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1 UNIVERSIDADE FEDERAL DA GRANDE DOURADOS – UFGD DISCIPLINA: Química Inorgânica I Turma: Química Profa Dra Cristiana da Silva LISTA DE EXERCÍCIOS 07: GRUPO 17 01. Descreva as principais propriedades do Grupo 17 da tabela periódica. (a) Configuração eletrônica (b) Raio atômico (c) Energia de Ionização (d) Reatividade (e) Potencial de redução 02. Dos oito componentes da rede interconectada de ideias, quais os quatro mais importantes para o entendimento da química dos halogênios? Para cada uma de suas citações, dê exemplo de uma característica da química dos halogênios que o componente prevê. 03. O ácido fluorídrico é um ácido fraco, enquanto todos os outros haletos de hidrogênio são ácidos fortes em solução aquosa. Justifique brevemente essa observação. 04. As energias de ligação das ligações H-H, F-F e H-F são 436, 151 e 568 KJ/mol, respectivamente. Determine a energia padrão de formação do gás fluoreto do gás fluoreto de hidrogênio. 2 05. O oxigênio, como o flúor, tem uma baixa eletrônica em relação a seus congêneres. Explique brevemente essa anomalia nas afinidades eletrônica dos calcogênios. 06. Suponha que o cloreto de sódio e o iodeto de sódio forma tratados com ácido sulfúrico. Preveja os prováveis produtos contendo halogênio e enxofre em cada caso e discuta por que eles diferem. 07. O fluoreto de hidrogênio tem pontos de fusão e de ebulição muito mais altos quando comparados com os de outros haletos de hidrogênio. Explique brevemente essa observação. 08. Faça um esboço da estrutura do hexâmetro (HF)6 caracterizado por ligações de hidrogênio H-F---H. 09. Identifique os agentes oxidantes e redutor na reação entre o pentóxido de iodo e o monóxido de carbono, conforme a equação, e repetido a seguir: 5 CO (g) + I2O5 (s) → I2 (s) + 5 CO2 (g) 10. Escreva a estruturas de Lewis para o ácido clórico, HClO3, com e sem ligações duplas Cl=O. atribua cargas formais nas estruturas. Do ponto de vista de cargas formais, quais as vantagens e as desvantagens de considerar ligações duplas? 11. Na reação do relógio de iodo, a solução incolor de repente muda para um complexo iodo-amido preto azulado, em uma quantidade de tempo predeterminada (dependente da temperatura e da concentração dos reagentes). O iodo é produzido pela reação do ácido iódico e iodeto de hidrogênio, como representado na seguinte equação não balanceada. Identifique os agentes oxidantes e redutor nessa reação e efetue o seu balanceamento. HIO3 (aq) + HI (aq) → I2 (aq) + H2O (aq) 12. Use os potenciais padrão de redução para analisar a possibilidade termodinâmica do uso de peroxidissulfato para oxidar bromato e perbromato. S2O8 2-(aq) → SO4 2- (g) Eᴼ = 2,01 V 3 13. Use os potenciais padrão de redução para analisar a possibilidade termodinâmica do uso do ozônio para oxidar bromato e perbromato. O3 (g) → O2 (g) Eᴼ = 2,07 V 14. Use os potenciais padrão de redução para analisar a possibilidade termodinâmica do difluoreto de xenônio para oxidar bromato e perbromato. XeF2(aq) + 2H+ + 2e → Xe (g) + 2 HF (aq) Eᴼ = 2,01 V 15. A decomposição do perclorato de amônio em combustível de foguete é dada a seguir. Por que essa reação é libera tanta energia. NH4ClO4 (s) → N2 (g) + Cl2 (g) + 2 O2 (g) + 4 H2O(g) 16. Descreva as ligações ao redor do átomo de bromo no ácido brômico HBrO3. Especialmente, que tipos de orbitais híbridos o átomo de bromo e do oxigênio estão envolvidos na formação da ligações π? 17. Escreva equações que apresentem a síntese do BrF, BrF3 e BrF5. 18. Escreva equações que apresentem a síntese do IF3, IF5 e IF7. 19. Desenhe estruturas de Lewis e diagramas geometricamente precisos mostrando as fórmulas estruturais pela TRPECV do: (a) IF4 + (b) I3 + 20. Desenhe uma estrutura de Lewis para o ácido monofluorfosforico, OP(OH)2F. especialmente, que tipos de orbitais híbridos o fósforo empregaria e quais tipos de orbitais de fósforo, do oxigênio e do flúor estão envolvidos na formação das ligações P-O e P-F, nessa molécula? 4 UNIVERSIDADE FEDERAL DA GRANDE DOURADOS – UFGD DISCIPLINA: Química Inorgânica I Turma: Química Profa Dra Cristiana da Silva GABARITO DA LISTA DE EXERCÍCIOS 07: GRUPO 17 01. 02. Lei periódica – tendências regulares de energia de ionização, raios, afinidades eletrônicas, eletronegatividades. Princípio de singularidade – o flúor é o mais reativo de todos os halogênios. Uma razão para isso é a curta distância internuclear de F–F; isso faz com que os pares solitários se afastem tornando a ligação muito fraca. Tendências nos potenciais de redução – todos os halogênios têm potenciais padrão de oxidação positivos e são excelentes para agentes oxidantes moderadamente bons. A ligação dπ-pπ envolvendo elementos do segundo e terceiro períodos – muitos dos óxidos de cloro, os vários oxiácidos de cloro e seus ânions exibem uma forte ligação dupla Cl=O em razão da ligação dπ–pπ. 03. O HF é um ácido fraco porque a ligação H–F é consideravelmente mais curta e mais forte do que as outras ligações H–X ( princípio da singularidade). Portanto, é necessário mais energia para quebrar a ligação H–F e HF é um ácido mais fraco. 04. 05. O oxigênio tem uma afinidade eletrônica menor do que (isto é, não tão negativa quanto) a esperada porque ele é muito pequeno. Um elétron adicionado a este átomo neutro experimenta uma quantidade significativa de repulsão elétron-elétron, em razão de os outros seis elétrons já estarem situados no pequeno volume característico dos orbitais 2s e 2p. A contribuição positiva para a energia potencial por esta repulsão elétron-elétron faz com que seja mais difícil adicionar um elétron ao átomo de oxigênio do que com base nos fatores como carga nuclear efetiva. 06. NaCl(aq) + H2SO4 (aq) → 2HCl(aq) + Na2SO4 (aq) 2 NaI(aq) + 2H2SO4(aq) → I2 (s) + SO2 (g) + 2H2O(l) + Na2SO4 (aq) O ácido sulfúrico é um agente oxidante suficientemente forte para converter o iodeto em iodo, mas não é suficientemente forte para produzir cloro a partir dos cloretos. 5 07. O fluoreto de hidrogênio é caracterizado por ligações de hidrogênio muito fortes (re: regra FONCl) e as temperaturas mais elevadas, portanto, são obrigadas a atingir seu ponto de ebulição. 08. Note que as ligações F-H- - -F de hidrogênio (como todas as ligações de hidrogênio) são lineares em razão das repulsões eletrostáticas entre os dois átomos eletronegativos, neste caso, os átomos de flúor. 09. Agente oxidante: I2O5 Agente redutor: CO 10. Na Estrutura II, os átomos de oxigênio com as duas ligações Cl–O têm cargas formais –1, o que é consistente com as tendências da eletronegatividade. A separação da carga na estrutura à direita com a ligação simples Cl–O é uma desvantagem. Note que o oxigênio, que tem um átomo de hidrogênio ligado a ele nunca é mostrado com uma ligação dupla, uma vez que o oxigênio teria então uma carga formal de +1, o que não é consistente com as tendências da eletronegatividade. 11. HIO3 + 5HI → 3I2 + 3H2O Agente oxidante: HIO3 Agente redutor: HI 6 12. Esta reação é termodinamicamente possível, mas cineticamente lenta demais para ser útil. 13. Esta reação é termodinamicamente possível, mas cineticamente lenta demais para ser útil. 14. A reação acima é termodinamicamente possível. 15. 2NH4ClO4(s) → N≡N(g) + Cl2(g) + 2 O=O(g) + 4H2O(l) Esta reação é muito exotérmica, porque grandes quantidades de energia são liberadas quando as ligações N ≡N e O=O muito fortes são formadas. 16. O átomo do bromo (representado na figura B) tem hibridização sp3. Cada um destes quatro orbitais híbridos é usado para formar uma ligação simples com o átomo de oxigênio.Os orbitais híbridos restantes contêm um par de elétrons. Um dos três átomos de oxigênio é isoladamente ligado a um átomo de hidrogênio. Os outros dois átomos de oxigênio não têm hidrogênios ligados a eles, mas formam uma segunda ligação com o átomo de bromo. Esta segunda ligação é formada utilizando um orbital 4d do bromo e um orbital 2p do oxigênio como mostrado à direita (os sinais são as fases dos orbitais.). 7 17. Br2 (s) + F2 (g) → 2 BrF(g) Br2(s) + 3F2 (g) → 2 BrF3(l) BrF3(l) + F2(g) → BrF5(l) 18. I2(s) + 3F2(g) → 2IF3(s) I2 (s) + 5F2(g) → 2IF5 (l) IF5 (l) + F2(g) → IF7(g) 19. 20. A melhor estrutura de Lewis teria o átomo de fósforo sp3 hibridizado e formando ligações simples com três átomos de oxigênio e um átomo de flúor. Os dois átomos de oxigênio ligados ao hidrogênio seriam sp3 hibridizados. O oxigênio duplamente ligado ao flúor seria sp2 hibridizado. A segunda ligação é uma ligação pπ-dπ. O flúor emprega híbridos sp3. Scanned by CamScanner