Explique a razão pela qual é incorreto chamarmos os compostos iônicos de moléculas

ESTUDO DIRIGIDO – LIGAÇÕES IÔNICAS 1) Desenhe as fórmulas de Lewis dos elementos a seguir seguindo o exemplo: a) Al b) F c) Mg d) Ar e) Si f) Cl g) C h) Li 2) Qual será a fórmula iônica de um composto formado por um halogênio, cujo símbolo é X, e um metal alcalinoterroso, cujo símbolo é Y? 3) Monte as fórmulas iônicas (unitárias) para os compostos iônicos formados pela união dos seguintes elementos: a) Na e S b) K e O c) Ba e N d) Al e O e) Cl e P f) Mg e H 4) Explique a razão pela qual é incorreto chamarmos os compostos iônicos de moléculas. 5) Sobre os compostos iônicos, responda: a) Qual é seu estado físico à temperatura ambiente? b) Por que, estes compostos possuem altos pontos de fusão e ebulição? 6) Quais são os íons que formam as seguintes substâncias iônicas? a) MgO b) NaH c) Ca3P2 d) Li2O e) KI f) BaCl2 7) Os elementos X e Y, do mesmo período da tabela periódica, têm configurações eletrônicas s2 p4 e s1, respectivamente, em suas camadas de valência. a) A que grupos da tabela periódica pertencem os elementos X e Y? b) Qual será a fórmula empírica (fórmula unitária) do composto constituído pelos elementos X e Y?

UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO QUÍMICA GERAL LISTA DE EXERCÍCIOS UD III – LIGAÇÕES QUÍMICAS Profº Drº Jorge Luiz Ribeiro de Melos 1 – O que significam os termos emparelhado e desemparelhado, referentes aos elétrons dos átomos? 2 – Para os seguintes átomos: Na, Mg, N, S e F responda: a) Quantos elétrons de valência existem em cada um dos átomos desses elementos? b) Quantos elétrons emparelhados e desemparelhados existem na camada de valência de cada um desses átomos? c) Quantas ligações covalentes (comuns e dativas) cada um desses átomos podem realizar? Justifique. 3 – Monte as fórmulas mínimas para os compostos iônicos formados pela união dos seguintes elementos: � a) Na e S b) K e O c) Ba e N d) Al e O e) Cl e P f) Mg e H � 4 – Explique a razão pela qual é incorreto chamarmos os compostos iônicos de moléculas. 5 - Sobre os compostos iônicos, responda: a) Qual é seu estado físico à temperatura ambiente? b) Por que, estes compostos possuem altos pontos de fusão e ebulição? c) Por que um composto iônico só pode conduzir energia elétrica quando em estado líquido ou em solução. 6 - Apresente e discuta as energias envolvidas no Ciclo de Bohr-Haber quando da formação do NaCl. 7 – Sobre os metais: a) Como se forma uma ligação metálica? b) Baseando-se nesta teoria, explique a razão pela qual os metais são bons condutores elétricos e térmicos? 8 – Define-se como eletronegatividade, a capacidade de um átomo em atrair para si os elétrons de uma ligação química. A eletronegatividade dos elementos pode nos dar idéia sobre o tipo de ligação que será estabelecida entre dois ou mais átomos de elementos químicos. Sendo assim, o que podemos afirmar sobre a eletronegatividade dos átomos numa ligação: a) iônica b) covalente c) metálica 9 – Faça um desenho que represente da forma mais correta possível à estrutura de: a) Um cristal de NaCl b) Um cristal metálico de ferro. c) Moléculas de água no estado líquido e gasoso. 10 – Qual é a diferença entre um cristal metálico e um cristal iônico? 11 - Use o ciclo de Born-Haber para mostrar que a reação: K(s) + ½ Cl2(g) KCl(s) , é exotérmica. São conhecidas as seguintes energias, que devem ser identificadas. K(s) K(g) (90,0 kJ); ½ Cl2(g) Cl(g) (119,0 kJ); K(g) K+(g) (419kJ); Cl(g) Cl-(g) (- 349 kJ); K+(g) + Cl-(g) KCl(s) (- 704 kJ). 12 - Calcule a entalpia do retículo cristalino dos seguintes compostos listados abaixo. Construa os ciclos de Bohr-Haber. Consulte tabelas com as energias envolvidas no processo de forma-ção dos compostos. a) AlCl3(s) b) KBr(s) c) MgBr2(s) d) MgO(s) e) NaI(s) 13 - Considere as moléculas abaixo, e através da Teoria da Ligação de Valência (TLV) faça o estudo (tipo de ligação, hibridação, geometria, polaridade da ligação e da molécula e tipo de ligação) dos seguintes compostos: a) NH3 b) H2O c) BCl3 d) BeCl2 e) BeCl3 f) CH4 g) PCl5 h) SF6 i) SF4 j) SF5 k) PCl4 - l) ICl3 14 -Através da teoria dos orbitais moleculares (TOM) e do diagrama de energia dos ligantes e antiligantes, faça o estudo das seguintes moléculas (ordem de ligação, se a molécula existe e se é diamagnética ou paramagnética). a) H2 b) O2 c) Li2 d) C2 e) Be2 f) He2 g) N2 15 - Considere as seguintes substâncias (NH3, H2O, NF3, CH4 e NaCl) e responda as questões abaixo: a) Justifique a diferença entre os ângulos da ligação nas moléculas H2O, NH3 e CH4. b) Qual das moléculas apresenta o menor ângulo de ligação? Justifique c) Porque o ângulo da molécula do NH3 é maior do que o ângulo da molécula do NF3? d) Porque a água dissolve o NaCl e não dissolve o CH4 na mesma quantidade? 16 - Explique através da Teoria da Ligação de Valência (TLV) e da Teoria do Orbital Molecular (TOM) as moléculas abaixo. Qual é a principal contradição (em relação a estas moléculas) comparando as duas teorias? a) H2 b) N2 c) O2 17 - Nitrogênio, fósforo, oxigênio e enxofre existem como N2, P4 tetraédrico, O2 e moléculas cíclicas de S8. Racionalize em termos das habilidades dos átomos de formar diferentes tipos de ligações. 18 - (a) Qual é a forma da molécula de clorofórmio, CHCl3? 19 - (a) Qual é a forma do íon nitrônio, NO2+? (b) Qual é o ângulo de ligação O-N-O? 20- (a) Qual é a forma do íon carbonato, CO32-? (b) Quantos ângulos diferentes O-C-O existem nesta molécula? (c) Quais são os valores esperados para os ângulos O-C-O 21 - Utilizando as estruturas de Lewis e a teoria RPECV, preveja a forma de cada uma das seguintes espécies: (a) tetracloreto de enxofre; (b) tricloreto de iodo; (c) IF4-; (d) trióxido de xenônio. Dê a designação AXnEm do modelo RPECV em cada caso. Desenhe as formas estruturais. 22 - Escreva as estruturas de Lewis e preveja se as seguintes moléculas são polares ou apolares (não- polares): (a) CH2Cl2; (b) CCl4; (c) CS2; (d) SF4. 23 - Muitas moléculas orgânicas são apolares ou fracamente polares. Preveja se as seguintes moléculas se comportam como polares ou apolares: (a) C6H6 (benzeno); (b) CH3OH (metanol); (c) H2CO (formaldeído, utilizado em soluções aquosas para preservar espécies biológicas). 24 - Dê as orientações relativas dos seguintes orbitais: (a) sp3; (b) sp; (c) sp3d2; (d) sp2. 25 - As orientações relativas das ligações ao átomo central de uma molécula que não possui pares isolados de elétrons podem ser qualquer uma das listadas a seguir. Qual é a hibridização dos orbitais utilizadas por cada átomo central para seus pares de ligação: (a) tetraédrica; (b) bipirâmide trigonal; (c) octaédrica; (d) linear? 26 - Utilizando a teoria do orbital molecular, explique por que a energia de ligação N=N (dupla) não é equivalente ao dobro da energia de ligação N-N (simples). 27 - (a) Desenhe o diagrama de níveis de energia do orbital molecular para N2 e nomeie os níveis de energia conforme o tipo de orbital do qual ele provem, se eles são ou não orbitais σ e π, e se são ligantes ou antiligantes. 28 - De que maneira a mudança na condutividade de um semicondutor difere da do metal com o aumento da temperatura? 29 - O germânio é um semicondutor. Incluindo pequenas quantidades de impurezas, qual desses elementos – In, P, Sb ou Ga – fará com que o germânio se transforme em (a) um semicondutor tipo p; (b) um semicondutor tipo n? 30 - Identifique os tipos de forças intermoleculares que possam surgir entre as moléculas das seguintes substâncias: (a) Cl2; (b) HCl; (c) C6H6; (d) C6H5Cl. 31 - Quais das seguintes moléculas provavelmente formam ligações de hidrogênio: (a) HF; (b) CH4; (c) NH3; (d) CH3OH. 32 – Sugira e explique qual substância, em cada par, tem provavelmente tem o ponto de fusão mais alto: água ou dióxido de enxofre, etanol ou butanol, ortohidroxibenzeno ou parahidroxibenzeno.