UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO SANTO

DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS NATURAIS DCN05713 – QUÍMICA GERAL – ENGENHARIA DO PETRÓLEO

LISTA DE EXERCÍCIOS – UNIDADE I

Estrutura Atômica

1) Quais, dentre os seguintes conjuntos, constituem conjuntos válidos de números quânticos? Explique, no caso do conjunto inválido, as razões da incorreção. a) n = 2 l = 1 ml = 0 b) n = 6 l = 5 ml = -1 c) n = 4 l = 3 ml = -4 d) n = 3 l = 3 ml = 0

2) Dado o conjunto de números quânticos do elétron mais energético, no estado fundamental, determine o seu número atômico, segundo a convenção estabelecida (ms = ↑ ½). a) n = 3 l = 2 ml = -1 ms = +1/2 b) n = 5 l = 1 ml = 0 ms = -1/2 c) n = 4 l = 1 ml = -1 ms = +1/2 d) n = 5 l = 1 ml = -1 ms = -1/2 e) n = 4 l = 2 ml = -3 ms = -1/2 f) n = 5 l = 0 ml = 0 ms = +1/2

3) Escreva as configurações eletrônicas dos seguintes elementos: P, Ni, As, Ba, Rh. Indique o conjunto de números quânticos do elétron mais energético.

4) Determine o conjunto de números quânticos para o elétron mais energético, no estado fundamental, para os átomos com os seguintes números atômicos: 3, 7, 10, 20, 23 e 29.

5) Quais dos seguintes orbitais fazem ou não sentido de acordo com a mecânica ondulatória? Explique sua resposta: 2d, 6h, 7g, 3f.

6) Escreva as estruturas eletrônicas dos elementos de números atômicos de 20 a 30 e classifique-os em paramagnéticos e diamagnéticos, aplicando a regra da multiplicidade máxima de Hund. Indique qual destes elementos exibe maior paramagnetismo.

7) Um determinado átomo tem, no estado fundamental, a estrutura eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2. Baseando-se apenas nessa informação, deduza o seguinte: a) número atômico do elemento b) número de elétrons na última camada c) número de elétrons desemparelhados no átomo

Tabela Periódica

1) Coloque os elementos abaixo em ordem crescente de raios atômicos. Explique. a) Al, C e Si b) Al, B, C, K e Na c) Ca, Rb, P, Ge e Sr

2) Compare os elementos Li, K, C e N. a) Qual o elemento possui o maior raio atômico? b) Coloque os elementos em ordem crescente de Energia de Ionização.

3) As seguintes partículas são isoeletrônicas, isto é, tem a mesma configuração eletrônica. Coloque-as em ordem decrescente de raio: Ne, F-, Na+, O2-, Mg2+.

4) Qual dos seguintes elementos espera-se que tenham Afinidades Eletrônicas mais baixas: P, S, Mg e Cl.

5) Organize os seguintes átomos em ordem decrescente de Eletronegatividade: F, Li, C, Li+.

6) Responda as perguntas formuladas sobre os elementos A e B que têm as seguintes configurações eletrônicas:

A = [Kr] 5s1 B = [Ar] 4s2 3d10 4p4 a) O elemento A é um metal, não-metal ou semimetal? b) Que elemento tem maior Energia de Ionização? c) Que elemento tem Afinidade Eletrônica mais negativa? d) Que elemento tem átomos maiores?

7) Quais, dentre os íons seguintes, têm existência pouco provável? Explique. Cs+, Fe2-, Se5+, I-.

8) A configuração eletrônica de um elemento é: [Ar] 4s2 3d2 a) Qual a identidade do elemento? b) Em que grupo e período se encontra o elemento? c) O elemento é diamagnético ou paramagnético? d) Escreva o conjunto completo dos números quânticos do elétron mais energético.

9) De que forma se pode explicar a variação da Energia de Ionização dentro de um grupo?

10) Explique a diferença de Afinidade Eletrônica entre os seguintes pares de átomos. a) Cl e F b) O e F

11) Qual é o maior íon entre os seguintes pares? a) Li+ e Be2+ b) Li+ e Na+ c) F- e Na+

12) Existem elementos que formam mais de um íon positivo. Por exemplo: elemento raio(Å) 1º íon raio(Å) 2º íon raio(Å) Fe 1,28 Fe2+ 0,76 Fe3+ 0,64 Co 1,25 Co2+ 0,78 Co3+ 0,63 Cu 1,26 Cu+ 0,96 Cu2+ 0,69 .

Explique porque nestes casos o íon com maior carga positiva é sempre menor.

13) Por que a 1ª Energia de Ionização do Mg é maior do que a do Na e do que a do Al? 14) Justifique a seguinte afirmação: “A primeira Energia de Ionização do Ar é maior do que a primeira Energia

de Ionização do K, mas a segunda Energia de Ionização do Ar é menor do que a segunda Energia de Ionização do K”.

Estrutura Molecular 1) Quais, entre os elementos seguintes, podem ter mais do que quatro pares de elétrons de valência? Ou

seja, quais podem participar de compostos com cinco ou seis pares de elétrons de valência? a) C b) P c) O d) F e) Cl f) B g) Se h) Sn

2) Desenhe as estruturas de Lewis de cada molécula seguinte: a) BrF5 b) IF3

3) Considere as seguintes moléculas: H2O, CO2, CCl4, NH3 e ClF a) Que composto tem ligação mais polar? b) Que compostos da lista são mais polares? c) Que átomo, no ClF, tem carga mais negativa?

4) O átomo de bromo no BrF5 está no plano da base de uma pirâmide de base tetragonal. O ângulo entre as ligações da base da pirâmide e a ligação do vértice da pirâmide é menor do que 90º. Explique estes fatos.

5) Usando a VSEPR prediga a geometria de uma molécula de SF4 e de uma molécula de XeF2.

6) O arsênio, um veneno bem conhecido, pode ser detectado convertendo-se seus compostos para uma substância bastante instável, a arsina (AsH3), que se decompõe facilmente sobre a superfície quente de vidro limpo, onde deposita um espelho de arsênio puro. Qual é a forma da molécula AsH3?

7) Faça uma previsão de quais moléculas são polares: I2, ICl, CCl4, CH2Cl2, PCl3, BF3, NF3.

Teoria de Ligação de Valência

1) Qual a diferença entre uma ligação sigma e uma ligação pi? 2) Qual o número máximo de orbitais híbridos que um átomo de carbono pode formar? Qual o número

mínimo? 3) Para cada geometria de pares de elétrons que se menciona a seguir, diga qual o conjunto de orbitais

híbridos pertinentes: tetraédrica, linear, plana triangular, octaédrica e bipirâmide trigonal. 4) Para cada uma das moléculas e íons abaixo relacionados:

a) Escreva a estrutura de Lewis b) Dê os orbitais de hibridização do átomo central c) Indique o número de pares isolados d) Indique a polaridade molecular 1 – SiH4 2 – H2S 3 – Cl2O 4 – NH4

+ 5 – NCl3 6 – PCl3 7 – BrF3 8 – PCl5 9 – SF4 10 – BrF5 11 – CO2 12 – BI3

5) Mostre que a ligação N – B no H3NBF3 é uma ligação covalente coordenada. 6) Represente as fórmulas eletrônicas e estruturais capazes de configurar as estruturas de ressonância de:

1 – NO3- 2 – CO3

2- 3 – NO2- 4 – O3

Teoria do Orbital Molecular

1) Desenhe os diagramas dos orbitais moleculares ligantes e antiligantes do H2 e diga quais as diferenças fundamentais entre os mesmos.

2) O que significa Ordem de Ligação em termos de TOM? 3) Determine a ordem de ligação e as propriedades magnéticas dos compostos abaixo. Coloque-os em

ordem crescente de estabilidade, de energia de dissociação e de comprimento de ligação. a) CN+ b) CN c) CN- d) NO+ e) OF+ f) CO g) BN

4) O oxigênio, O2, pode adquirir um ou dois elétrons para dar o íon O2- (íon superóxido) ou o íon O2

2- (íon peróxido). Escreva a configuração eletrônica desses íons em termos dos orbitais moleculares e compare-as com as da molécula de O2 tendo em vista: a) Ordem de ligação b) Caráter magnético c) O número de ligações σ e π d) O comprimento de ligação

Ligação Iônica

1) Explique a tendência de formar Ligações Iônicas relacionada à Energia de Ionização e a Afinidade Eletrônica dos átomos envolvidos.

2) Considerando a diferença de Eletronegatividade entre os elementos, preveja se os seguintes compostos são iônicos ou covalentes: a) KI b) MgO c) CS2, d) P4O10

3) O que é Energia Reticular e como ela pode ser determinada? 4) Calcule a entalpia molar de formação, ∆Hºf, do Fluoreto de Lítio usando como procedimento o Ciclo de

Born-Haber. Dados: Energia de Sublimação do Li (S) = 159,37 kJ/mol Energia de Dissociação do F2 (D) = 159,98 kJ/mol 1ª Energia de Ionização do Li (1ª EI) = 520 kJ/mol 1ª Afinidade Eletrônica do F (1ª AE) = - 328,0 kJ/mol Energia Reticular de Rede do LiF (Uº) = - 1037 kJ/mol

Estequiometria

1. Quantos mols de CaO estão presentes em 19,6 gramas desse material? Qual a massa em gramas de 2,19 mols de CaO?

2. A análise do hidrocarboneto etileno mostra que ele contém 14,4% em massa de hidrogênio e 85,6% de carbono. a) Qual sua fórmula mínima? b) Sabendo-se que sua massa molecular é cerca de 28 u, qual a sua fórmula molecular?

3. Quais as percentagens em massa dos elementos na aspirina , C9H8O4?

4. A fórmula mínima da mica é NaAl3Si3H2O12. a) Quais as percentagens em massa dos elementos na mica? b) Que massa de alumínio pode ser extraída de 1,0 kg de mica?

5. O primeiro verdadeiro composto de gás nobre foi isolado em 1962 e descobriu-se ser uma combinação de 29,8% Xe, 44,3% Pt e 25,9% F. Qual a sua fórmula empírica?

6. Quando a fosfina, um gás venenoso de fórmula molecular PH3, é queimada no ar, os produtos são água e um sólido de fórmula molecular P4O10. a) Escreva uma equação ajustada para a reação. b) Quantos mols de PH3 são necessários para formar 1,16 mol de P4O10? c) Quantos gramas de água são formados a partir de 0,198 mol de O2? d) Quantos gramas de O2 são necessários para reagir com 12,0 g de fosfina?

7. A glicerina é constituída de três elementos: C, H e O. Quando uma amostra pesando 0,673 mg é queimada em oxigênio, formam-se 0,965 mg de CO2 e 0,527 mg de H2O. Qual a fórmula mínima da glicerina?

8. Suponha que 0,26 mol de Fe reagem com 0,40 mol de O2 para formar Fe2O3. Que elemento restou em excesso e quanto?

9. Cianato de mercúrio ( ou “fulminato de mercúrio”) é usado como espoleta em munição de pequeno calibre. Sua composição centesimal é 70,48% Hg , 8,44% C, 9,84% N e 11,24% O. Qual é a sua fórmula empírica?

10. Metanol (álcool de madeira) é composto somente de C, H e O. Quando 0,375 g de metanol é queimado, formam-se 0,516 g de CO2 e 0,421 g de H2O. a) Qual a fórmula empírica do metanol? b) Se sua massa molecular é 32,0 g/mol, qual é a fórmula molecular do metanol?

11. Inflamou-se uma amostra de 0,500 gramas de ácido cítrico, que contém apenas C, H e O. Produziram-se 0,687 g de CO2 e 0,187 g de H2O. A massa molecular do composto é 192 g/mol. Qual é a fórmula molecular do composto?

12. Tratou-se 4,22 g de uma mistura de CaCl2 e NaCl para precipitar todo o cálcio na forma de CaCO3, que foi então aquecido e transformado em CaO puro. A massa final de CaO foi de 0,959 g. Qual a percentagem em massa de CaCl2

na mistura original?

13. Gesso é uma forma hidratada de sulfato de cálcio de fórmula CaSO4 . x H2O. Quando 2,00 g de gesso são aquecidos a 200oC, até que toda a água seja eliminada, a massa de sólido remanescente é 1,58 g. Qual o valor de x?

14. Titânio metálico bruto é preparado comercialmente de acordo com a reação representada pela equação TiCl4 + 2 Mg → 2 MgCl2 + Ti . Se 40,0 kg de Mg reagem com 85,2 kg de cloreto de titânio: a) Qual o reagente limitante? b) Quantos gramas de titânio metálico serão formados?

15. Qual a quantidade de álcool etílico produzida pela fermentação de 500,0 g de glicose, segunda a equação: C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2

16. Uma maneira de remover o CO2 do ar numa nave espacial é fazê-lo reagir com hidróxido de lítio segundo a equação: CO2(g) + 2 LiOH(s) → Li2CO3(s) + H2O(l). Num período de 24 horas uma pessoa exala cerca de l,00 kg de CO2. Quantos gramas de LiOH são necessários para remover o CO2 formado durante uma expedição lunar de 6 dias envolvendo 3 astronautas?

17. O catalisador de Sonogashira (publicado por K. Sonogashira, Y. Tohda e N. Hagihara, Tetrahedron Lett., 1975, 4467) é um dos mais ativos catalisadores utilizados para a reação de acoplamento entre moléculas contendo iodo e alcenos, formando moléculas com atividade biológica. Sua fórmula é [PduClvPw(CxHy)z]2. Sobre ele são apresentados os seguintes dados: a) uma análise por espectrometria de massas mostrou que sua massa molar é de 807 g; b) uma amostra submetida a análise elementar revelou que sua composição é 53,76% de carbono e 3,74% de hidrogênio; c) uma amostra de 0,8070 g foi calcinada em excesso de oxigênio, produzindo 0,2440 g de PdO;

d) uma amostra de 0,4035 g foi atacada com ácido nítrico. A solução resultante foi tratada com excesso de AgNO3, produzindo 0,1435 g de AgCl; e) uma amostra de1,614 g foi tratada com ácido iodídrico, produzindo 1,662 g de PI3. A partir destes dados, determine o valor de u, v, w, x, y e z e escreva a fórmula molecular do composto.

18. Uma mistura de 7,450 g de óxido de ferro II e 0,1110 mol de alumínio metálico é colocada em um cadinho e aquecida em um forno em alta temperatura, onde ocorre a redução do óxido. Os produtos formados são ferro metálico e óxido de alumínio. a) Escreva a reação balanceada para o processo. b) Qual o reagente limitante? c) Determine a quantidade máxima de ferro que pode ser produzida. d) Calcule a massa de reagente em excesso que permaneceu no cadinho.

Soluções

1. Qual a concentração em mol/L de uma solução composta de: a. 10 g de glicose (C6H12O6) em 2,0 litros de solução; b. 2,00 mols de H2SO4 em 1,50 litro de solução.

2. Qual a concentração em mol/L de uma solução quando se misturam 2,00 g de NaCl em 100 g de água? Qual a fração molar de soluto e de solvente nesta solução? (Admitir volume desprezível para o sólido)

3. Calcule a quantidade de soluto necessária para preparar uma solução 0,200 mol/L de glicose (C6H12O6), a partir de 300 g de água. (Negligencie o volume ocupado pelo soluto sólido)

4. Calcule o número de litros que podem ser preparados a partir de 300,0 g de cloreto de sódio, para se obter uma solução a 0,200 mol/L.

5. Uma solução de ácido sulfúrico de densidade 1,25 g/mL contém 33% em massa de H2SO4. Calcule sua concentração em mol/L, molal e fração molar.

6. Qual a massa de solução contendo 21% em massa de ácido nítrico necessária para preparar 200 mL de HNO3 0,50 mol/L?

7. Quais são a concentração molal e em mol/L de uma solução de etanol, C2H5OH, em água, se a fração molar for 0,0500 e a densidade 0,997g/mL?

8. Calcule quantos mL de KMnO4 0,10 mol/L são necessários para reagir completamente com 0,010 mols do íon oxalato, segundo a reação:

2 MnO-4(aq) + 5 C2O4

-2(aq) + 16 H+

(aq) → 2 Mn+2(aq) + 10 CO2(g) + 8 H2O

9. Calcule a concentração em mol/L, concentração molal e fração molar de uma solução a 30,0% em massa de NH3 em água, cuja densidade é 0,892 g/cm3.

10. A densidade de uma solução 2,50 mol/L de ácido sulfúrico é 1,12 g/mL. Calcule sua concentração molal.

11. Expresse em mol/L e concentração molal a concentração de uma solução de H3PO4 a 5,0% em massa cuja densidade é 1,027 g/mL.

12. Calcule as frações molares do solvente e do soluto em uma solução 1,00 mol/kg de cloreto de sódio em água.

13. Tem-se uma solução aquosa 1,0 x 10-2 mol/L de uréia (composto não-dissociado). Calcule para 2,0.102 mL de solução:

a) a massa de uréia dissolvida; b) o número de moléculas de uréia dissolvidas. (Massa molar da uréia = 60 g/mol)

14. Um litro de solução contém 0,1 mol de cloreto férrico e 0,1 mol de cloreto de amônio. Determine as concentrações em mol/L dos íons Fe3+, NH4

+ e Cl-.

15. Qual a concentração em mol/L do ácido nítrico que contém 63,0% de HNO3 em massa e cuja densidade é 1,42 g/mL ?

16. 24,5 gramas de ácido ortofosfórico foram dissolvidos em água, até completar 200 mL de solução. A seguir esta solução foi diluída a 500 mL. Qual a concentração final da solução em mol/L?

17. Que volume de HCl 0,250 mol/L poderemos obter pela diluição de 50,0 mL de uma solução de HCl com densidade 1,185 g/mL e que apresenta 36,5% de HCl em massa?

18. Deseja-se preparar 9,2 litros de solução 2,0 mol/L de ácido sulfúrico a partir de uma solução concentrada desse ácido que apresenta densidade igual a 1,84 g/mL e que encerra 98% de H2SO4 em massa. Qual o volume necessário do ácido sulfúrico concentrado?

19. Misturando-se 150 mL de solução 2,00 mol/L de NaCl com 250 mL de solução 1,00 mol/L de KCl, perguntam-se as concentrações em mol/L da solução resultante em relação:

a) ao NaCl b) ao KCl c) aos íons presentes em solução

GABARITO – ESTRUTURA ATÔMICA

Estrutura Atômica

1) a) 2p2 ou 2p5 b) 6h5 ou 6h16

c) conjunto não válido: ml não pode ser = - 4 (máximo ml = -3 a +3) d) conjunto não válido: l não pode ser = 3 (máximo l = 2)

2) a) Z = 22 Ti b) Z = 53 I c) Z = 31 Ga d) Z = 52 Te e) conjunto impossível f) Z = 37 Rb

3) a) [Ne] 3s2 3p3 n = 3 l = 1 ml = +1 ms = +1/2 b) [Ar] 4s2 3d8 n = 3 l = 2 ml = 0 ms = -1/2 c) [Ar] 4s2 3d10 4p3 n = 4 l = 1 ml = +1 ms = +1/2 d) [Xe] 6s2 n = 6 l = 0 ml = 0 ms = - 1/2 e) [Kr] 5s2 4d7 n = 4 l = 2 ml = -1 ms = - 1/2

4) a) Z = 3 1s2 2s1 (2, 0, 0, +1/2) b) Z = 7 1s2 2s2 2p3 (2, 1, 1, +1/2) c) Z = 10 1s2 2s2 2p6 (2, 1, 1, -1/2)

d) Z = 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (4, 0, 0, -1/2) e) Z = 23 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 (3, 2, 0, +1/2) f) Z = 29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 (3, 2, 2, -1/2)

5) 2d: n = 2 e l = 2: não faz sentido; valor máximo de l é (n-1), portanto pode ser no máximo l = 1 6h: n = 6 e l = 5; faz sentido, pois l pode variar de o até 5

7g: n= 7 e l = 4; faz sentido, pois l pode variar de 0 até 6 3f: n = 3 e l = 3; não faz sentido; valor máximo de l é (n-1), portanto pode ser no máximo l = 2

subnível h: l = 5 ml = -5, -4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5 (11 orbitais) podem ser acomodados até 11x2 = 22 elétrons l varia de 0 até (n-1): se l = 5 (n-1), então n mais baixo é n = 6 (6ª camada)

6) Z = 20 4s2 Diamagnético Z = 21 4s2 3d1 Paramagnético (1 elétron desemparelhado) Z = 22 4s2 3d2 Paramagnético (2 elétrons desemparelhados) Z = 23 4s2 3d3 Paramagnético (3 elétrons desemparelhados) Z = 24 4s1 3d5 Paramagnético (6 elétrons desemparelhados) – mais paramagnético Z = 25 4s2 3d5 Paramagnético (5 elétrons desemparelhados) Z = 26 4s2 3d6 Paramagnético (4 elétrons desemparelhados) Z = 27 4s2 3d7 Paramagnético (3 elétrons desemparelhados)

Z = 28 4s2 3d8 Paramagnético (2 elétrons desemparelhados) Z = 29 4s1 3d10 Paramagnético (1 elétrons desemparelhados) Z = 30 4s2 3d10 Diamagnético 7) a) Z = 14 b) 4 elétrons c) 2 elétrons desemparelhados

Tabela Periódica

1) a) C < Si < Al b) C < B < Al < Na < K c) P < Ge < Ca < Sr < Rb 2) a) K tem maior raio b) K < Li < C < N 3) Mg2+ < Na+ < Ne < F- < O2- 4) Menor AE: Mg e Maior AE: Cl 5) Li < Li+ < C < F 6) A = Rb B = Se

a) Metal – bloco s b) Se c) Se d) Rb

7) Fe2-: Fe é metal e tem baixa AE – dificilmente forma ânions Se5+: Grupo 16 – alto PI – dificilmente perde 5 elétrons

8) a) Ti b) grupo 4 e período 4 c) [Ar] 4s2 3d2 – Paramagnético d) (3, 2, -1, +1/2)

9) Grupos: aumenta com a diminuição de níveis de energia Períodos: aumenta com a diminuição do raio e o aumento da Carga Nuclear Efetiva (Zef)

O: 1s2 2s2 2p4 Os elétrons “s” têm maior PI por dois motivos: 1º) a remoção de elétrons “p” representam : 1º PI, 2º PI, 3º PI e 4º PI enquanto a remoção de elétrons “s” representa 5º PI e 6º PI. Sabe-se que 1º PI < 2º PI < 3º PI. 2º) os elétrons “s” tem menor energia que os elétrons “p” e, portanto, sempre será mais difícil remove-los

11) a) Cl e F 1ª AE do Cl + - 83,4 kcal/mol 1ª AE do F = - 79,5 kcal/mol Átomos do 2º período são exceção à regra geral. O F é muito pequeno e a entrada de um elétron

adicional aumenta muito a densidade de carga negativa ao seu redor e a repulsão entre os elétrons faz com que a 1ª AE seja menos negativa do que seria esperado.

b) O e F 1ª AE do O = -34 kcal/mol 1ª AE do F = -79,5 kcal/mol Ambos estão no 2º período e a Zef do F é maior que a Zef do O. Logo o F tem mais atração por elétrons

do que o O e sua 1ª AE será mais negativa.

12) Porque após o acréscimo do 1º elétron obtém-se um ânion e o 2º elétron tem que vencer a repulsão para ser aceito. Logo, ocorre absorção de energia para formar um ânion bivalente.

13) a) Li+ : 3 prótons atraindo 2 elétrons Be2+: 4 prótons atraindo 2 elétrons Logo: raio do Li+ > raio do Be2+

b) Li+: 2º período – configuração do He Na+: 3º período – configuração do Ne Logo: raio do Li+ < raio do Na+ c) F-: 9 prótons atraindo 10 elétrons Na+: 11 prótons atraindo 10 elétrons Logo: raio do F- > raio do Na+

14) Porque à medida que os elétrons vão sendo removidos diminui o número de elétrons que são atraídos por uma mesma carga nuclear. Por esta razão ocorre contração do cátion em relação ao átomo neutro. Se houver eliminação de um nível de energia, a contração é mais acentuada.

15) Na: 1º PI = 119 kcal/mol (remoção de um elétron “s”) Mg: 1º PI = 176 kcal/mol (remoção de elétron “s”) Al: 1º PI = 138 kcal/mol (remoção de elétron “p”) Então: - 1º PI do Na < 1º PI do Mg: Mesmo período mas Zef do Mg > Zef do Na (Mg é menor que o Na)

- 1º PI do Mg > 1º PI do Al: Mesmo período e Zef do Mg < Zef do Al (Al menor que o Mg), mas o elétron a ser removido do Al é um elétron “p” e o elétron a ser removido do Na é um elétron “s”. Um elétron “p” é mais energético (menos atraído pelo núcleo) do que um elétron “s” do mesmo nível.

16) 1º PI do Ar > 1º PI do K: Ar é gás nobre e tem configuração altamente estável enquanto o K é um metal

que ao perder 1 elétron adquire a configuração do gás nobre Ar. 2º PI do Ar < 2º PI do K: Quando o Ar perde 1 elétron (Ar+), deixa de ter configuração de gás nobre e o K

quando perde 1 elétron (K+) adquire a configuração do gás nobre Ar. Neste caso, é mais difícil tirar o segundo elétron do K+, que tem configuração de gás nobre do que do Ar+ que perdeu a configuração de gás nobre.

Estrutura Molecular 1) a) C: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. 4 pares)

b) P: 3º período – Cam. Val.: comporta no máx. 18 elétrons – OA s, p e d (mais de 4 pares) c) O: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. 4 pares) d) F: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. de 4 pares) e) Cl: 3º período – Cam. Val.: comporta no máx. 18 elétrons – OA s, p e d (mais de 4 pares) f) B: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. 4 pares) g) Se: 4º período – Cam. Val.: comporta mais de 18 elétrons – OA s, p e d estão disponíveis para ligações (mais de 4 pares) h) Sn: 5º período – Cam. Val.: comporta mais de 18 elétrons – OA s, p e d estão disponíveis para ligações (mais de 4 pares)

2) a)BrF5 b) IF3

3) a) H2O tem ligação mais polar; maior diferença de eletronegatividade

b) Compostos mais polares: H2O, NH3 e ClF c) O F tem maior eletronegatividade

4) O Br tem 6 pares de elétrons ao redor; a geometria dos pares é octaédrica. Mas destes 6 pares, 5 são pL e 1 é pi. Logo a Geometria da Molécula é pirâmide de base quadrada. Como a repulsão pi/pL é maior que a repulsão pL/pL, os ângulos são um pouco menores que 90º.

5) SF4: Molécula em forma de gangorra

XeF2: Molécula linear

6) Pirâmide Trigonal (pirâmide de base triangular)

7) Polares: ICl, CH2Cl2, PCl3, NF3

Teoria de Ligação de Valência (TLV)

1) Ligação sigma: Ligação que resulta da sobreposição frontal de orbitais; densidade eletrônica se concentra entre os núcleos e sobre o eixo internuclear. Ligação pi: Ligação que resulta da sobreposição lateral de dois orbitais p (ou 1 OA p + 1 OA d); apresenta plano nodal contendo o eixo internuclear.

2) C: máximo de OA Híbridos:4 (sp3) Mínimo de OA Híbridos: 2 (sp)

3) tetraédrica: sp3 linear: sp plana triangular: sp2 octaédrica sp3d2 bipirâmide trigonal: sp3d

BrF

F

F

FF

I F

F

F

4) 1 – SiH4: Hib. sp3; nenhum pi; molécula tetraédrica apolar 2 – H2S: Hib. sp3; 2 pi (molécula em forma de V), molécula polar 3 – Cl2O: Hib. sp3, 2 pi (molécula em forma de V), molécula polar 4 – NH4

+: Hib. sp3, nenhum pi, íon tetraédrico apolar 5 – NCl3: Hib. sp3, 1 pi (molécula piramidal trigonal), molécula polar 6 – PCl3: Hib. sp3, 1 pi (molécula piramidal trigonal), molécula polar 7 – BrF3: Hib. sp3d, 2 pi (molécula em forma de T), molécula polar 8 – PCl5: Hib. sp3d, nenhum pi (molécula bipirâmide trigonal), molécula apolar 9 – SF4: Hib. sp3d, 1 pi (molécula em forma de gangorra), molécula polar 10 – BrF5: Hib. sp3d2, 1 pi (molécula em forma de pirâmide de base quadrada), molécula polar 11 – CO2: Hib. sp, nenhum pi, molécula linear apolar 12 – BI3: Hib. sp2, nenhum pi, molécula plana trigonal apolar

5) No NH3: N – 1s2 2(sp3)2 2(sp3)1 2(sp3)1 2(sp3)1 No BF3: B – 1s2 2(sp3)1 2(sp3)1 2(sp3)1 2(sp3)0 O N fica com um pi e o B fica com 1 OA vazio. Logo pode haver a formação de i ligação sigma covalente coordenada entre o N e o B.

6) 1 – NO3-

2 – CO32-

Teoria do Orbital Molecular (TOM)

1) OML: máxima densidade eletrônica entre os núcleos

OMAL: plano nodal entre os núcleos

OL = nº de elétrons em OML – nº de elétrons em OMAL 2

4) a) CN+: OL = 2,0; diamagnético e) OF+: OL = 2,0; paramagnético b) CN: OL = 2,5; paramagnético f) CO: OL = 3,0; diamagnético c) CN-: OL = 3,0; diamagnético g) BN: OL = 2,0; diamagnético d) NO+: OL =3,0; diamagnético Estabilidade e Energia de Dissociação: BN ~ CN+ ~ OF+ < CN < CN- ~ NO+ ~ CO Comprimento de ligação: CO ~ NO+ ~ CN- < CN < OF+ ~ CN+ ~ BN

5) O2: [KK] σ2s2 σ2s*

2 σ2p

2 π2p

2 π2p

2 π*2p

1 π*2p

1 OL = 2,0 1σ e 1π paramagnético

O2-: [KK] σ2s2 σ2s*2 σ2p2 π2p2 π2p2 π*2p2 π*2p1 OL = 1,5 1σ e 0,5π paramagnético

O22-: [KK] σ2s2 σ2s*2 σ2p2 π2p2 π2p2 π*2p2 π*2p2 OL = 1,0 1σ diamagnético

Comprimento de Ligação: O2 < O2- < O2

2-

Ligação Iônica 1) Quanto menor a EI , maior a facilidade de perder elétrons e maior a tendência a formar cátions. Quanto maior a AE, maior a facilidade de adquirir elétrons e maior a tendência a formar ânions. 2) a) KI: Eletronegatividade: K = 0,8 e I = 2,5 Diferença = 1,7: Lig. Iônica

3 – NO2-

4 – O3

b) MgO: Eletronegatividade: Mg = 1,2 e O = 3,5 Diferença = 2,3: Lig. Iônica c) CS2: Eletronegatividade: C = 2,5 e S = 2,5 Diferença = 0,0: Lig. Covalente d) P4O10: Eletronegatividade: P = 2,2 e O = 3,5 Diferença = 1,3: Lig. Covalente 3) Energia Reticular é a energia desprendida quando íons, em fase gasosa, se reúnem para formar a rede

cristalina de 1 mol de sólido iônico. A Energia Reticular pode ser calculada indiretamente usando o Ciclo de Born-Haber.

4) ∆Hf = -606,6 kJ/mol Estequiometria 1) 0,350 mol; 1,23x102 g 2) a) CH2 b) C2H4 3) C: 60,0% H: 4,4% O: 35,6% 4) a) Na: 6,02% Al: 21,20% Si: 22,0% H: 0,52% O: 50,26% b) 0,21 Kg 5) XePtF6 6) a) 4 PH3(g) + 8 O2(g) → P4O10(s) + 6 H2O(g)

b) 4,64 mols c) 2,67 g d) 22,6 g 7) C3H8O3 8) Excesso de 0,20 mol de O2 9) HgC2N2O2 10) a) CH4O b) CH4O 11) C6H8O7 12) 45% 13) 2 14) a) TiCl4 b) 21,5 Kg 15) 255,6 g 16) 19,6 Kg 17) [PdClP(C6H5)3]2 18) b) FeO c) 5,768 g d) 1,135 g de Al Soluções 1) a) 0,028 mol/L b) 1,33 mol/L 2) a) 0,34 mol/L b) xs = 0,006 xS = 0,994 3) 10,8 g 4) 25,6 L 5) 4,2 mol/L; 5,1 mol/Kg; xs = 0,08; xS = 0,92 6) 30 g 7) 2,92 mol/Kg; 2,57 mol/L 8) 40 mL 9) 15,7 mol/L; 25,1 mol/Kg; xs = 0,310; xS = 0,690 10) 2,86 mol/Kg 11) 0,52 mol/L; 0,54 mol/Kg 12) xs = 0,017; xS = 0,983 13) a) 0,12 g b) 1,2.1021 moléculas 14) [Fe3+] = 0,1 mol/L; [NH4

+] = 0,1 mol/L; [Cl-] = 0,4 mol/L 15) 14,2 mol/L 16) 0,500 mol/L 17) 2,37 L 18) 50 mL 19) [NaCl]=0,750 mol/L; [KCl]=0,625 mol/L; [Na+]=0,750 mol/L; [K+] = 0,625 mol/L; [Cl-] = 1,38 mol/L