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Lista de exercícios- Química Inorgânica
Teoria dos orbitais moleculares

1. . 2. . 3. . 4. . a) Superposições positivas podem ser obtidas somando lóbulos de mesmos sinal, como nas combinações 1 e 5, ou subtraindo lóbulos de sinais contrários, como nas combinações 3 e 7.

COMBINAÇÃO | PLANOS NODAIS | | OA | OM | 1 | 0 | 0 | 3 | 2 | 2 | 5 | 1 | 1 | 7 | 1 | 1 |

É possível imaginar que o número de planos nodais dos orbitais atômicos é o mesmo dos orbitais moleculares.

b) Superposições negativas podem ser obtidas subtraindo lóbulos de mesmo sinal, como nas combinações 2 e 6, ou somando lóbulos de sinais diferentes, como nas combinações 4 e 8.

COMBINAÇÃO | PLANOS NODAIS | | OA | OM | 2 | 0 | 1 | 4 | 2 | 3 | 6 | 1 | 2 | 8 | 1 | 2 |

Diferente das superposições positivas o número de planos nodais dos orbitais moleculares é um a mais que dos orbitais atômicos.

c) A região nodal é onde a probabilidade de se encontrar elétrons é nula, sendo assim ocorre uma diminuição na densidade eletrônica.

5. .

6. a) Significa que quanto maior a ordem de ligação maior a força da ligação. b) OL=1-02→OL=12, foi obtido um valor menor o que acarreta uma força de atração menor que para o H2, por isso o H2 é mais estável.

7. a)
Li2→σ1s2, σ*1s2, σ2s2→OL=4-22→OL=1
Be2→σ1s2, σ*1s2, σ2s2, σ*2s2→OL=4-42→OL=0
B2→σ1s2, σ*1s2, σ2s2, σ*2s2, π2py1, π2pz1→OL=6-42→OL=1
C2→σ1s2, σ*1s2, σ2s2, σ*2s2, π2py2, π2pz2→OL=8-42→OL=2
N2→σ1s2, σ*1s2, σ2s2, σ*2s2, π2py2, π2pz2,σ2px2→OL=10-42→OL=3
O2→σ1s2, σ*1s2, σ2s2, σ*2s2, σ2px2,π2py2, π2pz2,π*2py1, π*2pz1→OL=10-62→OL=2
F2→σ1s2, σ*1s2, σ2s2, σ*2s2, σ2px2,π2py2, π2pz2,π*2py2, π*2pz2→OL=10-82→OL=1 b)

Li2+→σ1s2, σ*1s2, σ2s1→OL=3-22→OL=0,5
Be2+→σ1s2, σ*1s2, σ2s2, σ*2s1→OL=4-32→OL=0,5
B2+→σ1s2, σ*1s2, σ2s2, σ*2s2, π2py1→OL=5-42→OL=0,5
C2+→σ1s2, σ*1s2, σ2s2, σ*2s2, π2py2, π2pz1→OL=7-42→OL=1,5
N2+→σ1s2, σ*1s2, σ2s2, σ*2s2, π2py2,