ATIVIDADE DE QUIMICA 3 (1)

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1) Use a distribuição eletrônica das espécies abaixo para indicar suas localizações na tabela 
periódica. (a) C (Z = 6) (b) P (Z = 15) (c) Cr (Z = 24) (d) Sr (Z = 38) 
(a) A distribuição eletrônica do carbono (C) é 1s² 2s² 2p². O carbono está localizado no 
segundo período (linha) e no grupo 14 (coluna) da tabela periódica. 
(b) A distribuição eletrônica do fósforo (P) é 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³. O fósforo está localizado no 
terceiro período (linha) e no grupo 15 (coluna) da tabela periódica. 
(c) A distribuição eletrônica do cromo (Cr) é 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵. O cromo está 
localizado no quarto período (linha) e no grupo 6 (coluna) da tabela periódica. 
(d) A distribuição eletrônica do estrôncio (Sr) é 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s². O 
estrôncio está localizado no quinto período (linha) e no grupo 2 (coluna) da tabela 
periódica. 
 
 
 
2) Faça distribuição eletrônica dos íons abaixo: (a) Al3+ (b) Ca2+ (c) O 2- (d) Mn3+ 
(a) O átomo de Alumínio (Al) possui 13 elétrons distribuídos em camadas eletrônicas. Ao 
perder 3 elétrons, ele se transforma no íon Al3+. Sua distribuição eletrônica será: 1s² 2s² 
2p⁶ 3s² 3p⁶. 
(b) O átomo de Cálcio (Ca) possui 20 elétrons distribuídos em camadas eletrônicas. Ao 
perder 2 elétrons, ele se transforma no íon Ca2+. Sua distribuição eletrônica será: 1s² 2s² 
2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s°. 
(c) O átomo de Oxigênio (O) possui 8 elétrons distribuídos em camadas eletrônicas. Ao 
ganhar 2 elétrons, ele se transforma no íon O2-. Sua distribuição eletrônica será: 1s² 2s² 2p⁶. 
(d) O átomo de Manganês (Mn) possui 25 elétrons distribuídos em camadas eletrônicas. Ao 
perder 3 elétrons, ele se transforma no íon Mn3+. Sua distribuição eletrônica será: 1s² 2s² 
2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁴. 
 
3) Identifique o átomo, no estado fundamental, que tem suas distribuições eletrônicas 
terminadas em: (a) 3s2 (b) 2s22pI (c) 7s2 5f7 (d) 4s1 3d10 (e) 4s2 3d10 
(a) O átomo que tem sua distribuição eletrônica terminada em 3s2 é o magnésio (Z = 12). 
(b) O átomo que tem sua distribuição eletrônica terminada em 2s22p1 é o nitrogênio (Z = 
7). 
(c) O átomo que tem sua distribuição eletrônica terminada em 7s2 é o elemento químico 
francium (Z = 87). 
(d) O átomo que tem sua distribuição eletrônica terminada em 4s13d10 é o cobre (Z = 29). 
(e) O átomo que tem sua distribuição eletrônica terminada em 4s23d10 é o zinco (Z = 30). 
 
 
 
4) Para cada um dos seguintes pares de átomos, indique qual tem a primeira energia de 
ionização mais alta e explique brevemente por que: (a) S e P (b) O e S (c) Cr e Mo 
(a) O átomo de P tem a primeira energia de ionização mais alta do que o átomo de S. Isso 
ocorre porque o átomo de P tem um elétron a menos do que o átomo de S em sua camada 
de valência. Isso significa que os elétrons de valência do átomo de P estão mais próximos 
do núcleo e, portanto, mais fortemente ligados do que os elétrons de valência do átomo de 
S. Como resultado, é mais difícil remover o primeiro elétron do átomo de P do que do 
átomo de S. 
(b) O átomo de O tem a primeira energia de ionização mais alta do que o átomo de S. Isso 
ocorre porque o átomo de O tem um número atômico menor que o átomo de S. Isso 
significa que o núcleo do átomo de O exerce uma atração mais forte sobre seus elétrons de 
valência do que o núcleo do átomo de S. Como resultado, é mais difícil remover o primeiro 
elétron do átomo de O do que do átomo de S. 
(c) O átomo de Cr tem a primeira energia de ionização mais alta do que o átomo de Mo. 
Isso ocorre porque o átomo de Cr tem uma estrutura eletrônica mais estável do que o 
átomo de Mo. O átomo de Cr tem uma meia- vida mais longa para seus elétrons de 
valência, o que significa que os elétrons são menos tolerantes a se moverem para níveis de 
energia mais altos. Como resultado, é mais difícil remover o primeiro elétron do átomo de 
Cr do que do átomo de Mo. 
 
 
5) Porque a segunda energia de ionização de qualquer átomo é maior do que a primeira? 
5. A segunda energia de ionização é sempre maior do que a primeira porque, 
após remover um elétron de valência do átomo, a carga efetiva do núcleo 
aumenta, o que significa que os elétrons remanescentes são atraídos com mais 
força para o núcleo. Como resultado, é mais difícil remover um segundo elétron 
de um átomo do que remove o primeiro. Além disso, ao remover um elétron, a 
configuração eletrônica do átomo muda, o que pode levar a uma configuração 
menos estável e, portanto, a uma maior energia necessária para remover o 
próximo elétron. 
 
 
6) Para cada um dos seguintes pares de átomos, estabeleça qual deveria ter a maior 
afinidade eletrônica: 
(a) Br e I (b)Li e F (c) F e Ne 
(b) Classificando-se os pares de elementos de acordo com a 
afinidade eletrônica e usando a tabela periódica como 
referência, é possível afirmar que: 
(c) - Em (a) Br e I, o bromo (Br) será o elemento de maior 
afinidade eletrônica. Isso se deve ao fato de que a afinidade 
eletrônica cresce da esquerda para a direita e de baixo para 
cima. 
(d) Como Br está imediatamente acima de I, sua afinidade 
eletrônica é maior. 
(e) - Em (b) Li e F, o flúor (F) será o elemento de maior afinidade 
eletrônica. Isso se deve ao fato de que a afinidade eletrônica 
cresce da esquerda para a direita e de baixo para cima. 
(f) Como F está localizado no grupo 17, e o Li se encontra no 
grupo 1, a afinidade eletrônica do flúor é maior. Ambos estão 
no mesmo período. 
(g) - Em (c) F e Ne, o neônio (Ne) será o elemento de maior 
afinidade eletrônica. Isso se deve ao fato de que a afinidade 
eletrônica cresce da esquerda para a direita e de baixo para 
cima. 
(h) Como Ne está no grupo 18 enquanto F se encontra no grupo 17, 
a afinidade eletrônica do nêonio é maior. Ambos estão no 
mesmo período. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7) Calcule a freqüência e o comprimento de onda de luz necessária para ionizar átomos de 
lítio, sendo que a primeira energia de ionização é 520 kJ mol-1 
O comprimento de onda pode ser calculado através da fórmula 
 
onde: 
 
 
Substituindo o valores, temos: 
 
 
A frequência, calculamos com a fórmula 
 
Portanto, o comprimento de onda necessário é 3,22x10^(-12) mm 
e a frequência 4,35x10^(33) Hz. 
 
 
8) Qual das seguintes espécies deve ter menor raio iônico: Fe2+ ou Fe3+? Explique. 
Pensando nisso, vemos que a resposta é o Fe2+, pois ele perdeu apenas dois 
elétrons em comparação ao Fe3+ que perdeu 3 elétrons. Como este último perdeu 3 
elétrons, a força com que o núcleo atrai a eletrosfera é maior, pois tem um elétron a 
menos para atrair. Portanto, as camadas são menores, resultando num menor raio. 
9) Explique o grande decréscimo de afinidade eletrônica entre o flúor e o neônio. 
A eletrônica é a energia liberada quando um átomo neutro ganha um elétron para se 
tornar um ânion. No caso do flúor e do néon, a família eletrônica diminui drasticamente 
porque o néon já possui uma configuração eletrônica com oito elétrons na camada de 
valência, enquanto o flúor precisa de apenas um elétron adicional para alcançar essa 
configuração. 
O flúor é um elemento altamente eletronegativo, o que significa que tem uma forte atração 
por elétrons. Quando o flúor ganha um elétron, a energia liberada é alta porque o átomo 
agora tem uma configuração de gás nobre altamente estável. No entanto, o neônio já 
possui essa configuração, então a adição de um elétron extra não resulta em uma 
configuração mais estável. 
Além disso, a adição de um elétron extra a um átomo de neônio resultaria em uma 
sobreposição de ingressos de elétrons, o que aumentaria a repulsão eletrostática entre eles, 
energia mais energia para adicionar um elétron. Em outras palavras, a energia necessária 
para adicionar um elétron ao neônio é maior do que a energia liberada, tornando as 
emissões eletrônicas negativas e, portanto, não favoráveis. Isso explica por que a 
transmissão eletrônica diminui significativamente o flúor para o neon. 
 
10) Porque os metais do bloco s são mais reativos do que os do bloco p? 
Os metais do bloco s são mais reativos do que os do bloco p porque eles têm elétrons de 
valência mais fracamente ligados aos núcleos atômicos, o que os torna mais sujeitos a 
perder esses elétrons e formar cátions. Isso ocorre porque os elétrons de valência nos 
metais do bloco estão localizados em orbitais s, que estão mais próximos do núcleo e, 
portanto, experimentam menos blindagem dos elétrons internos. 
Por outro lado, os metais do bloco p têm elétrons de valência em orbitais p, que estão mais 
remotos do núcleo e, portanto, experimentam mais blindagem dos elétrons internos. Isso 
faz com que esses elétrons sejam menos tolerantes a perder e formar cátions. 
Além disso, os metais do bloco s têm raios atômicos menores do que os metais do bloco p. 
Isso ocorre porque a carga nuclear efetivamente experimentada pelos elétrons de valência 
é maior nos metais do bloco s, devido à menor blindagem dos elétrons internos. Como 
resultado, os metais do bloco s são mais polarizáveis do que os metais do bloco p, o que 
significa que eles são mais característicos a formarem ligações iônicas e covalentes com 
outros elementos, aumentando sua reatividade. 
 
11) A energia de ionização dos elementos químicos é uma propriedade regular, isto é, varia 
regularmente quando os mesmos estão dispostos num sistema em ordem crescente de 
seus números atômicos. O gráfico, a seguir, mostra a variação da energia de ionização do 
primeiro elétron, em eV, para diferentes átomos. Com base na ilustração, assinale a(s) 
proposição(ões) FALSA(S) E VERDADEIRA(S). ( ) A carga nuclear é o único fator 
determinante da energia de ionização. ( ) Selecionando-se três átomos com maior 
dificuldade para formar cátions monovalentes, teríamos os átomos de He, Li e Na. ( ) O 
potássio é o metal que apresenta o menor potencial de ionização, entre os elementos 
representados. ( ) No intervalo Z = 3 a Z = 10, observe-se que o aumento da carga nuclear 
tende a aumentar a força de atração do elétron pelo núcleo. ( ) Os altos valores de energia 
de ionização para os gases He, Ne e Ar são comprovados de que "camadas eletrônicas 
completas" são um arranjo estável. ( ) Considerando os elementos que formam um período 
da tabela periódica, a tendência da energia de ionização é diminuir com o aumento do 
número atômico. ( ) As menores energias de ionização correspondem aos metais alcalinos. 
Verdadeiras: 
 No intervalo Z = 3 a Z = 10, observe-se que o aumento da carga nuclear tende a aumentar 
a força de atração do elétron pelo núcleo. 
 Os elevados valores da energia de ionização para os gases He, Ne e Ar são comprovados 
de que "camadas eletrônicas completas" são um arranjo estável. 
Falsas: 
 A carga nuclear é o único fator determinante da energia de ionização. (Outros fatores, 
como o raio atômico e a estabilidade de plataformas eletrônicas completas, também 
podem afetar a energia de ionização.) 
 Selecionando-se três átomos com maior dificuldade para formar cátions monovalentes, 
teríamos os átomos de He, Li e Na. (O He não forma cátions, pois já possui uma 
configuração de camada completa.) 
 O potente é o metal que apresenta o menor potencial de ionização, entre os elementos 
representados. (Na verdade, o elemento com menor energia de ionização representado no 
gráfico é o Césio.) 
 Considerando os elementos que formam um período da tabela periódica, a tendência da 
energia de ionização é diminuir com o aumento do número atômico. (Na verdade, a 
tendência é aumentar com o aumento do número atômico, à medida que a carga nuclear 
efetivamente aumenta e o raio atômico diminui.) 
 As menores energias de ionização correspondem aos metais alcalinos. (Embora os metais 
alcalinos geralmente tenham baixas energias de ionização, há outros elementos 
representados no gráfico com energias de ionização ainda menores, como o Césio.) 
 
12) O duralumínio é uma liga metálica formada pela mistura de vários metais, 
principalmente o alumínio e o cobre. Por ser leve, mas resistente ao desgaste, é usado na 
fabricação de peças de bicicletas, carros e motores. Analisando as afirmativas em relação 
aos elementos ALUMÍNIO e COBRE, assinale verdadeiro (V) ou falso (F) em cada uma delas. 
( ) Os dois classificados são como metais de transição. ( ) Os dois são elementos com 
eletronegatividade alta. ( ) O alumínio se ioniza facilmente, formando íons positivos. ( ) O 
cobre tem alta reflexão eletrônica. A sequência correta é: (A) V - F - F - V. (B) F - V - F - V. 
(C) V - V - F - F. (D) V - F - V - F. ( E) F - F - V - F. 
A afirmativa "Os dois classificados são como metais de transição" é falsa, pois o alumínio 
não é um metal de transição. Ele pertence ao grupo dos representantes de metais. Já o 
cobre é um metal de transição. 
A afirmativa "Os dois são elementos com eletronegatividade alta" é falsa. Na verdade, o 
alumínio tem eletronegatividade baixa, enquanto o cobre tem eletronegatividade 
moderadamente. 
A afirmativa "O alumínio se ioniza facilmente, formando íons positivos" é verdadeira. O 
alumínio tem tendência a perder seus três elétrons de valência para formar o íon Al3+. 
A afirmativa "O cobre tem alta receptora eletrônica" é falsa. O cobre tem baixa ressonância 
eletrônica, ou seja, não tem tendência a ganhar elétrons com facilidade. 
Portanto, a sequência correta é: (D) V - F - V - F. 
 
13) A tabela fornece dados sobre as quatro primeiras energias de ionização de quatro 
elementos químicos. 
 
Dois desses elementos têm apenas um elétron de valência. São eles: 
(A) I e II (D) II e IV 
(B) I e III (E) III e IV 
(C) II e III 
 
Resposta: 
Letra B 
Explicação: 
Como os elementos possuem apenas 1 elétron na camada de 
valência, a 2° energia de ionização será muito maior que a 1°, pois ao 
retirar o primeiro elétron o átomo ficou com a nova camada de 
valência totalmente preenchida, ou seja, ficou estável. Dessa forma, 
os elementos que satisfazem o que foi explicado acima são o I e o III. 
 
14) Considere as afirmativas abaixo: 
I - A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um 
átomo neutro no estado gasoso. 
II - A primeira energia de ionização do sódio é maior do que a do magnésio. 
III - Nos períodos da tabela periódica, o raio atômico sempre cresce com o número atômico. 
IV - A segunda energia de ionização de qualquer átomo é sempre maior do que a primeira. 
São afirmativas CORRETAS 
(A) I, II, III e IV 
(B) I e IV 
(C) I e II 
(D) II e III 
(E) II e IV 
 
I- Correto. 
II- Errada.A energia de ionização varia ao inverso do raio. O Sódio 
possui um raio maior que o Magnésio, por isso arrancar seus elétrons 
exige maior energia, porque eles estão mais próximos do núcleo. 
III-Errada. Nos períodos os raios crescem a medida que o número 
atômico diminui 
IV-Correto, isso acontece porque após se retirar um elétron, os que 
sobram aumentam a força elétron-núcleo. 
Sendo assim, letra B. 
 
15) Afinidade eletrônica e eletronegatividade medem a tendência de 
um átomo em atrair 
elétrons. Explique claramente como elas diferem. 
"Afinidade eletrônica" é a variação de energia que ocorre 
quando um elétron é adicionado a um átomo gasoso. A 
"eletronegatividade" aplica-se a ligações químicas. Ela é 
definida como a habilidade de um átomo atrair elétrons para si, 
quando o átomo está ligado em uma molécula. 
16) Determine a carga nucelar efetiva dos elétrons de valência do magnésio (Mg), fósforo 
(P) e do cloro (Cl) e indique, justificando, qual destes átomos terá maior raio atômico. 
A carga nuclear efetiva (Zeff) dos elétrons de valência pode ser determinada pela subtração 
do número de elétrons de valência da carga nuclear total do átomo. 
Para o magnésio (Mg), o número atômico é 12 e possui 2 elétrons na camada de valência. 
Portanto, sua carga nuclear efetiva é: 
Zeff = 12 - 2 Zeff = 10 
Para o fósforo (P), o número atômicoé 15 e possui 5 elétrons na camada de valência. 
Portanto, sua carga nuclear efetiva é: 
Zeff = 15 - 5 Zeff = 10 
Para o cloro (Cl), o número atômico é 17 e possui 7 elétrons na camada de valência. 
Portanto, sua carga nuclear efetiva é: 
Zeff = 17 - 7 Zeff = 10 
Como pode ser observado, todos os três átomos têm a mesma carga nuclear efetiva, o que 
significa que o efeito da carga nuclear sobre os elétrons de valência é o mesmo para cada 
um deles. No entanto, o raio atômico aumenta à medida que se move para baixo e para a 
esquerda na tabela periódica. 
Portanto, o átomo com maior raio atômico será o magnésio (Mg), pois está localizado no 
período 3 e grupo 2 da tabela periódica, enquanto o fósforo (P) e o cloro (Cl) estão 
localizados no período 3 e grupos 15 e 17, respectivamente. Além disso, o magnésio tem 
menos elétrons de valência que o fósforo e o cloro, o que significa que sua atração pelos 
elétrons de valência é menor, permitindo que os elétrons entrem mais afastados do núcleo, 
aumentando o raio atômico. 
17) Os elementos químicos A, B e C apresentam potenciais de 
ionização aproximadamente 
iguais a 24,6 eV (X), 21,6 eV (Y) e 15,8 eV (Z). Esses elementos Z, Y 
e Z podem ser, 
respectivamente, 
(A) He, Ne, Ar. 
(B) K, Na, Li. 
(C) Li, Be, B. 
(D) I, Br, Cl. 
(E) Si, Ge, C. 
 
A ordem dos elementos químicos de acordo com o potencial de ionização 
crescente é C < B < A. Portanto, o elemento com o menor potencial de 
ionização é o C e deve ser o Z, o segundo menor é o B e deve ser o Y eo maior 
é o A e deve ser o X. 
Verificando as opções de resposta, a única que corresponde a essa ordem é a 
opção (E) Si, Ge, C. 
18) Sobre tabela periódica, um estudante formulou as proposições 
abaixo: 
I. Átomos de um mesmo período possuem o mesmo número de 
camadas ocupadas. 
II. Átomos de um mesmo período possuem o mesmo número de 
elétrons na camada de 
valência. 
III. Um átomo, cuja família é 18, está classificado na tabela periódica 
como gás nobre. 
IV. Na tabela periódica atual, os elementos estão ordenados em 
ordem crescente de massa 
atômica. 
V. Os átomos de sódio, magnésio e cloro tem o mesmo número de 
elétrons na camada de 
valência, por isso estão no mesmo período da tabela periódica. 
VI. Íons e átomos de um mesmo elemento químico apresentam a 
mesma distribuição 
eletrônica. 
As afirmativas verdadeiras são: 
As afirmativas verdadeiras são: I. Átomos de um mesmo período possuímos o mesmo 
número de empregados ocupados. III. Um átomo, cuja família é 18, está classificado na 
tabela periódica como gás nobre. 
Explicação: 
II. Átomos de um mesmo período não possuímos o mesmo número de elétrons na 
camada de valência, pois o número de elétrons na camada de valência varia de acordo 
com a família a que o átomo pertence. 
4. Na tabela regular atual, os elementos estão ordenados em ordem crescente de número 
atômico e não de massa atômica. 
V. Os átomos de sódio, magnésio e cloro não têm o mesmo número de elétrons na 
camada de valência, pois variam de acordo com a família a que o átomo pertence. 
VI. Íons e átomos de um mesmo elemento químico não apresentam a mesma 
distribuição eletrônica, pois a formação de íons envolve a perda ou ganho de elétrons, o 
que altera a configuração eletrônica.