DEPARTAMENTO DE QUÍMICA - ICE - UFJF
3ª LISTA DE EXERCÍCIOS - QUÍMICA FUNDAMENTAL – 1º semestre 2015
1) (a) Esboce os orbitais moleculares do íon H e desenhe o respectivo diagrama de níveis de energia.
(b) Escreva a configuração eletrônica do íon em termos de seus orbitais moleculares (OM). (c)
calcule a ordem de ligação em H . (d) Suponha que o íon seja excitado pela luz, para que um elétron
se mova de um OM de menor energia para um de maior. Você espera que o íon H , no estado
excitado fique estável?
2) (a) Quais os orbitais moleculares formados da combinação dos orbitais atômicos p? (b) Coloque-os
em ordem de energia crescente, considerando que não haja interação entre orbitais 2s e 2p (ex.
moléculas diatômicas dos elementos mais pesados do 2° período, O2, F2 e Ne2).
3) Usando a teoria de orbitais moleculares prediga quais das seguintes moléculas diatômicas serão
estáveis:
a) N , O , F
b) Be , B , Li
4) (a) Qual a probabilidade de se encontrar um elétron no eixo internuclear se o elétron ocupa um
orbital molecular π? (b) Para uma molécula diatômica homonuclear, quais as similaridades e as
diferenças entre o OM π2p resultante dos orbitais atômicos 2px e o OM π2p resultante dos orbitais
atômicos 2py? (c) Por que os OMs π2p tem energia mais baixa que os OM π∗ ?
5) (a) Escreva a configuração dos OMs das seguintes moléculas: N , N , N . (b) Dê a ordem de
ligação esperada para cada espécie. (c) Quais dessas espécies são paramagnéticas? (d) O orbital
ocupado de mais alta energia tem caráter σ ou π?
6) A configuração eletrônica do estado fundamental do íon C
e sua ordem de ligação?
é
∗
. Qual a carga do íon
7) (a) O que significa o termo paramagnetismo? (b) De acordo com a teoria do orbital molecular, quais
dos íons são paramagnéticos: O2+, N22-, Li2+, O22-?
8) Dê um exemplo de cada um dos seguintes tipos de força intermolecular. (a) interação dipolo-dipolo,
(b) interação dipolo-dipolo induzido, (c) interação íon-dipolo, (d) forças de dispersão.
9) Explique o termo “polarizabilidade”. Que tipo de moléculas tem tendência a ter polarizabilidades
elevadas? Qual é a relação entre polarizabilidade e forças intermoleculares?
10) Os compostos Br2 e ICl têm o mesmo número de elétrons e, no entanto, o Br2 funde a –7,2°C e o ICl
funde a 27,2°C. Explique.
11) Qual das substâncias em cada um dos seguintes pares terá o maior ponto de ebulição? Justifique a
sua resposta. (a) Ne ou Xe, (b) CO2 ou CS2, (c) CH4 ou Cl2, (d) F2 ou LiF, (e) NH3 ou PH3.
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12) Quais das seguintes moléculas podem formar ligações de hidrogênio com outras moléculas do
mesmo tipo: CH3F; CH3NH2; CH3OH ou CH3Br?
13) Que tipo(s) de força(s) intermolecular(es) é(são) comum(ns) para: (a) Xe e metanol (CH3OH); (b)
CH3OH e acetronitrila (CH3CN); (c) NH3 e HF?
14) Classifique cada uma das seguintes espécies como ácido ou base de Brønsted ou ambos: (a) H2O, (b)
OH-, (c) H3O+, (d) NH3, (e) NH4+ , (f) NH2- , (g) NO3- , (h) CO32-, (i) HBr, (j) HCN.
15) Para uma espécie atuar como base de Brønsted, um dos seus átomos deve possuir um par de elétrons
isolado. Por quê?
16) Determine os produtos das seguintes reações ácido base e também se o equilíbrio está à esquerda ou
à direita da reação:
a) HCO ( ) + F( ) ⇌
b) O(
)
+ H O( ) ⇌
c) HC H O
d) Cl(
)
e) HNO
f) NO (
(
)
+ H O(
(
+ HS(
)
)
⇌
⇌
+ H O( ) ⇌
) + H O( ) ⇌
)
17) Desenhe a estrutura de Lewis de cada uma das seguintes espécies e identifique-as como ácido ou
base de Lewis: (a) H+; (b) Al3+; (c) CN-; (d) NO2-; (e) CH3O- (o átomo de C é o átomo central).
18) Por que normalmente não falamos de valores de Ka para ácidos fortes, como HCl e HNO3? Por que é
necessário especificar a temperatura ao fornecer valores de Ka?
19) Uma amostra de vinagre tem um pH de 2,90. Supondo que o ácido acético seja o único ácido que o
vinagre contém (Ka = 1,8×10–5), calcule a concentração de ácido acético no vinagre.
20) A percentagem de desprotonação da octilamina (uma base orgânica) em uma solução 0,100 M em
água é 6,7%. Qual é o pH da solução? Qual é o Kb da octilamina?
21) O pH de várias soluções foi medido em um laboratório de um hospital. Converta cada um dos
seguintes valores de pH para molaridade de íons H3O+: (a) 4,8 (o pH de uma amostra de urina), (b)
0,7 (o pH de uma amostra de suco gástrico); (c) 7,4 (o pH do sangue); (d) 8,1 (o pH das secreções
pancreáticas).
22) Identifique se as seguintes equações balanceadas envolvem oxirredução. Caso envolvam, identifique
os elementos que sofrem variações no número de oxidação.
a) PBr3(l) + 3H2O(l) → H3PO3(aq) + 3HBr(aq)
b) NaI(aq) + 3HOCl(aq) → NaIO3(aq) + 3HCl(aq)
c) 3SO2(g) + 2HNO3(aq) + 2H2O(l) → 3H2SO4(aq) + 2NO(aq)
d) 2H2O(aq) + 2NaBr(aq) → Br2(l) + SO2(g) + NaSO4(aq) + 2H2O(l)
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23) Balanceie a equação para a reação em meio não-aquoso, indicando os agentes redutores e oxidantes:
a) CuO(s) + NH3(g) → N2(g) + H2O(l) + Cu(s)
b) I2O5(s) + 5CO(s) → I2(s) + 5CO2(g)
24) Balanceie as seguintes equações. Todas as reações ocorrem em solução ácida. Identifique o agente
oxidante e o agente redutor em cada reação.
a) Cl2(g) + S2O32–(aq) → Cl–(aq) + SO42–(aq)
b) MnO4–(aq) + H2SO3(aq) → Mn2+(aq) + HSO4–(aq)
c) H2S(aq) + Cl2(g) → S(s) + Cl–(aq)
d) Cl2(g) → HClO(aq) + Cl–(aq)
25) Balanceie as seguintes equações. Todas as reações ocorrem em solução básica. Identifique o agente
oxidante e o agente redutor em cada reação.
a) O3(aq) + Br–(aq) → O2(g) + BrO3–(aq)
b) Br2(l) →BrO3–(aq) + Br–(aq)
c) Cr3+(aq) + MnO2(s) → Mn2+(aq) + CrO42–(aq)
d) P4(s) → H2PO2–(aq) + PH3(g)
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