Respostas da terceira lista de exercícios de química
Profa. Marcia M. Meier
1) O íon brometo não aceita mais de um elétron, pois este segundo elétron ocupará
numeros quânticos maiores quando comparado aos elétrons da camada de valência
com octeto completo do Br-. O segundo elétron para formar Br2- ocuparia um nível
energético muito alto, gerando um íon instável.
2) A) AlF3; b) K2S; c) Y2O3; d) Mg3N2
3) A) Rb2O; b) BaI2; c) Li2O; d) MgCl2
4) A) uma ligação covalente é a ligação química formada entre dois átomos que
compartilham um ou mais pares de elétrons.
b) Todos não metais formam ligações covalentes entre si como: H2, SO2 e CCl4.
c) covalente, pois entra em ebulição em temperatura baixa, indicando que existem
interações fracas entre as moléculas XY.
5)
b) É necessário formar ligações duplas pois não há elétrons suficientes para completar o octeto
com ligações simples.
c) Quanto maior a quantidade de elétrons compartilhados entre dois átomos, menor será a
distância entre estes átomos. Como O2 faz ligações duplas, a distância da ligação será menor
quando comparada a ligação simples entre átomos de oxigênio.
6) a)A eletronegativadade aumenta da esquerda para a direita em um período da tabela
periódica.
b) A eletronegatidade decresce ao longo de uma coluna.
c) a energia de ionização mede a facilidade com que um átomo perde seus elétrons. Por outro
lado, a afinidade eletrônica mede a facilidade com que um átomo recebe elétrons, adquirindo
mais estabilidade. A afinidade eletrônica é maior no lado direito da tabela periódica, pois os
átomos desta região também têm maior eletronegatividade, tendo maior tendência em
deslocar a nuvem eletrônica das ligações químicas para si. Por outro lado, os metais alcalinos e
alcalinos terrosos (1A e 2A) tem uma menor tendência em deslocar a nuvem eletrônica para si
(menos eletronegativos), inclusive tendendo a doar seus elétrons de valência, levando a
valores reduzidos de energia de ionização.
7) a) Se; b) C; c) As; d) Mg.
8)a) Uma molécula polar tem momentos de dipolo mensuráveis causados pela diferença de
eletronegatividade entre os átomos que compõe a molécula associado a geometria da
molécula, enquanto que uma molécula a polar tem momento de dipolo zero.
b) Sim. Como X e Y tem eletronegatividades diferentes eles têm diferentes atrações pelos
elétrons da ligação. A densidade eletrônica sobre o átomo mais eletronegativo será maior,
produzindo um momento de dipolo. Como uma molécula formada por dois átomos sempre
será linear, a geometria da molécula associada ao momento de dipolo dará características
polares à molécula X-Y.
c) O momento de dipolo é afetado pela diferença de eletronegatidade dos átomos, pela
distância entre os átomos e geometria da molécula.
9) a) a molécula CIF é linear devido a hibridização sp do carbono, portanto os momentos de
dipolo estarão em direções opostas, porém com intensidades diferentes devido a diferença de
eletronegatividade entre I e F. Portanto, o momento de dipolo será diferente de zero.
b) C e O tem diferentes eletronegatividades, portanto, a molécula CO terá polaridade diferente
de zero.
c) Considerando que a molécula é linear em função da hibridização sp do C, os dipolos,
direcionados para os oxigênios, terão mesma magnitude porém sentido contrário, desta forma
se anulando. Portanto, a polaridade do dinóxido de carbono será zero.
d) A molécula de água tem um arranjo (organização dos elétrons não ligantes e ligantes)
tetraédrico e geometria (organização dos átomos no espaço) angular. Como O e H tem
diferentes eletronegatividades e geometria angular, o dipolo resultante estará direcionado
para o oxigênio (mais eletronegativo). Portanto, a molécula será polar.
10)
11)
12)
2-
Formas de ressonância do CO3
Quanto mais elétrons são compartilhados entre dois átomos, menor será o comprimento da
ligação. O número médio de elétrons compatilhados entre s átomos de C e O nas três espécies
é 3 para o CO, 2 para CO2, e 1,33 para CO32- . Esta também é a ordem crescente do
comprimento das ligações: CO<CO2< CO3213)
Cada estrutura de Lewis acima consiste de ligações simples e duplas alternadas. O conceito da
ressonância diz que a descrição mais adequada destas ligações é um híbrido ou mistura destas
duas estruturas de Lewis. A estrutura mais óbvia desta molécula é que as seis ligações C-C
sejam equivalentes, cada um com alguma característica de ligação dupla, mas não total. Se a
molécula tem seis ligações C-C equivalentes, seu comprimento será igual.
14) Do período três para baixo, os átomos têm espaço e orbitais disponíveis para acomodar
elétrons adicionais, espandindo sua camada de valência. Como o raio atômico cresce de cima
para baixo em uma família, os elementos do terceiro período e abaixo estão menos suceptíveis
a desestabilização em função da repulsão e-e ao adicionar mais elétrons na cada de valência.
Adicionalmente, o período três tem orbitais d que estão relativamente próximos
energeticamente dos orbitais 3s e 3p, que se combinam podendo gerar os orbitais híbridos
sp3d e sp3d2.
15) a) família 4A; b) 2A; c) 5A.
16) a) domínio de elétrons é a região do espaço de uma molécula com maior probabilidade de
encontrar os elétrons.
b) o domínio de elétrons formando ligação tem sua região no espaço menor quando
comparado ao espaço ocupado por elétrons não ligantes. Isso se deve a presença dos dois
núcleos dos átomos que fazem a ligação, atraindo a nuvem eletrônica para si.
17)a) trigonal planar; b) tetraédrico; c) bipirâmide trigonal; d) octaédrico.
18) O domínio de elétrons indica, através da teoria de repulsão do par de elétrons, o arranjo
de todos os elétrons ligantes e não-ligantes. Por outro lado, a geometria molecular descreve
somente a posição dos átoms no espaço. A molécula de amônia (NH3) tem quatro domínio de
elétrons (três ligantes e um par de elétrons não-ligantes) em torno do N em uma geometria
tetraédrica, mas a geometria molecular é bipiramide trigonal.
19) estrutura de Lewis
Arranjo
geometria molecular
20)
Onde: l = linear; td = tetraédrico; tr= trigonal planar; tp= piramide trigonal; oh= octaédrico; sp=
piramide quadrada; tbp= bipiramide trigonal;
21)
O bromo tem seis pares de elétrons (4 pares fazendo ligações com F + 2 pares não ligantes) em
torno de si, gerando um domínio de elétrons octaédrico (arranjo). No entanto, 4 átomos de F
fazem ligações com o Br (expansão do octeto do Br), gerando uma geometria quadrado planar.
Os dois pares de elétrons não ligantes permanecem nas posições axiais.
O Boro tem quatro pares elétrons em torno de si fazendo as quatro ligações com os átomos
de F. Portanto, existem 4 domínio de elétrons em torno do B, gerando um arranjo tetraédrico.
Como não há elétrons não ligados e 4 átomos de F ligados ao Boro, a geometria molecular
também será tetraédrica.
Fundamentalmente o que determina a geometria de uma molécula é o número de domínio de
elétrons em torno do átomo central e o número destes elétrons que fazem ligações. Como Br e
B tem diferentes domínio de elétrons, eles geram arranjos e geometrias moleculares
diferentes.
22) a) polar; b) apolar; c) polar
Como a hibridização do C é sp2 nas três estruturas, todas as moléculas tem geometria planar.
As moléculas a e c são polares, pois a ligação C-Cl geram momentos de dipolo que não se
anulam. No isômero b, o momento de dipolo gerado pelas ligações C-Cl apontam em posições
opostas, de modo que se anulam (momento de dipolo = zero), tornando a molécula apolar.
23)
24) a) sp – 180o
b) sp3 – 109 o
c) sp2 - 120 o
d) sp3d 2 – 90 o e 180 o
e) sp3d – 90 o 120 e 180 o
25) O número máximo de orbitais híbridos que o C pode formar é 4 (sp3) e o mínio é 2 (sp).
Carbono está no segundo período da tabela periódica e não dispõe de orbitais d de energia
suficientemente baixa que permita expansão do octeto, gerando orbitais híbridos envolvendo
orbitais d. Portanto, o número máximo de orbitais híbridos envolvendo os orbitais puros s e p
é sp3 e o mínimo é sp.
26)
Geometria da molécula SF2 é angular com dois domínios de elétrons ligantes e dois nãoligantes.
27)
28)
A ligação sigma é geralmente mais forte que a ligação pi em função da sobreposição mais
efetiva das nuvens eletrônicas.
29) a) 24 elétrons de valência
b) 9 pares ou 18 elétrons de valência formam ligação sigma.
c) 1 par ou 2 elétrons formam ligação pi.
d) 2 pares ou 4 elétrons de valência são não ligantes (oxigênio)
e) O carbono central tem hibridização sp2.
30)1) 120o sp2; 2) 120o sp2;3) 109o sp3
31)a) e b) substâncias sem elétrons desemparelhados são fracamente repelidas por um campo
magnético e são chamadas de diamagnéticas.
c) O22-, B22+
32) a) Substâncias com elétrons desemparelhados são atraídas por um campo magnético. Esta
propriedade é chamada de paramagnetismo.
b) Pesa-se a substância em ambiente normal e novamente sob um campo magnético.
Substâncias paramagnéticas tem uma massa aparente superior sob campo magnético.
c) O2+, N22-, Li2+