de hidrogênio. 
b) Números quânticos: Quais são? Como são representados em relação às condições 
ligantes da Eq. de Schrödinger? Qual é a função de que cada um em relação ao 
modelo atômico? 
c) Por que os modelos de Bohr e Bohr-Sommerfeld não são adequados para explicar o 
átomo? 
 
02. De acordo com os orbitais atômicos: 
a) Desenhe todas as funções de onda dos orbitais s, p e d. 
b) O que são regiões nodais? 
 
03. Escreva as configurações eletrônicas para os seguintes átomos e íons. Determine 
o número de elétrons desemparelhados no estado fundamental. 
a) B 
b) N 
c) N3- 
d) Fe2+ 
e) I- 
f) Tl 
g) Xe 
h) Mg 
i) Cu2+ 
j) Pd2+ 
l) Ti3+ 
m) Cr6+ 
 
04. Na tabela abaixo estão representados os valores da carga nuclear efetiva (Z*) 
sobre os elétrons mais externos de alguns elementos do terceiro período, assim como 
os valores da primeira energia de ionização correspondente. 
 
Elemento Z* Energia de Ionização 
Al 3,50 577,6 
Si 4,15 786,5 
P 4,80 1011,8 
S 5,45 999,6 
Cl 6,10 1251,1 
 
a) Observa-se que, embora a carga nuclear efetiva do enxofre seja maior que a do 
fósforo, sua energia de ionização é menor. Explique. 
b) Qual dos elementos apresentado na tabela apresentará o maior raio atômico? 
Justifique sua resposta. 
c) Qual dos elementos apresentado na tabela apresentará a afinidade eletrônica mais 
negativa? Justifique sua resposta. 
 
05. Assume-se que a ligação σ carbono-carbono em CH2=CH2 é a mesma que em 
CH3–CH3. Na realidade, ela é provavelmente mais forte. Explique o porquê desta 
afirmação. 
 
06. A molécula NNO foi bastante discutida em sala de aula. Considere a molécula 
isômera NON. Você esperaria que ela seja mais ou menos estável que NNO? Por 
quê? Por que o CO2 possui o arranjo OCO ao invés de COO? 
 
07. Escreva as estruturas de Lewis para cada um dos compostos, considerando que 
as cargas formais devem ser as menores possíveis. Se ocorrer ressonância, escreva 
todas as formas canônicas. Dê também o arranjo, a geometria resultante com os 
ângulos de ligação e a hibridização presente no átomo central 
 
a) SiH4 
b) OCl- 
c) COS 
d) NO2 
e) OCl2 
f) NO+ 
g) SO2 
h) ClO4 
i) SO3 
j) AlH4 
k) ClO3 
l) N2O4 
m) CH2O 
n) CH4O 
o) CS2 
p) PF3 
q) SnH4 
r) HONH2 
s) H2CO3 
t) HNO3 
w) NO+ 
x) Be(CH3)2 
y) BF3 
z) SF6 
α) PF5 
) IF7 
γ) O3 
 
 
08. Nos itens abaixo, justifique (com argumentos químicos, modelos e equações): 
 
a) Em termos gerais, por que razão há ligação entre os átomos? Explique. 
b) Cite sucintamente as principais diferenças entre as ligações iônica, covalente e 
metálica. 
c) Como os íons sódio e cloreto são atraídos eletrostaticamente? O que impede que 
os dois desapareçam formando um átomo simples, maior? Na formação do NaCl o 
raio do sódio diminui e o do cloro aumenta. Por quê? 
d) Para um composto iônico, quais são as duas características dos íons componentes 
que determinam a estrutura cristalina? 
 
09. Em que consiste o processo de “hibridização” e por que ele é necessário? Quais 
são os tipos de hibridização do carbono e qual o ângulo formado entre as ligações 
químicas formadas por estes orbitais? Quais orbitais são combinados nos vários tipos 
de hibridização? 
 
10. Considere a hibridização sp. Quais as combinações que geram os orbitais 
hibridizados e qual o formato dos orbitais? Justifique seus desenhos em termos da 
interferência construtiva e destrutiva entre orbitais. O que acontece com os orbitais 
que não sofreram hibridização? Eles são capazes de realizar uma ligação química? 
 
11. O que é um orbital molecular? Qual a diferença da função de onda baseada na 
teoria da ligação de valência e na teoria do orbital molecular? Justifique sua resposta 
ilustrando a diferença em Ψ*Ψ das duas teorias quando aplicadas a descrição da 
ligação química da molécula de H2. 
 
12. Desenhe o diagrama do orbital molecular para as moléculas abaixo. Calcule a 
ordem de ligação, o momento magnético e a configuração eletrônica. 
 
a) F2 
b) F2+ 
c) NF 
d) Be2 
e) Be2+ 
f) BN 
g) BO 
h) Li2 
i) B2 
j) N2 
l) Ne2 
m) Ne2+ 
n) O2 
o) O2+ 
p) O2- 
q) O22- 
r) H2 
s) CO