Exercícios sobre LigaÇões covalentes (coordenadas e dativas)

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1 Exercícios sobre LigaÇões covalentes (coordenadas e dativas) Dados: O enunciado a seguir se refere aos exercícios de 01 a 25. Dê a fórmula eletrônica para as seguintes espécies químicas. 01. NH 3 (amônia); N (Z = 7); 02. NH 4 + (amônio); N (Z = 7); 03. H 2O (água); O (Z = 8); 04. H 3O + (hidrônio); O (Z = 8); 05. BF 3 (trifluoreto de boro); B (Z = 5); F (Z = 9). 06. CO 2 (dióxido de carbono); C (Z = 6); O (Z = 07. H 2CO 3 (ácido carbônico); C (Z = 6); O (Z = 8); H (Z =1). 1

2 08. CO 2-3 (ânion carbonato); C (Z = 6); O (Z = 09. SO 2 (dióxido de enxofre); S (Z = 16); O (Z = 10. SO 3 (trióxido de enxofre); S (Z = 16); O (Z = 11. H 2SO 3 (ácido sulfuroso); S (Z = 16); O (Z = 8); 12. H 2SO 4 (ácido sulfúrico); S (Z = 16); O (Z = 8); 13. SO 3 2- (ânion sulfito); S (Z = 16); O (Z = 14. SO 4 2- (ânion sulfato); S (Z = 16); O (Z = 15. HNO 2 (ácido nitroso); N (Z = 7); O (Z = 8); 16. HNO 3 (ácido nítrico); N (Z = 7); O (Z = 8); 17. NO 2 - (ânion nitrito); N (Z = 7); O (Z = 18. NO 3 - (ânion nitrato); N (Z = 7); O (Z = 19. CN - (ânion cianeto); C (Z = 6); N (Z = 7). 20. HCN (ácido cianídrico); C (Z = 6); N (Z = 7); O enunciado a seguir se refere aos exercícios de 21 a 40. Dê a fórmula estrutural plana (sem apresentar a geometria) para as seguintes espécies químicas, utilizando a notação de flecha para a ligação coordenada ou para a dativa. 21. NH 3 (amônia); N (Z = 7); 22. NH 4 + (amônio); N (Z = 7); 23. H 2O (água); O (Z = 8); 24. H 3O + (hidrônio); O (Z = 8); 25. BF 3 (trifluoreto de boro); B (Z = 5); F (Z = 9). 26. CO 2 (dióxido de carbono); C (Z = 6); O (Z = 27. H 2CO 3 (ácido carbônico); C (Z = 6); O (Z = 8); H (Z =1). 28. CO 3 2- (ânion carbonato); C (Z = 6); O (Z = 29. SO 2 (dióxido de enxofre); S (Z = 16); O (Z = 30. SO 3 (trióxido de enxofre); S (Z = 16); O (Z = 31. H 2SO 3 (ácido sulfuroso); S (Z = 16); O (Z = 8); 32. H 2SO 4 (ácido sulfúrico); S (Z = 16); O (Z = 8); 33. SO 3 2- (ânion sulfito); S (Z = 16); O (Z = 2

3 34. SO 4 2- (ânion sulfato); S (Z = 16); O (Z = Professora Sonia 35. HNO 2 (ácido nitroso); N (Z = 7); O (Z = 8); 36. HNO 3 (ácido nítrico); N (Z = 7); O (Z = 8); 37. NO 2 - (ânion nitrito); N (Z = 7); O (Z = 38. NO 3 - (ânion nitrato); N (Z = 7); O (Z = 39. HCN (ácido cianídrico); C (Z = 6); N (Z = 7); 40. CN - (ânion cianeto); C (Z = 6); N (Z = 7). 41. (Unesp) "Não se fazem mais nobres como antigamente - pelo menos na Química." ("Folha de S. Paulo", ) As descobertas de compostos como o XePtF 6, em 1962, e o HArF, recentemente obtido, contrariam a crença comum de que elementos do grupo dos gases nobres da Tabela Periódica não reagem para formar moléculas. a) Explique por que os gases nobres têm esta tendência à baixa reatividade. b) Sabe-se que os menores elementos deste grupo (He e Ne) permanecem sendo os únicos gases nobres que não formam compostos, mesmo com o elemento mais eletronegativo, o flúor. Justifique este comportamento. 42. (Puccamp) Considere a seguinte tabela: Elemento Número de compostos que forma somente com o hidrogênio Na 1 Cl 1 Si muitos O silício forma maior número de compostos com hidrogênio do que o cloro ou o sódio, porque cada um de seus átomos a) apresenta maior eletronegatividade. b) tem maior densidade à temperatura ambiente. c) tem núcleo com maior número de prótons e de nêutrons. d) pode compartilhar mais elétrons e formar cadeias. e) pode perder mais elétrons e formar retículos cristalinos. 43. (Ufal) Cada átomo de F (Z = 9) possui 7 elétrons na camada de valência. Átomos de F não são estáveis nas condições ambientes de P e T. Unem-se facilmente formando a molécula F 2, com ligação por 1 par de elétrons entre os átomos. Sendo assim, o número total de elétrons que circundam cada átomo de F, na molécula F 2, é a) 18 b) 14 c) 12 d) (Ufpi) Para as espécies CO, NO +, CN -, N 2 e O 2, assinale a que apresenta configuração eletrônica diferente das demais: a) CO b) NO + c) CN - d) N 2 e) O 2 3

4 Respostas 01. NH 3 (amônia); N (Z = 7); 10. SO 3 (trióxido de enxofre); S (Z = 16); O (Z = 02. NH 4 + (amônio); N (Z = 7); 11. H 2SO 3 (ácido sulfuroso); S (Z = 16); O (Z = 8); 03. H 2O (água); O (Z = 8); 04. H 3O + (hidrônio); O (Z = 8); 12. H 2SO 4 (ácido sulfúrico); S (Z = 16); O (Z = 8); 05. BF 3 (trifluoreto de boro); B (Z = 5); F (Z = 9). 13. SO 3 2- (ânion sulfito); S (Z = 16); O (Z = 06. CO 2 (dióxido de carbono); C (Z = 6); O (Z = 14. SO 4 2- (ânion sulfato); S (Z = 16); O (Z = 07. H 2CO 3 (ácido carbônico); C (Z = 6); O (Z = 8); H (Z =1). 15. HNO 2 (ácido nitroso); N (Z = 7); O (Z = 8); H 08. CO 3 2- (ânion carbonato); C (Z = 6); O (Z = 16. HNO 3 (ácido nítrico); N (Z = 7); O (Z = 8); H 09. SO 2 (dióxido de enxofre); S (Z = 16); O (Z = 17. NO 2 - (ânion nitrito); N (Z = 7); O (Z = 4

5 18. NO 3 - (ânion nitrato); N (Z = 7); O (Z = 27. H 2CO 3 (ácido carbônico); C (Z = 6); O (Z = 8); H (Z =1). 19. HCN (ácido cianídrico); C (Z = 6); N (Z = 7); 28. CO 3 2- (ânion carbonato); C (Z = 6); O (Z = 20. CN - (ânion cianeto); C (Z = 6); N (Z = 7). 21. NH 3 (amônia); N (Z = 7); 29. SO 2 (dióxido de enxofre); S (Z = 16); O (Z = 30. SO 3 (trióxido de enxofre); S (Z = 16); O (Z = 22. NH 4 + (amônio); N (Z = 7); 31. H 2SO 3 (ácido sulfuroso); S (Z = 16); O (Z = 8); Observação teórica: H H N + H H 32. H 2SO 4 (ácido sulfúrico); S (Z = 16); O (Z = 8); 23. H 2O (água); O (Z = 8); 24. H 3O + (hidrônio); O (Z = 8); 33. SO 3 2- (ânion sulfito); S (Z = 16); O (Z = 25. BF 3 (trifluoreto de boro); B (Z = 5); F (Z = 9). 34. SO 4 2- (ânion sulfato); S (Z = 16); O (Z = 26. CO 2 (dióxido de carbono); C (Z = 6); O (Z = 5

6 35. HNO 2 (ácido nitroso); N (Z = 7); O (Z = 8); H 36. HNO 3 (ácido nítrico); N (Z = 7); O (Z = 8); H Observação teórica: O N + O - - O OH N + O OH 37. NO 2 - (ânion nitrito); N (Z = 7); O (Z = 43. Alternativa D Não utilizando a hibridização, vem : F :1s 2s 2p e 9F : 1s 2s 2p com o compartilhamento do elétron desemparelhado : s 2s 2p (dez ele trons para cada átomo de flúor) 44. Alternativa E C O C O 38. NO 3 - (ânion nitrato); N (Z = 7); O (Z = + + N O N O 39. HCN (ácido cianídrico); C (Z = 6); N (Z = 7); - - C N C N 40. CN - (ânion cianeto); C (Z = 6); N (Z = 7). N N N N 41. a) Por existir grande estabilidade da camada eletrônica de valência em gases nobres. b) O He e o Ne, por apresentarem raios muito pequenos, possuem elevada energia de ionização, o que dificulta a promoção e o desemparelhamento de elétrons. Isso explica por que tais átomos não formam ligações nas condições padrão. O O O O 42. Alternativa D O silício (grupo 14 ou família IVA) é tetravalente, por isso, forma maior número de compostos com hidrogênio do que o cloro ou o sódio, cada um de seus átomos pode compartilhar mais elétrons (quatro) e formar cadeias. 6

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