Departamento de Química – ICEx – UFMG
Química Geral
Lista de Exercícios nº 01
Tabela 3 - Energias de afinidade eletrônica, a 0 K.
Formulário:
Z elemento ∆U (kJ∙mol-1)
1
H
-72,774
2
He
0
3
Li
-59,8
4
Be
0
5
B
-27
6
C
-122,3
7
N
7
O → O-141,1
8
O- → O2798
9
F
-328
Valores de algumas constantes:
Tabela 1 - Constantes de Madelung para
algumas estruturas comuns.
Tabela 2 - Valores de n, o expoente de Born.
Configuração do íon
He
Ne
Ar, Cu+
Kr, Ag+
Xe, Au+
n
5
7
9
10
12
Tabela 4 - Entalpia de formação.
espécie
estado
Ca
s
Ca
g
Ca2+
g
Ca2+
aq
CaH2
s
F2
g
F
g
F
g
F2O
g
Cálcio
Constante de Madelung
1,76267
1,74756
1,63806
1,64132
2,51939
2,408
4,1719
Flúor
Estrutura
cloreto de césio (CsCℓ)
cloreto de sódio (NaCℓ)
blenda (ZnS)
wurtzita (ZnS)
fluorita (CaF2)
rutilo (TiO2)
coríndon (Aℓ2O3)
Hºf (kJ∙mol-1)
0
178,2
1925,9
-542,8
-186,2
0
78,99
-270,7
-21,7
1) A figura deste exercício 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.
Seta menor, ionização do sódio:
Na(g) → Na+(g) + eSeta maior, energia de rede:
Na+(g) + Cℓ-(g) → NaCl(s)
b) calcule a entalpia padrão de formação para o NaCl, utilizando os dados termoquímicos que forem necessários.
Para o cálculo do
, basta somar todos os valores de
envolvidos, lembrando-se de usar sinal negativo para os
valores de energia liberada. Entalpia padrão de formação do Cℓ(g) e do Na(g), energia de ionização do Na(g) (seta
pequena), energia liberada pelo cloro ao receber um elétron (energia de afinidade eletrônica) e energia de rede:
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.
As interações iônicas devem ser mais fortes no NaCℓ, pois o raio iônico do Na + é menor do que o raio iônico do K+.
Isso ocorre porque a força que atrai os íons é inversamente proporcional à distância entre eles, como se pode ver na
fórmula de energia de rede:
2) Considerando os íons NO2+ e NO2-, faça o que se pede:
a) represente cada um dos íons através de um número adequado de formas de ressonância.
NO2+:
NO2-:
↔
b) quais são as ordens da ligação N-O em cada um deles?
Analisando as estruturas propostas no subitem anterior,
e
.
c) o comprimento da ligação N-O em um desses íons é 110 pm e no outro 124 pm. Qual comprimento de ligação corresponde a qual íon? Justifique sua resposta.
Sabe-se que quanto maior é a ordem de ligação, menor será a distância entre os átomos. Como NO 2+ possui
,
seu comprimento de ligação deve ser de 110 pm e o NO2-,
, comprimento de ligação igual a 124 pm.
3) Sabendo que os elétrons em uma molécula devem estar distribuídos de forma que as cargas nos átomos fiquem o
mais próximo possível de zero, faça o que se pede:
a) esboce a melhor estrutura de Lewis para o íon sulfito, SO32-, com base nas cargas formais. Deixe os cálculos indicados.
b) Usando o modelo da repulsão de pares de elétrons no nível de valência (RPENV) faça o esboço das geometrias dos pares de elétrons e molecular para o íon sulfito.
Geometria piramidal.
c) Identifique a hibridização do átomo de enxofre no íon SO32-.
Hibridização sp3, característica do arranjo tetraédrico.
d) Em solução aquosa o íon sulfito interage com os íons H+. O H+ se liga ao átomo de S ou ao átomo de O no SO32-?
Justifique.
Os íons H+ devem se ligar aos átomos de oxigênio, devido a carga formal negativa desse átomo, enquanto o enxofre
apresenta carga formal nula.
4) Complete a tabela abaixo. Para preencher a coluna “Exemplo” use as seguintes espécies: BrF5, CℓO3-, NO3-, ICℓ2-,
BeH2.
Arranjo
Ângulo de
Orbitais atômicos
Hibridização
Exemplo
geométrico
ligação (o)
s+p
sp
Linear
180
BeH2
s+p+p
sp2
Trigonal plano
120
NO3-
s+p+p+p
sp3
Tetraédrico
109,5
CℓO3-
s+p+p+p+d
sp3d
Bipirâmide trigonal
120 e 90
ICℓ2-
s+p+p+p+d+d
sp3d2
Octaédrico
90
BrF5
5) O formaldeído é um composto muito utilizado na indústria química. Sobre essa substância, responda:
a) Qual é a hibridação do átomo de carbono no formaldeído, CH2O? Quais orbitais formam as ligações σ nessa molécula? E as ligações π? Justifique.
O formaldeído apresenta arranjo trigonal plano, portanto possui hibridização sp2. As ligações σ são formadas pelos
orbitais sp2 e a ligação π é formada pelo orbital p não hibridizado.
b) A molécula de PF3 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 SiF4 não possui
momento dipolar. Explique a causa disso.
A ligação Si-F é polar, no entanto a geometria tetraédrica da molécula SiF4 faz com que o momento dipolar seja nulo,
o que não acontece na molécula PF3 que apresenta geometria piramidal e momento dipolar diferente de zero.
c) O etano (C2H6), o etileno (C2H4) e o acetileno (C2H2) apresentam ligações carbono-carbono. Coloque os três compostos em ordem decrescente de energia de ligação carbono-carbono. Justifique sua resposta.
C2H2 > C2H4 > C2H6. Isso ocorre porque as três moléculas apresentam ligações C-C de diferentes ordens de ligação
(
,
e
). Como a energia de ligação cresce quando a multiplicidade da ligação aumenta, a ligação de maior energia está no acetileno e a de menor energia no etano.
Referências e bibliografia recomendada:
ATKINS, P., JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. – 3ed. – Porto Alegre :
Bookman, 2006.
BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: a ciência central. – 9ed. – São Paulo : Pearson
Prentice Hall, 2005.
KOTZ, J.C., TREICHEL, P.M., WEAVER, G.C. Química geral e reações químicas. – 6ed. – São Paulo : Cengage Learning,
2009. Vol. 1.