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A partir dos seguintes dados, calcule a energia de rede para o brometo de magnésio: Mg (s) + Br₂ (s)→ MgBr₂ (s) ΔHf = -524 kJ mol⁻¹; 1ª EI(Mg) = 738 kJ mol⁻¹; 2ª EI(Mg) = 1450 kJ mol⁻¹; ΔHatom(Mg) = 148 kJ mol⁻¹; ΔHdiss(Br₂) = 193 kJ mol⁻¹; AE(Br) = -331 kJ mol⁻¹; ΔHdiss(Br₂) = 193 kJ mol⁻¹; ΔHvap(Br₂) = 31 kJ mol⁻¹.

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Ligações Químicas e Compostos
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Ligações Químicas e Compostos

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Para calcular a energia de rede (U) do brometo de magnésio (MgBr₂), podemos usar a seguinte equação baseada no ciclo de Born-Haber: \[ U = \Delta H_f + \text{EI}_1 + \text{EI}_2 + \Delta H_{\text{atom}}(Mg) + \frac{1}{2} \Delta H_{\text{diss}}(Br_2) - \text{AE}(Br) \] Substituindo os valores fornecidos: 1. ΔHf (MgBr₂) = -524 kJ/mol 2. 1ª EI (Mg) = 738 kJ/mol 3. 2ª EI (Mg) = 1450 kJ/mol 4. ΔHatom (Mg) = 148 kJ/mol 5. ΔHdiss (Br₂) = 193 kJ/mol (mas como precisamos de 1/2, usamos 193/2 = 96,5 kJ/mol) 6. AE (Br) = -331 kJ/mol Agora, substituindo na equação: \[ U = -524 + 738 + 1450 + 148 + 96,5 - (-331) \] Calculando passo a passo: 1. Soma das energias: - \( -524 + 738 = 214 \) - \( 214 + 1450 = 1664 \) - \( 1664 + 148 = 1812 \) - \( 1812 + 96,5 = 1908,5 \) - \( 1908,5 + 331 = 2239,5 \) Portanto, a energia de rede para o brometo de magnésio é aproximadamente: \[ U \approx 2239,5 \text{ kJ/mol} \] Essa é a energia de rede calculada para o MgBr₂.

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Considere os seguintes compostos: Mg₃Sb₂, P₄O₆ e Mg₃N₂. I. Um desses compostos funde a 24 ℃ e a fase líquida não conduz eletricidade; II. Outro funde a 961 ℃ e a fase sólida não conduz eletricidade; III. Outro funde a 800 ℃ e conduz eletricidade tanto no estado sólido quanto quando fundido. Identifique cada composto e mostre como chegou a sua conclusão.

Três diferentes sólidos de um dado metal M com diferentes halogênios apresentam as seguintes fórmulas: MF₂, MCl₂ e MBr₂ e apresentam as seguintes porcentagens de M: 51,33%, 36,11% e 20,05%, respectivamente. Descubra qual o metal M e disponha os sólidos em ordem crescente de ponto de fusão.

Um dos compostos iônicos constituído do metal M e do gás X₂ tem fórmula MaXb no qual a = 1 ou 2 e b = 1 ou 2. Use os dados abaixo para determinar os valores mais prováveis de a e b para cada um dos íons no composto iônico. Apresente o ciclo de Born Haber em cada caso. Dados (em unidades de kJ mol⁻¹): Sucessivas energias de ionização de M = 480 e 4750; Sucessivas afinidades eletrônicas de X = -175, 920; Entalpia de sublimação de M(s) → M(g) = 110; Energia de ligação de X₂ = 250; Energia de retículo para MX (M⁺ e X⁻) = -1200; Energia de retículo para MX2 (M²⁺ e X⁻) = -3500; Energia de retículo para M2X (M⁺ e X²⁻) = -3600; Energia de retículo para MX (M²⁺ e X²⁻) = -4800.

O calor padrão de formação do PI₃ (s) é –24,7 kJ mol⁻¹ e a energia de ligação do PI nesta molécula é 184 kJ mol⁻¹. O calor padrão de formação do P (g) é 334 kJ mol⁻¹ e o do I₂ (g) é 62 kJ mol⁻¹. A energia de ligação do I₂ é 151 kJ mol⁻¹. Apresente o Ciclo de Born-Haber e calcule o calor de sublimação do PI₃ [PI₃ (s) → PI₃ (g)].

Explique como a energia de ionização e a afinidade eletrônica determinam se os átomos dos elementos se combinam para formar compostos iônicos. Em quais dos seguintes estados o NaCl seria eletricamente condutor? a. Sólido. b. Fundido. c. Dissolvido em água.

Disponha os seguintes compostos em ordem crescente de magnitude de energia de rede: KCl, SrO, RbBr, CaO.

A energia de rede do CsF é -744 kJ mol⁻¹, enquanto a do BaO é -3029 kJ mol⁻¹. Explique esta grande diferença de energia de rede.

Explique a tendência nas energias de rede dos óxidos de metais alcalino-terrosos. Óxido Energia de Rede (kJ mol⁻¹) MgO -3795 CaO -3414 SrO -3217 BaO -3029.

O flúor pode reagir tanto com nitrogênio (composto I) como com potássio (composto II). A partir da seguinte relação de percentual de flúor, Composto F (%) Ponto de Fusão (℃) I 80,3 -207 II 32,7 858 a. Determine as estruturas de Lewis dos dois compostos. b. Discuta o caráter das ligações dos dois compostos.

O composto ClF₃ reage com urânio sólido para produzir os compostos voláteis UF6 e ClF. ClF₃ pode ser usado para separar o urânio a partir de plutônio (Pu), porque o plutônio reage com ClF₃ para formar compostos não voláteis PuF4 e ClF. a. Escreva as equações para estas duas reações. b. Desenhe a estrutura de Lewis do ClF₃. Existe alguma coisa incomum sobre a estrutura de Lewis do ClF₃? c. Se uma mistura de urânio e plutônio reage com excesso de ClF₃ para produzir 43,5 g UF₆ e 22,1 g PuF₄, quais foram as massas do urânio e plutônio na mistura de partida.

O pentafluoreto de antimônio, SbF₅, reage com XeF₄ e com XeF₆ para formar os compostos iônicos (XeF₃⁺)(SbF₆⁻) e (XeF₅⁺)(SbF₆⁻). Determine a geometria e a carga formal para cada um dos íons.

Atribua cargas formais aos átomos nas seguintes espécies e selecione qual o esqueleto estrutural mais provável: a. SCN⁻ ou CSN⁻ b. SOCl₂ ou OSCl₂.

O composto com fórmula N₂CO possui três isômeros cujos arranjos atômicos são: ONCN, ONNC e NOCN. Apresente as estruturas de Lewis para os três isômeros, indicando qual deles é o mais estável. Justifique.

Dados os compostos apresentados abaixo informe: I) Estrutura de Lewis com carga formal; II) tipo de ligação; III) sua geometria; IV) polaridade; V) Hibridização do átomo sublinhado; VI) Previsão do ângulo de ligação: a. XeO₂F₂ b. SO₂ c. POCl₃ d. SO₃ e. BBr₃ f. ICl₄⁻ g. SnF₃⁻ h. BrF₃ i. BrF₅ j. COCl₂.

Prediga quais dos seguintes compostos seriam solúveis em solvente polar. Justifique. a. NH₃ b. XeF₄ c. ClF₃ d. BCl₃ e. PCl₅.

Considere as moléculas abaixo, e através da Teoria da Ligação de Valência (TLV) faça o estudo (tipo de ligação, hibridização, geometria, previsão de ângulo de ligação, polaridade da molécula) das seguintes moléculas: a. NH₃ b. H₂O c. PCl₄⁺ d. IF₅ e. XeF₄ f. SF₅⁻ g. CO₃²⁻.

Considere as seguintes moléculas: (a) HOCHCH₂, álcool vinílico e (b) HOOCCHCHCOOH, ácido trans-butenodióico. Descreva as geometrias de cada molécula e indique a hibridização dos átomos de carbono.

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