Lista_de_Exercicios_01

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÌMICA FUNDAMENTAL
IC390 - Química II Lista de Exercícios 1
Nome: Verônica Joyce Vieira da Silva M.: 201864031-1
Questão 1: Como o modelo atômico de Bohr explica os espectros atômicos obtidos por Balmer? De acordo com o modelo de Bohr, um elétron pode absorver energia na forma de fótons para ser excitado até um nível mais elevado de energia, desde que a energia do fóton seja igual à diferença de energia entre os níveis de energia inicial e final.
Questão 2: Quais são as principais falhas inerentes ao modelo atômico de Bohr? Funcionava somente para átomos com um elétron (“hidrogenóides”). Não conseguia calcular as intensidades ou estrutura fina das linhas espectrais (por exemplo, quando os átomos eram colocados em campos magnéticos). Não conseguia explicar a ligação dos átomos para formar moléculas
Questão 3: Sendo as regiões de comprimento de onda da luz visível, violeta (380-450 nm), azul (450-495 nm), verde (495-570 nm), amarelo (570-590 nm), laranja (590-620 nm) e vermelho (620-750 nm), determine com qual região do espectro se relacionam as transições abaixo e suas respectivas energias (lembrando que há transições fora da região do visível). Considere RH = 0,011 nm-1, h = 6,62x10-34 J.s e c = 3x108 m.s-1.
a) λ2→3
b) λ4→2
c) λ2→5
d) λ6→2
e) λ1→2
f) λ1→3
g) λ4→1
Questão 4: Discuta o principal aspecto em que a teoria do átomo de Bohr contraria o princípio da incerteza de Heisenberg. A ideia de Bohr foi uma maneira de explicar o modelo de Rutherford, que também descartava um trabalho com probabilidades em prol de órbitas definidas. O Princípio da Incerteza de Heisenberg nos diz que conforme aumentamos nossa certeza quanto à posição do elétron, diminuímos nossa certeza quanto à velocidade, e vice-versa; isso quer dizer, no fim das contas, que um modelo com órbitas bem definidas e a possibilidade de definir a velocidade do elétron por via de sua energia contradiz o que Heisenberg postulou. 
Questão 5: Como pode ser mostrado experimentalmente que os elétrons possuem propriedades ondulatórias? Sustentando que é possível conseguir a difração dos elétrons. A curvatura ou a reflexão da luz , por meio de ângulos específicos, é obtida quando a luz é transmitida ou refletida por uma grade de difração – uma série de linhas próximas umas das outras, regularmente distanciadas e traçadas na superfície de um plano transparente ou um espelho. O ângulo de difração depende do comprimento de onda da luz. De fato, o fenômeno de difração só pode ser explicado em termos do movimento da onda. A difração da luz se dá quando seu comprimento de onda é aproximadamente igual à distância entre as linhas traçadas.
Questão 6: Se todas as partículas possuem características ondulatórias, por que não observamos a difração em partículas maiores (como bolas de beisebol, por exemplo)? 
Questão 7: Quais dos seguintes conjuntos de números quânticos são impossíveis para um elétron num átomo no estado fundamental? 
(a) n = 4, l = 2, ml = 0, ms = +½ 
(b) n = 3, l = 3, ml = -3, ms = -½ 
(c) n = 2, l = 0, ml = +1, ms = +½ 
(d) n = 4, l = 3, ml = 0, ms = +½ 
(e) n = 3, l = 2, ml = -2, ms = -1 
Questão 8: Se um dos elétrons tem os números quânticos n = 2, l = 1, ml = –1 e ms = +1/2, qual o tipo de orbital atômico que ele ocupa? 
Questão 9: Um elétron tem os números quânticos n = 4, l = 1, ml = 0 e ms = +½. Este elétron está em um orbital atômico 4s, 4p ou 4d? 
Questão 10: Escreva um conjunto de números quânticos que descreve um elétron em um orbital atômico 5s. Qual a diferença desse conjunto de números quânticos para o outro conjunto que está descrevendo o segundo elétron no mesmo orbital? 
Questão 11: Considerando um orbital 2p com valores de ml = +1, 0 e −1, explique o significado físico do número quântico ml. 
Questão 12: Dê a configuração eletrônica para o átomo de Ce e indique os quatro números quânticos do elétron mais energético. 
Questão 13: Determine o átomo X a partir dos números quânticos de seu elétron mais energético (segundo a distribuição eletrônica): 
n = 3, l = 2, ml = -1; ms = +½ 
Questão 14: Calcule os comprimentos de onda correspondentes à radiação eletromagnética com frequências de (a) 3,0 × 1012 Hz, (b) 1,0 × 1018 Hz e (c) 5,0 × 1014 Hz. Atribua cada comprimento de onda ou frequência a um determinado tipo de radiação. 
Questão 15: Calcule a energia (em kJ por mol de fótons) de uma transição espectroscópica com comprimento de onda correspondente de 450 nm. 
Questão 16: Quatro das linhas da série de Balmer estão em 656, 486, 434 e 410 nm. Mostre que esses comprimentos de onda são consistentes com o espectro de emissão na região do visível para o átomo de Hidrogênio. 
Questão 17: Construa os diagramas dos orbitais moleculares do Li2 à N2 considerando somente os elétrons da camada de valência. Dê a configuração eletrônica e calcule a ordem de ligação para cada uma destas moléculas. 
Questão 18: Construa os diagramas dos orbitais moleculares do O2 e F2 considerando somente os elétrons da camada de valência. Dê a configuração eletrônica e calcule a ordem de ligação para cada uma destas moléculas. 
	
Questão 19: Dê a configuração eletrônica, de acordo com os orbitais moleculares, das espécies O2, O2+, O2- e O22-. Calcule a ordem de ligação para cada uma e faça o que se pede: 
a) Coloque-as em ordem crescente de comprimento de ligação. 
b) Coloque-as em ordem crescente de força de ligação. 
Questão 20: Quais são os orbitais de fronteira HOMO e LUMO para a molécula N2? 
Questão 21: Com base na Teoria do Orbital Molecular, porquê a molécula de Ne2 não existe de forma estável na natureza? 
Questão 22: Faça o diagrama do orbital molecular para as espécies diatômicas heteronucleares abaixo. Determine a ordem de ligação, os orbitais HOMO e LUMO e o número de elétrons desemparelhados. 
a) NO-, b) NO+, c) BN 
Questão 23: Determine as ordens de ligação do OM das seguintes espécies: S2, Cl2 e NO-. Compares os valores encontrados com as ordens de ligação determinadas pelas estruturas de Lewis.