LISTA DE EXERCÍCIOS 6
Olá, pessoal!
A busca e a seleção de informações são habilidades importantes.
A resolução destes exercícios talvez requeira o uso de dados não mencionados nos enunciados. Você poderá encontrá-los em livros de Química Geral e também em Tabelas Periódicas. Habituem-se a ter uma destas em mãos, bem como uma calculadora científica...
Um abraço e bons estudos, M. e F.
TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA / ORBITAIS HÍBRIDOS
1. Considere os seguintes comprimentos de ligação: C – O 143 pm
C = O 123 pm C = O 109 pm
No íon CO32–, as três ligações C – O possuem comprimento de ligação idêntico, de 136
pm. Por quê?
2. Embora tanto o Br3– quanto o I3– sejam conhecidos, o íon F3– jamais foi observado.
Explique este fato.
3. Para cada uma das moléculas ou íons a seguir, determine a hibridização esperada para
os orbitais do átomo central: (a) PCl3; (b) SeF2; (c); NH4+; (d) H2CO; (e) ClO–; (f) POCl3; (g)
XeO4; (h) ClO3–
;
(i) PF5; (j) BeH2; (k) BH3; (l) Br3–; (m) ClF5; (n) XeF4; (o) IF7.Dica: Economize tempo nesta questão, aproveitando as estruturas que você desenhou
nas questões 11 e 12 da Lista 5.
4. Para cada uma das moléculas ou íons que contém enxofre a seguir, determine o tipo de
hibridização orbital para o átomo de enxofre: (a) SO2; (b), SO3; (c) S2O32–; (d) S2O82–; (e)
SO32–; (f) SO42–; (g) SF2; (h) SF4; (i) SF6; (j) F3S–SF; (k) SF5+.
5. Vamos conversar sobre moléculas de carbono com ligações duplas:
a) Por que todos os seis átomos do eteno (C2H4) estão localizados no mesmo plano? b) A molécula do aleno possui a seguinte estrutura de Lewis:
C
C
C
H
H
H
aleno não se encontram no mesmo plano. Explique por que isso ocorre, e tente desenhar a molécula do aleno na sua geometria mais provável.
6. Índigo é o corante utilizado no tingimento do blue jeans. O termo “azul marinho”
deriva do uso do índigo para tingir os uniformes da marinha britânica no século XVIII. A estrutura da molécula do índigo é:
C C C C C C C C N C N C C C C C C C H H H H H H H H H H O O a) Quantas ligações σ e π existem na molécula?
b) Qual é a hibridização dos átomos de carbono nesta molécula?
7. O antibiótico thiarubin-A foi descoberto durante estudo sobre os hábitos alimentares
de chimpanzés selvagens na Tanzânia. A estrutura desta molécula é:
C C C C S S H H C C C C CH CH2 C C C H3
a) Complete a estrutura de Lewis mostrando os pares de elétrons isolados. b) Indique os orbitais híbridos usados pelo carbono e pelo enxofre no thiarubin-A. c) Quantas ligações σ e πestão presentes na molécula?
ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA
8. Escreva as estruturas de Lewis para as espécies que seguem, mostrando todas as
estruturas de ressonância. a) NO2– b) OCN– c) O3 d) C6H6 (benzeno) e) SO3
9. A molécula de dinitreto de dienxofre (S2N2) existe como um anel com átomos de
enxofre e nitrogênio alternados. S2N2 sofre polimerização para formar o politiazil, que
apresenta um comportamento de condução elétrica semelhante a vários metais. Escreva a(s) estrutura(s) de Lewis para o S2N2.
10. O “esqueleto” da molécula de tetróxido de dinitrogênio pode ser escrito como:
Desenhe estruturas de Lewis para o tetróxido de dinitrogênio, incluindo todas as estruturas de ressonância.
11. Existem duas moléculas com a fórmula N2F2. Suas estruturas de Lewis são:
N
N
F
F
N
N
F
F
ea) Quais são os ângulos da ligação N – N – F nas duas moléculas? b) Qual é a polaridade de cada molécula?
12. Complete as seguintes estruturas de ressonância para o POCl3.
P
O
Cl
Cl
Cl
P
O
Cl
Cl
Cl
A
B
a) Você esperaria a mesma estrutura molecular para as duas estruturas de
ressonân-cia?
b) Qual é a hibridização do P em cada estrutura?
c) Que orbitais o átomo de fósforo pode usar para formar a ligação π na estrutura B? d) Qual das estruturas de ressonância seria favorecida com base em cargas formais?
orbitais 1s do hidrogênio:
a) Identifique qual é o orbital molecular ligante e qual é o antiligante. Explique sua
resposta.
b) Qual dos dois orbitais moleculares possui menor energia? Por quê?
14. Desenhe o orbital molecular e indique o seu tipo (σ ouπ, ligante ou antiligante) que
seria formado pela sobreposição dos seguintes orbitais atômicos:
a)
b)
c)
15. Quais das moléculas seriam espécies diatômicas estáveis, segundo o modelo de
orbitais moleculares?
a) H2+, H2, H2–, H22– b) Be2, B2, Ne2
16. Usando a teoria de orbitais moleculares, explique por que a remoção de um elétron no
O2 torna a ligação mais forte, ao passo que a remoção de um elétron no N2 enfraquece
a ligação.
17. Escreva as configurações eletrônicas para as seguintes espécies diatômicas e calcule
suas ordens de ligação. Quais dessas espécies são paramagnéticas? Classifique-as em ordem crescente de comprimento de ligação e energia de ligação.
CN
–CN
CN
+18. A molécula diatômica OH existe em fase gasosa. Seu comprimento e sua energia de
lig-ação foram experimentalmente determinados como 97,06 pm e 424,7 kJ·mol-1,
respec-tivamente. Assuma que na molécula de OH os orbitais moleculares resultam de uma combinação linear de um orbital 2pz de menor energia do oxigênio com o orbital 1s de maior energia do hidrogênio (a ligação O – H forma-se ao longo do eixo z).
a) Qual dos dois orbitais moleculares formados possui maior caráter 1s?
b) Poderia o orbital 2px do oxigênio formar orbitais moleculares com o orbital 1s do hidrogênio? Explique.
c) Sabendo que apenas os orbitais 2p do oxigênio interagem suficientemente com o
orbital 1s do hidrogênio, complete o diagrama de orbitais moleculares para o OH. Distribua os elétrons corretamente nos níveis de energia.
d) Estime a ordem de ligação para a molécula OH.
e) Prediga se a ordem de ligação da espécie OH+ será maior, menor ou igual à da
EXERCÍCIOS-DESAFIO SOBRE LIGAÇÕES QUÍMICAS (para quem estiver à vontade com todo o resto)
19. Uma definição alternativa da eletronegatividade (
χ
) de um elemento é dada pela equação χ=C(
EI− AE)
, onde EI é a energia de ionização e AE é a afinidade eletrônica do elemento. Utilize os dados de EI e AE para calcular o termo( EI −AE )
para os quatro primeiros halogênios. Estes valores mostram a mesma tendência dos valores de eletronegatividade para essa família de elementos?
Dica: comece calculando o valor da constante C, de modo que o valor da
eletronegatividade do flúor seja χF=4,0 .
EI (kJ/mol) AE (kJ/mol)
F 1680 –328
Cl 1255 –349
Br 1140 –325
I 1008 –295
20. Use os seguintes dados para estimar o
∆ H
para a reação S– (g) + e– → S2– (g).Inclua uma estimativa da incerteza no resultado final. Todos os valores da tabela se encontram em unidades de kJ/mol, e possuem uma incerteza de ± 1 kJ/mol.
M2S ∆ Hf0 reticularEnergia EI de M de M∆ H¿
Li2S –500 –2472 520 161
Na2S –365 –2203 495 109
K2S –381 –2052 419 90
Cs2S –360 –1850 382 78
S (s) → S (g)
∆ H=277 kJ ∙ mol
−1S (g) + e– → S– (g) ∆ H=−200 kJ ∙ mol−1
21. Usando argumentos de carga formal, explique por que a molécula de BF3 não segue a
regra dos oito elétrons.
22. Para cada par de espécies químicas abaixo, responda qual seria a espécie
energeticamente mais estável. Justifique a sua resposta.
a) NaBr ou NaBr2
b) ClO4 ou ClO4–
c) SO4 ou XeF4
d) OF4 ou SeF4
23. Muitas vezes, a estabilidade que caracteriza certas moléculas está relacionada com a
possibilidade da existência de estruturas de ressonância. Como isso poderia ser utilizado para explicar a acidez dos seguintes compostos? O hidrogênio “ácido” (ionizável) está marcado com um asterisco em cada molécula.
a)
b)
c)
24. Um novo material com grande potencial como propelente sólido em propulsores de
foguetes é a dinitramida de amônio, NH4N(NO2)2.
a) Desenhe estruturas de Lewis (incluindo formas de ressonância) para o íon
dinitramida, N(NO2)2–.
b) Preveja os ângulos de ligação ao redor de cada átomo de nitrogênio no íon
dinitramida. H C OH* O CH3 C CH C C H3 O OH* OH*
“esqueleto” da molécula pode ser escrito como: C O N CH3 CH3 H
Vários tipos de evidências levam à conclusão de que a ligação C – N possui um caráter de dupla ligação. Desenhe uma ou mais estruturas de ressonância que corroborem esta observação.
26. A molécula de óxido nitroso (N2O) possui três estruturas de Lewis possíveis:
N
N
O
N
N
O
N
N
O
Dados os seguintes comprimentos de ligação, N – N 167 pm
N = N 120 pm N ≡ N 110 pm N = O 115 pm N – O 147 pm
racionalize as observações de que o comprimento da ligação N – N no N2O é 112 pm, e
o da ligação N – O é 119 pm. Atribua cargas formais aos átomos nas estruturas de ressonância para o N2O. Você poderia eliminar alguma dessas estruturas de
ressonância com base nas cargas formais? Seria isto consistente com as observações experimentais?
27. Se comparadas com CO e O2, as moléculas CS e S2 são muito instáveis. Dê uma
explicação para este fato, baseada na capacidade do enxofre e do oxigênio para formarem ligações π.
28. Use o modelo de orbitais moleculares para determinar qual das seguintes espécies
possui a menor energia de ionização. Explique sua resposta.
