UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS – UFMG INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS – ICEx

Departamento de Química – Setor de Química Inorgânica 2ª Lista de Exercícios – Química Geral C

Questão 01. Para cada uma das espécies representadas abaixo escreva: estrutura de Lewis, arranjo, geometria molecular e polaridade molecular (quando possível). O átomo central está marcado em cada espécie química. a) TeF5

‒ b) NF3 c) PCl4+ d) Cl2CO e) HCO3

‒ f) SO3 g) SiHF3 h) ClNO2 i) BrF2

+ j) MnO4‒

k) HCN l) IF4‒ m) SiF4 n) N2H4 o) H2SO4

p) ClF5 q) XeOF4 r) BrF3 s) HPO42‒ t) Cr2O7

2‒ Questão 02. Construa o Ciclo de Born-Haber para o sólido iônico MgBr2, indicando todas as etapas. A partir dos dados contidos no quadro abaixo, determine o valor da energia de rede para esse composto. Nas condições padrão o bromo (Br2) é líquido e o magnésio (Mg) é sólido.

Espécie Química Dado Experimental (kJ mol-1)

Mg(g) ∆H0atomização = + 147,1

Mg+(g) 1a EI = + 737,7 Mg2+(g) 2a EI = + 1451 Br2(g) ∆H0

f = + 30,90 Br(g) ∆H0

f = + 111,9 Br‒(g) AE = − 324,5

MgBr2(s) ∆H0f = − 524,3

Questão 03. Escreva três estruturas de Lewis para o íon fulminato CNO‒. Determine a carga formal para todos os átomos em cada estrutura. Indique qual(is) estrutura(s) contribui(em) mais para o híbrido de ressonância? Justifique sua resposta. Comente sobre o comprimento de ligação nessa espécie (pesquise para resolver este item). Questão 04. Coloque os compostos seguintes em ordem crescente de energia de rede: RaI2, CsI, LiF e AgI. Justifique a sua resposta. Questão 05. O oxigênio, O2, pode adquirir um ou dois elétrons para gerar o íon O2

‒ (íon superóxido) ou o íon O2

2‒ (íon peróxido), respectivamente. a) Construa o diagrama de orbitais moleculares para cada uma dessas espécies e determine: ordem de ligação e caráter magnético. b) Em qual desses compostos a ligação entre átomos de oxigênio é mais forte? c) Qual espécie química tem menor valor de energia de ionização O2 ou O? Justifique sua resposta. Questão 06. Considerando os seguintes compostos iônicos: MgF2 e BaF2, indique qual deles apresenta maior energia de rede. Explique por que a temperatura de fusão do BaF2 é maior do que a do MgF2. Questão 07. O tricloreto de alumínio é uma molécula deficiente em elétrons e tende a formar um dímero (molécula formada por duas unidades). Desenhe a estrutura de Lewis para as duas moléculas (monômero e dímero). Descreva a formação das ligações químicas nas duas moléculas utilizando a Teoria de Ligação de Valência.

Questão 08. O pentafluoreto de antimônio reage com o tetrafluoreto de xenônio e com o hexafluoreto de xenônio para formar os seguintes compostos iônicos: XeF3

+SbF6‒ e XeF5

+SbF6‒. Apresente a geometria de

todas as espécies descritas no problema. Descreva a formação das ligações químicas em todos os íons utilizando a Teoria de Ligação de Valência. Questão 09. O acetileno (C2H2) tende a perder dois prótons (H+) e formar o íon carbeto (C2

2‒), que está presente em diversos compostos iônicos, tais como CaC2 e MgC2. Descreva as ligações no íon carbeto utilizando a Teoria dos Orbitais Moleculares. Compare a ordem de ligação do carbeto com a ordem de ligação da espécie C2. Questão 10. Considere os íons: carbamato (CO2NH2

‒) e tetracloroiodo (ICl4+).

a) Apresente a estrutura de Lewis para cada íon e descreva, utilizando a TLV, a formação de todas as ligações químicas. Sabe-se que no íon carbamato as duas ligações entre carbono e oxigênio possuem comprimento de ligação de 128 pm e a que ligação entre carbono e nitrogênio possui 136 pm. b) Faça uma previsão dos ângulos das ligações O-C-O e H-N-H. Questão 11. O trifluoreto de boro pode aceitar um par de elétrons da molécula de amônia, formando-se assim uma ligação coordenada. Descreva a formação das ligações químicas, utilizando a Teoria de Ligação de Valência, para cada uma das espécies químicas citadas. Questão 12. Desenhe a estrutura de Lewis e especifique a geometria molecular para cada uma das seguintes moléculas. Indique a hibridação do átomo central (marcado na molécula) para cada caso. a) SiF6

2‒ b) ICl2‒ c) SeF4 d) XeF4 e) BBr3

f) CO32‒ g) BF4

‒ h) SF4 i) NO2+ j) SnO2

k) PO2F2‒ l) HClO4 m) KrF2 n) CS2 o) ClO2

‒ Questão 13. As três espécies NH2

‒, NH3 e NH4+ têm ângulos de ligação H-N-H de 105º, 107º e 109º,

respectivamente. Explique essa variação nos ângulos de ligação. Questão 14. Os trialetos de fósforo (PX3) mostram a seguinte variação no ângulo de ligação X-P-X: PF3 (96,3º), PCl3 (100,3º), PBr3 (101,0º) e PI3 (102º). a) Supondo que todos os domínios do elétron exibam a mesma repulsão, qual valor de ângulo X-P-X é previsto pelo Modelo de Repulsão dos Elétrons do Nível de Valência? b) Qual é a tendência geral do ângulo X-P-X com o aumento da eletronegatividade? Explique essa tendência. c) Com base em sua resposta para o item anterior, desenhe a estrutura de Lewis adequada para a espécie PBrCl4. Questão 15. Desenhe as estruturas de ressonância da molécula N2O. Descreva a formação das ligações químicas segundo a Teoria de Ligação de Valência, para a estrutura de ressonância mais estável. Questão 16. A azida de nitrogênio, HN3, é um líquido que explode violentamente quando submetido a impactos. Na molécula de HN3, um comprimento de ligação N-N foi medido em 112 pm e o outro com 124 pm. Desenhe todas as estruturas de Lewis possíveis para essa espécie e indique aquela que justifique essas observações experimentais.

Bons estudos!