3ª Lista de Exercícios

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LIGAÇÃO IÔNICA 
1. Três diferentes sólidos de um dado metal M com diferentes 
halogênios apresentam as seguintes fórmulas: MF2, MCl2 e MBr2 
e apresentam as seguintes porcentagens de M: 51,33%, 36,11% 
e 20,05%, respectivamente. Descubra qual o metal M e disponha 
os sólidos em ordem crescente de ponto de fusão. 
 
2. QUESTÃO 05: A partir dos seguintes dados calcule a energia de 
rede para o óxido de sódio: 
2 Na(s) + ½ O2(g)→ Na2O(s) ΔHf = -414 kJ mol-1 
ΔHsub(Na) = 108 kJ mol-1; ΔHdiss(O2) = 498 kJ mol-1; 1ª EI (Na) = 
496 kJ mol-1; 1ª AE (O) = -141 kJ mol-1; 2ª AE (O) = 790 kJ mol-1. 
3. A partir dos seguintes dados calcule a afinidade eletrônica do 
cloro: 
Ca(s) + Cl2(g)→ CaCl2(s) ΔHf = -795 kJ mol-1 
ΔHsub(Ca) = 178 kJ mol-1; ΔHdiss(Cl2) = 242 kJ mol-1; 1ª EI (Ca) = 
590 kJ mol-1; 2ª EI (Ca) = 1145 kJ mol-1; Energia de Rede (CaCl2) 
= -2258 kJ mol-1. 
4. Explique como a energia de ionização e a afinidade eletrônica 
determinam se os átomos dos elementos se combinam para 
formar compostos iônicos. Em quais dos seguintes estados o 
NaCl seria eletricamente condutor? 
a) Sólido. 
b) Fundido. 
c) Dissolvido em água. 
Explique as suas respostas. 
5. Disponha os seguintes compostos em ordem crescente de 
magnitude de energia de rede: KCl, SrO, RbBr, CaO. 
6. Explique a tendência nas energias de rede dos óxidos de metais 
alcalino-terrosos. 
Óxido Energia de Rede (kJ mol-1) 
MgO -3795 
CaO -3414 
SnO -3217 
BaO -3029 
 
 
 
LIGAÇÃO COVALENTE 
7. O flúor pode reagir tanto com nitrogênio (composto I) como com 
potássio (composto II). A partir da seguinte relação de 
percentual de flúor, 
Composto F (%) Ponto de Fusão (oC) 
I 80,3 -207 
II 32,7 858 
a) Determine as estruturas de Lewis dos dois compostos. 
b) Discuta o caráter das ligações dos dois compostos. 
8. Quatro elementos arbitrariamente denominados A, B, C e D têm 
eletronegatividades 3,8; 3,3; 2,8 e 1,3, respectivamente. 
Coloque os compostos AB, AD, BD e AC em ordem crescente de 
caráter covalente. 
 
9. O composto ClF3 reage com urânio sólido para produzir os 
compostos voláteis UF6 e ClF. ClF3 pode ser usado para separar 
o urânio a partir de plutônio (Pu), porque o plutônio reage com 
ClF3 para formar compostos não voláteis PuF4 e ClF. 
a) Escreva as equações para estas duas reações. 
b) Desenhe a estrutura de Lewis do ClF3. Existe alguma coisa 
incomum sobre na estrutura de Lewis do ClF3? 
c) Se uma mistura de urânio e plutônio reage com excesso de ClF3 
para produzir 43,5 g UF6 e 22,1 g PuF4, quais foram as massas do 
urânio e plutônio na mistura de partida. 
10. O pentafluoreto de antimônio, SbF5, reage com XeF4 e com XeF6 
para formar os compostos iônicos (XeF3+)(SbF6-) e (XeF5+)(SbF6-). 
Determine a geometria e a carga formal para cada um dos íons. 
11. Atribua cargas formais aos átomos nas seguintes espécies e 
selecione qual o esqueleto estrutural mais provável: 
a) SCN- ou CSN- 
b) SOCl2 ou OSCl2 
12. O composto com fórmula N2CO possui três isômeros cujos 
arranjos atômicos são: ONCN, ONNC e NOCN. Apresente as 
estruturas de Lewis para os três isômeros, indicando qual deles 
é o mais estável. Justifique. 
13. O óxido de dinitrogênio, N2O, tem três estruturas possíveis. 
Desenhe as três estruturas e calcule a carga formal de cada 
átomo. Com base nas cargas formais e eletronegatividade, diga 
qual a estrutura de ressonância mais favorável. 
14. É possível “isolar” uma estrutura de ressonância de um 
composto para estudá-la? Explique. 
15. Para cada uma das seguintes moléculas, escreva a estrutura de 
Lewis, use a carga formal para decidir a estrutura que melhor 
descreve a molécula e indique a hibridização do átomo de S. 
A) H2SO3 
B) SOF2 
C) HClO2 
D) ClO2F. 
16. Escreva a estrutura de Lewis e indique a geometria mais 
provável das espécies: 
a) CBr4 
b) NCl3 
c) SF4 
d) SO3 
e) XeO4 
f) SO2Cl2 
g) NO3- 
h) XeO2F2 
17. A Figura abaixo mostra diferentes estruturas de Lewis para a 
molécula do SeO2. 
 
Baseado nas teorias de ligação química, assinale V ou F nas 
alternativas abaixo: 
( ) A estrutura (3) é a única que não pode ser usada para 
representar a molécula SeO2. 
 
Química Geral para Engenharia 2019 
3a Lista de Exercícios 
Unidade 4 – LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
( ) Os ângulos de ligação O-Se-O na molécula de SeO2 são 
maiores que 120°. 
( ) As geometrias para as moléculas de SeO2 e H2Se são 
angulares, no entanto, os ângulos de ligações são de 
aproximadamente, 120° e 109,5° para SeO2 e H2Se, 
respectivamente. 
( ) A hibridização do Se nas moléculas SeO2 e H2Se são sp2 e 
sp3, respectivamente. 
( ) As moléculas SeO2 e H2Se são polares e apresentam 
geometria semelhante à da água. 
VSPER 
TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA 
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR 
18. Um composto gasoso apresenta a seguinte composição 
percentual: C = 25,0%; H = 2,1%; F = 39,6%; O = 33,3%, e massa 
molar de 48 g mol-1. 
a) Apresente a estrutura de Lewis desse composto. 
b) Determine geometria molecular desse composto. 
19. Indique a hibridização do átomo central na molécula. Quais 
geometrias darão moléculas apolares para as espécies a seguir? 
a) AB2 
b) AB3 
c) AB4 
20. Um composto de fórmula XF5 contém 42,81% de F. 
a) Identifique o elemento X. 
b) Desenhe a estrutura de Lewis. 
c) Descreva a geometria do composto e os ângulos de ligação 
previstos. 
d) Informe a polaridade das ligações e do composto. 
21. Dados os compostos apresentados abaixo informe: I) Estrutura 
de Lewis com carga formal; II) tipo de ligação; III) sua geometria; 
IV) polaridade; V) Hibridização do átomo sublinhado; VI) 
Previsão do ângulo de ligação VII) solubilidade em solvente 
polar: 
a) XeO2F2 
b) SO2 
c) POCl3 
d) SO3 
e) BBr3 
f) ICl41– 
g) SnF31– 
h) BrF3 
i) BrF5 
j) COCl2 
22. Considere as moléculas abaixo, e através da Teoria da Ligação 
de Valência (TLV) faça o estudo (tipo de ligação, hibridização, 
geometria, previsão de ângulo de ligação, polaridade da 
molécula) das seguintes moléculas: 
a) NH3 
b) H2O 
c) PCl4+ 
d) IF5 
e) XeF4 
f) SF5– 
g) CO32- 
 
23. Muitos compostos importantes na indústria química são 
derivados do etileno (C2H4). Dois desses compostos são a 
acrilonitrila e o metil metacrilato: 
 
Complete a estrutura de Lewis para essas moléculas, informe os 
ângulos indicados de “a” a “f” e a hibridização de cada átomo de 
carbono. 
24. Associe a cada substância em HCl (HCl, HBr ou HI) a respectiva 
energia de ligação e justifique sua resposta: 
Energia de ligação (kJ/mol) 299 366 431 
 
25. Preencha a tabela a seguir justificando suas respostas: 
C
o
m
p
o
st
o
 
G
ru
p
o
 
P
ar
es
 d
e 
e
lé
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H
ib
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P
o
la
ri
d
ad
e
 
XF4 16 polar 
XCl2 3 
XCl5 
Bipiramide 
trigonal 
 
XCl4 – 17 
 
26. Qual das seguintes espécies tem a maior energia de ionização? 
N2 O2 N22- O2+ 
27. Ordene em tamanho crescente, as seguintes espécies, em 
relação ao comprimento da ligação C-O. 
a) CO 
b) CO2 
c) CO32- 
d) CH3OH 
28. O comprimento da ligação da molécula CF é 1,29 Å, enquanto 
para o íon molecular CF+ é 1,17 Å. Explique esta diferença nos 
comprimentos de ligação utilizando o diagrama de orbitais 
moleculares. Discuta o caráter magnético de ambas as espécies. 
29. A Teoria do Orbital Molecular permite prever a existência de 
uma espécie e até mesmo de algumas de suas propriedades. H2 
e He2+ são espécies conhecidas e cujas existências são previstas 
pela Teoria do Orbital Molecular. Como base nesta teoria, é 
correto afirmar que: 
(a) Aordem de ligação da molécula de H2 é menor que a da 
espécie He2+. 
(b) A estabilidade da espécie He2+ é menor que a da molécula de 
H2. 
(c) O comprimento de ligação da espécie He2+ é menor que o da 
molécula de H2. 
(d) A energia de ligação da molécula de H2 é menor que a da 
espécie He2+. 
(e) A energia necessária para a remoção de um elétron na espécie 
He2+ é maior que a da molécula de H2. 
30. Explique utilizando a TOM, porque o He2 não existe e o H2 sim. 
Porque Li2 existe e Be2 não. Qual a ordem de ligação de O2+ e 
C2+. Quais dessas espécies são paramagnéticas? 
31. Quando o potássio e o oxigênio reagem, um dos produtos 
obtidos é o superóxido de potássio, KO2. O ânion desse 
composto é o íon superóxido, O2-. Apresente o diagrama de 
 
energia dos orbitais moleculares para este íon e, então, faça 
uma comparação com a molécula de O2 com relação aos 
seguintes critérios: 
A) Caráter magnético. 
B) Ordem de ligação. 
C) Comprimento de ligação 
32. Carbeto de cálcio, CaC2, é um composto iônico formado pelos 
íons, Ca2+ e C22-. Escreva o diagrama de orbital molecular para o 
íon C22- e determine a ordem de ligação para a ligação C-C no 
íon. 
33. Utilizando a teoria do orbital molecular, indique qual substância 
entre cada um dos seguintes pares apresenta maior afinidade 
para ganhar um elétron. Justifique sua resposta. 
a) CN ou NO. 
b) O22+ ou N22+. 
TEORIA DAS BANDAS DE ENERGIA E CONDUTIVIDADE 
34. A seguinte figura representa o diagrama de bandas para os 
metais: Y, Ag e Mo, considerando os orbitais s e d. 
a) Associe o diagrama a cada metal e explique. 
b) Qual o metal apresenta o maior ponto de fusão? Explique 
 
35. A figura a seguir representa o diagrama de bandas para quatro 
materiais: Cdiamante, Si*, Sn e Si dopado com Al. 
a) Associe cada diagrama a cada material e justifique. 
b) Ordene os quatro materiais em ordem crescente da capacidade de 
condução de eletricidade e explique. 
c) A dopagem do Si com Al gera que tipo de semicondutor? 
 
36. As duas figuras a seguir representam diagramas de níveis 
energéticos para dois tipos diferentes de diodos. Um deles 
emite luz vermelha (694 nm) e o outro luz azul (488 nm). Qual 
deles emite luz vermelha e qual emite luz azul? Justifique sua 
resposta. 
 
37. Qual o valor de Band Gap necessário para um LED produzir luz 
azul com comprimento de onda de 470 nm? 
38. Arseneto de gálio é um semicondutor comum. Esse material se 
torna um condutor quando é irradiado com luz na região do 
infravermelho cuja frequência é de 3,43 x 1014 s-1. Calcule o gap 
da banda de condução do GaAs em kJ/mol. 
39. Explique os diferentes valores das energias de “band gap” para 
os semicondutores GaAs (λ = 890 nm) e GaP (λ = 540 nm). 
40. O semicondutor GaP deve apresentar energia de band gap maior 
ou menor que o ZnS? E em relação do GaN? Justifique. 
41. Os valores de band gap das soluções sólidas de GaAs1-xPx variam 
com a concentração de x conforme é mostrado no gráfico 
abaixo. Supondo que o comprimento de onda da luz emitida das 
soluções sólidas é de aproximadamente igual ao da energia de 
band gap, determine o valor de x e a composição do composto 
(isto é, a fórmula mínima do semicondutor) para se obter 
emissão em 752 nm a partir de um LED deste material. 
 
42. Os semicondutores GaAs e GaP apresentam estruturas sólidas 
semelhantes (tipo blenda de zinco) e constituem a base para 
combinação de uma série de soluções sólidas simbolizadas por 
GaPxAs1-x (0≤x≤1). Baseado nas propriedades periódicas dos 
elementos que os constituem responda: 
a) Para o valor de x = 0,2 o “band gap” é de aproximadamente 1.7 eV, 
determine o comprimento de onda da luz que deveria ser emitida 
de um LED (light-emmiting diode) preparado com esse tipo de 
sólido. 
b) Para obter LEDs que emitem luz de coloração azul 
(aproximadamente 450 nm) os valores de x para o sólido GaPxAs1-x 
devem aumentar ou diminuir em relação ao LED descrito no item 
(a). 
43. Uma junção p-n é preparada a partir de GaAs dopado 
primeiramente com Se (Se substituindo o As) e em seguida o 
sólido é aquecido em atmosfera de Zn, o qual substitui o Ga. A 
fórmula para os sólidos, semicondutores, seria GaAs1-xSex e Ga1-
xAsZnx. Desenhe o diagrama de bandas para um metal e para 
cada um dos dois semicondutores. Classifique os 
semicondutores quanto as tipos “p” ou “n”.