Lista_1_-_Parte_2

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Universidade Federal Rural de Pernambuco 
Unidade Acadêmica do Cabo de Santo Agostinho 
Disciplina: Química 1 
Lista 1 – Parte 2 
 
1- Quantos orbitais existem em subcamadas com l 
igual a: 
(a) 0; (b) 2; (c) 1; (d)3? 
 
2-Determine: (a) Quantos valores do número 
quântico l são possíveis n = 7? (b) Quantos valores 
de ml são permitidos para um elétron na subcamada 
6d? (c) Quantos valores de ml são permitidos para um 
elétron em uma subcamada 3p? (d) Quantas 
subcamadas existem na camada com n = 4? 
 
3- Quais são os números quânticos principal e de 
momento angular do orbital, para cada um dos 
seguintes orbitais: (a) 6p; (b) 3d; (c) 2p; (d) 5 f? 
 
4- Quantos elétrons podem ter os seguintes números 
quânticos em um átomo? (a) n = 2, l = 1; (b) n = 4, l 
= 2 , ml = -2; (c) n = 2; (d) n = 3, l = 2, ml = +1. 
 
5- Dentre os conjuntos de quatro números quânticos 
(n, l, ml, ms) , identifique os que são proibidos para 
um elétron em um átomo e explique por quê: 
(a) (4, 2, -1, +1/2); (b) (5, 0, -1, +1/2); 
(c) (4, 4, -1, +1/2) 
 
6- Decida se os seguintes elementos são propensos a 
formar cátion ou um ânion e escreva a fórmula do íon 
mais provável: 
(a) Césio; (b) iodo; (c) selênio; (d) Cálcio 
 
7- Determine a carga nuclear efetiva (Zef) dos 
elementos abaixo: 
(a) C (para o último orbital) 
(b) K (para o último orbital) 
(c) Ti+4 (para o último orbital) 
(d) Ni (para o orbital 4s) 
(e) Cr (use a configuração eletrônica correta, 
obtida experimentalmente) 
 
8- Utilizando apenas a tabela periódica, coloque 
cada conjunto de átomos em ordem crescente de 
raio: (a) Ca, Mg, Be; (b) Ga, Sr, Ge; (c) Al, TI, Si. 
 
9- (a) Por que os cátions monoatômicos são menores 
que seus átomos neutros correspondentes? (b ) Por 
que os ânions monoatômicos são maiores que seus 
átomos neutros correspondentes? (c) Por que o 
tamanho dos íons aumenta ao descermos uma coluna 
da tabela periódica? 
5- Coloque cada um dos seguintes conjuntos de 
elementos na ordem decrescente de energia de 
ionização. Explique sua escolha. 
(a) Enxofre, cloro, silício; (b) cobalto, titânio, 
cromo; (c) antimônio, bismuto, fósforo. 
 
6- Coloque os seguintes íons na ordem crescente de 
raio iônicos: S2-; Cl-; P3-. 
 
8- Que elemento em cada um dos seguintes pares tem 
a maior afinidade eletrônica: (a) Oxigênio ou flúor; 
(b) nitrogênio ou carbono; (c) cloro ou bromo; (d) 
lítio ou sódio. 
 
9- A afinidade eletrônica do lítio tem valor negativo, 
ao passo que a afinidade eletrônica do berílio tem 
valor positivo. Use as configurações eletrônicas para 
esclarecer essa observação. 
 
10- Compare os elementos sódio e magnésio com 
respeito às seguintes propriedades: (a) configuração 
eletrônica; (b) carga iônica mais comum; (c) 
primeira energia de ionização; (d) raio atômico. 
Explique as diferenças entre os dois elementos. 
 
11- Utilize a configuração eletrônica de quadrículas 
para ilustrar o que acontece quando um átomo de 
oxigênio ganha dois elétrons. Por que é 
extremamente difícil adicionar um terceiro elétron ao 
átomo? 
 
12- A seguinte tabela fornece as afinidades 
eletrônicas, em kJ/mol, para os metais do grupo 1 B 
e do grupo 2B: 
Cu 
-119 
Zn 
> 0 
Ag 
- 126 
Cd 
> 
Au 
- 223 
Hg 
> 0 
 
(a) Por que as afinidades eletrônicas dos elementos 
do grupo 2B são maiores que zero? (b) Por que as 
afinidades eletrônicas dos elementos do grupo 1 B 
tomam-se mais negativas quando descemos no 
grupo? (Dica: examine a tendência das afinidades 
eletrônicas de outros grupos ao descermos na tabela 
periódica.).