22.14.7: Capítulo 7

1.

Os prótons no núcleo não mudam durante as reações químicas normais. Somente os elétrons externos se movem. Cargas positivas se formam quando os elétrons são perdidos.

3.

P, I, Cl e O formariam ânions porque não são metais. Mg, In, Cs, Pb e Co formariam cátions porque são metais.

5.

(a) P ^3—; (b) Mg ²⁺; (c) Al ³⁺; (d) O ^2—; (e) Cl ^—; (f) Cs ⁺

7.

(a) [Ar] 4 s ² 3 d ¹⁰ 4 p ⁶; (b) [Kr] 4 d ¹⁰ 5 s ² 5 p ⁶ (c) 1 s ² (d) [Kr] 4 d ¹⁰; (e) [He] 2 s ² 2 p ⁶; (f) [Ar] 3 d ¹⁰; (g) 1 s ² (h) [Ele] 2 s ² p ⁶ (i) [Kr] 4 d ¹⁰ 5 s ² (j) [Ar] 3 d ⁷ (k) [Ar] 3 d ⁶, (l) [Ar] 3 d ¹⁰ 4 s ²

9.

(a) 1 s ² 2 s ² p ⁶ 3 s ² 3 p ¹; Al ³⁺: 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶; (b) 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ⁵; 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ⁶; (c) 1 s ^{2 2} 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ⁶ 5 s ²; Sr ²⁺: 1 s ^{2 2} s 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ⁶; (d) 1 s ^{2 2} s ¹; Li ⁺: 1 s ²; (e) 1 s ² 2 s ² p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ³; 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ⁶; (f) 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁴; 1 s ^{2 2} s ² p ⁶ 3 s 2 3 s ² 3 p ⁶

11.

O NaCl consiste em íons discretos dispostos em uma rede cristalina, não moléculas ligadas covalentemente.

13.

iônico: (b), (d), (e), (g) e (i); covalente: (a), (c), (f), (h), (j) e (k)

15.

(a) Cl; (b) O; (c) O; (d) S; (e) N; (f) P; (g) N

17.

(a) H, C, N, O, F; (b) H, I, Br, Cl, F; (c) H, P, S, O, F; (d) Na, Al, H, P, O; (e) Ba, H, As, N, O

19.

N, O, F e Cl

21.

(a) HF; (b) CO; (c) OH; (d) PCl; (e) NH; (f) PO; (g) CN

23.

(a) oito elétrons:

(b) oito elétrons:

(c) sem elétrons Seja ²⁺
(d) oito elétrons:

(e) sem elétrons Ga ³⁺
(f) sem elétrons Li ⁺
(g) oito elétrons:

25.

(uma)

(b)

(c)

(d)

(e)

(f)

27.

29.

(uma)

Nesse caso, a estrutura de Lewis é inadequada para descrever o fato de que estudos experimentais mostraram dois elétrons desemparelhados em cada molécula de oxigênio.
(b)

(c)

(d)

(e)

(f)

(g)

(h)

(i)

(j)

(k)

31.

(a) SeF ₆:

(b) Ef ₄:

(c)${\text{SecL}}_3{}^{\text{+}}\text{:}$

(d) Cl ₂ BBCl ₂:

33.

Dois elétrons de valência por átomo de Pb são transferidos para átomos de Cl; o íon Pb ²⁺ resultante tem uma configuração de camada de valência de 6 s ². Dois dos elétrons de valência na molécula de HCl são compartilhados e os outros seis estão localizados no átomo de Cl como pares solitários de elétrons.

35.

37.

39.

(uma)

(b)

(c)

(d)

(e)

41.

43.

Cada ligação inclui um compartilhamento de elétrons entre átomos. Dois elétrons são compartilhados em uma única ligação; quatro elétrons são compartilhados em uma ligação dupla; e seis elétrons são compartilhados em uma ligação tripla.

45.

(uma)

(b)

(c)

(d)

(e)

47.

49.

(uma)

(b)

O CO tem a ligação carbono-oxigênio mais forte porque há uma ligação tripla unindo C e O. O CO ₂ tem ligações duplas.

51.

(a) H: 0, Cl: 0; (b) C: 0, F: 0; (c) P: 0, Cl 0; (d) P: 0, F: 0

53.

Cl em Cl ₂: 0; Cl em BeCl ₂: 0; Cl em ClF ₅: 0

55.

(uma)

(b)

(c)

(d)

57.

HOCl

59.

A estrutura que fornece zero cobranças formais é consistente com a estrutura real:

61.

NF ₃;

63.

65.

(a) −114 kJ; (b) 30 kJ; (c) −105 kJ

67.

A maior energia de ligação está na figura à esquerda. É a forma mais estável.

69.

$\begin{array}{}\\ \text{HCl}\left(g\right)⟶\frac{1}{2}{\text{H}}_2(g)+\frac{1}{2}{\text{Cl}}_2(g)\text{Δ}{H}_1^{°}=\text{−Δ}{H}_{\text{f}\left[\text{HCl}\left(g\right)\right]}^{°}\\ \frac{1}{2}{\text{H}}_2(g)⟶\text{H}\left(g\right)\text{Δ}{H}_2^{°}=\text{Δ}{H}_{\text{f}\left[\text{H}\left(g\right)\right]}^{°}\\ \underset{\ne }{\frac{1}{2}{\text{Cl}}_2(g)⟶\text{Cl}\left(g\right)\text{Δ}{H}_3^{°}=\text{Δ}{H}_{\text{f}\left[\text{Cl}\left(g\right)\right]}^{°}}\\ \text{HCl}\left(g\right)⟶\text{H}\left(g\right)+\text{Cl}\left(g\right)\text{Δ}{H}^{°}=\text{Δ}{H}_1^{°}+\text{Δ}{H}_2^{°}+\text{Δ}{H}_3^{°}\end{array}$
$\begin{array}{ll}{D}_{\text{HCl}}=\text{Δ}{H}^{°}& =\text{Δ}{H}_{\text{f}[\text{HCl}(g)]}^{°}+\text{Δ}{H}_{\text{f}[\text{H}(g)]}^{°}+\text{Δ}{H}_{\text{f}[\text{Cl}(g)]}^{°}\\ \\ \hfill & =-(\mathrm{-92,307}\text{kJ})+\mathrm{217,97}\text{kJ}+121.3\text{kJ}\\ & =\mathrm{431,6}\text{kJ}\end{array}$

71.

A ligação S-F no SF ₄ é mais forte.

73.

As ligações simples C—C são mais longas.

75.

(a) Quando dois elétrons são removidos da camada de valência, o raio Ca perde o nível de energia mais externo e reverte para o nível inferior n = 3, que é muito menor em raio. (b) A carga +2 no cálcio aproxima muito o oxigênio em comparação com K, aumentando assim a energia da rede em relação a um íon menos carregado. (c) A remoção do elétron 4 s em Ca requer mais energia do que a remoção do elétron 4 s em K devido à maior atração do núcleo e à energia extra necessária para quebrar o emparelhamento dos elétrons. A segunda energia de ionização para K requer que um elétron seja removido de um nível de energia mais baixo, onde a atração é muito mais forte do núcleo pelo elétron. Além disso, é necessária energia para desemparelhar dois elétrons em um orbital completo. Para Ca, o segundo potencial de ionização requer a remoção de apenas um elétron solitário no nível de energia externo exposto. (d) Em Al, o elétron removido está relativamente desprotegido e não emparelhado em um orbital p. A energia mais alta para Mg reflete principalmente o desemparelhamento do elétron 2 s.

77.

(d)

79.

4008 kJ/mol; ambos os íons em MgO têm o dobro da carga dos íons em LiF; o comprimento da ligação é muito semelhante e ambos têm a mesma estrutura; espera-se uma quadruplicação da energia com base na equação da energia da rede

81.

(a) Na ₂ O; Na ⁺ tem um raio menor que K ⁺; (b) bAs; Ba tem uma carga maior que K; (c) Bas; Ba e S têm cargas maiores; (d) Bas; S tem uma carga maior

83.

(e)

85.

A colocação dos dois conjuntos de elétrons desemparelhados na água força as ligações a assumirem um arranjo tetraédrico, e a molécula HOH resultante é dobrada. A molécula HBeH (na qual Be tem apenas dois elétrons para se ligar aos dois elétrons dos hidrogênios) deve ter os pares de elétrons o mais distante possível um do outro e, portanto, é linear.

87.

O espaço deve ser fornecido para cada par de elétrons, estejam eles em uma ligação ou estejam presentes como pares solitários. A geometria do par de elétrons considera a colocação de todos os elétrons. A estrutura molecular considera apenas a geometria do par de ligação.

89.

Desde que as ligações polares sejam compensadas (por exemplo, dois átomos idênticos são encontrados diretamente do outro lado do átomo central), a molécula pode ser apolar.

91.

(a) Tanto a geometria eletrônica quanto a estrutura molecular são octaédricas. (b) Tanto a geometria eletrônica quanto a estrutura molecular são bipirâmide trigonal. (c) Tanto a geometria eletrônica quanto a estrutura molecular são lineares. (d) Tanto a geometria eletrônica quanto a estrutura molecular são planares trigonais.

93.

(a) geometria de par de elétrons: octaédrica, estrutura molecular: piramidal quadrada; (b) geometria de par de elétrons: tetraédrica, estrutura molecular: dobrada; (c) geometria de par de elétrons: octaédrica, estrutura molecular: plano quadrado; (d) geometria de par de elétrons: tetraédrica, estrutura molecular: piramidal trigonal; (e) geometria de par de elétrons: trigonal piramidal, estrutura molecular: gangorra; (f) geometria de par de elétrons: tetraédrica, estrutura molecular: dobrada (109°)

95.

(a) geometria de par de elétrons: plano trigonal, estrutura molecular: dobrada (120°); (b) geometria de par de elétrons: linear, estrutura molecular: linear; (c) geometria de par de elétrons: plano trigonal, estrutura molecular: plano trigonal; (d) geometria de par de elétrons: tetraédrica, estrutura molecular: piramidal trigonal; (e) geometria de par de elétrons: tetraédrica, estrutura molecular: tetraédrica; (f) geometria de par de elétrons: trigonal bipiramidal, estrutura molecular: gangorra; (g) geometria de par de elétrons: tetraédrica, estrutura molecular: piramidal trigonal

97.

Todas essas moléculas e íons contêm ligações polares. Somente ClF _5,${\text{ClO}}_2{}^{\text{−}},$PCl ₃, SeF ₄ e${\text{PH}}_2{}^{\text{−}}$Eu tenho momentos de dipolo.

99.

SeS ₂, cCl _{2 F 2}, pCl ₃ e ClNO têm momentos de dipolo.

101.

P

103.

apolar

105.

(a) tetraédrico; (b) piramidal trigonal; (c) dobrado (109°); (d) plano trigonal; (e) dobrado (109°); (f) dobrado (109°); (g) C H ₃ CCH tetraédrico, CH ₃ CC H linear; (h) tetraédrico; (i) H ₂ C CH ₂ linear; H ₂ C C C H ₂ plano trigonal

107.

109.

(uma)

(b)

(c)

(d)${\text{CS}}_3{}^{\text{2−}}$inclui três regiões de densidade eletrônica (todas são ligações sem pares solitários); a forma é trigonal plana; CS ₂ tem apenas duas regiões de densidade de elétrons (todas as ligações sem pares solitários); a forma é linear

111.

A estrutura de Lewis é feita de três unidades, mas os átomos devem ser reorganizados:

113.

O dipolo molecular aponta para longe dos átomos de hidrogênio.

115.

As estruturas são muito parecidas. No modo modelo, cada grupo de elétrons ocupa a mesma quantidade de espaço, então o ângulo de ligação é mostrado como 109,5°. No modo “real”, os pares solitários são maiores, fazendo com que os hidrogênios sejam comprimidos. Isso leva a um ângulo menor de 104,5°.