Exercicios_UD_II_-_Tabela_Periodica

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
Profº Drº Jorge Luiz Ribeiro de Melos 
UD II - EXERCÍCIOS SOBRE TABELA PERIÓDICA
1) Faça um histórico evolutivo da classificação periódica dos elementos químicos.
2) Dê o nome dos elementos: (a) Li; (b) Ga; (c) Xe; (d) K. Escreva o símbolo dos elementos: (e) cádmio; (f) alumínio; (g) antimônio; (h) níquel: (i) ferro; (j) crômio; (l) zinco; (m) fósforo; (n) sódio e (o) cloro. Verifique seus números de grupo na Tabela Periódica, identifique cada um como metal, não-metal e metalóide (semimetal) e relacione a classificação anterior a distribuição eletrônica.
3) Destaque três propriedades físicas que são típicas dos (a) metais; (b) não-metais e Apresente os nomes dos elementos das famílias “s” e “p”.
4) As colunas da atual tabela periódica representam os grupos ou famílias, enquanto as linhas horizontais representam os períodos. Apresente os nomes dos grupos das famílias dos elementos. Destaque o que há em comum aos elementos de um mesmo período da tabela periódica.
5) Estabeleça se os seguintes elementos estão ou não propensos a formar um cátion ou ânion e escreva a fórmula para o íon: (a) enxofre; (b) potássio; (c) estrôncio; (d) cloro. 
6) Quantos prótons, nêutrons e elétrons estão presentes em (a) 2H+ ; (b) 9Be2+ ; (c) 80Br- ; (d) 32S2- 
7) O que representa dizer “elementos do bloco “s”, “p” e “d” ”.
8) Dê o estado de oxidação mais comum para os seguintes elementos: (a) metais alcalinos; (b) oxigênio encontrado em compostos; (c) halogênio
9) Qual é o número de oxidação positivo máximo esperado para os seguintes elementos: (a) ósmio; (b) tungstênio; (c) boro; (d) cloro? 
10) Preveja o número de elétrons de valência presente em cada um dos seguintes átomos (a) P; (b) Al; (c) Te; (d) Fe. 
11) Coloque os seguintes íons em ordem crescente de raio iônico: Te2-, O2-, Se2-, S2-. 
12) Defina Energia de ionização e coloque os elementos de cada um dos seguintes conjuntos em ordem de energia de ionização crescente (a) fósforo, arsênio, antimônio; (b) cádmio, ródio, molibdênio; (c) potássio, cálcio, gálio. 
13) Defina Energia de afinidade eletrônica e coloque os elementos abaixo em ordem crescente de afinidade eletrônica: (a) oxigênio; (b) nitrogênio; (c) flúor; (d) cloro. (d) Cl.
14) Por que Mendeleev deixou lacunas em sua primeira versão da tabela periódica? Como ele previu as propriedades dos elementos que pertenciam àquelas lacunas? Mendeleev colocou elementos com propriedades químicas físicas similares dentro de uma família ou coluna da tabela. Para os elementos não conhecidos, ele deixou espaços em branco. Ele previu propriedades para os ‘espaços em branco’ com base nas propriedades de outros elementos na família e em cada lado.
15) (a) O que significa o termo carga nuclear efetiva? (b) De que forma a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons de valência de um átomo varia indo da esquerda para a direita em um período da tabela periódica? (a) Carga nuclear efetiva, Zef, é uma representação do campo elétrico médio sofrido por um único elétron. É o ambiente de média criado pelo núcleo e os outros elétrons na molécula, expresso como uma carga positiva líquida no núcleo. (b) Da esquerda para a direita em um período, a carga nuclear efetiva aumenta.
16) Qual sofrerá a maior carga nuclear efetiva, os elétrons no nível n = 3 em Ar ou os do nível n = 3 emKr? Qual será o mais próximo do núcleo? Explique. Os elétrons n = 3 em Kr sofrem uma carga nuclear efetiva maior e conseqüentemente têm maior probabilidade de estar perto do núcleo.
17) (a) Por que os raios de íons isoeletrônicos diminuem com carga nuclear crescente? (b) Qual sofre a maior carga nuclear efetiva, um elétron 2p em F-, um elétron 2p em Ne, ou um elétron 2p em Na+? (a) Como o número de elétrons em uma série isoeletrônica é o mesmo, os efeitos de repulsão e de blindagem são normalmente similares para as diferentes partículas. À medida que Z aumenta, os elétrons de valência são mais fortemente atraídos pelo núcleo e o tamanho da partícula diminui. (b) Um elétron 2p em Na+.
18) (a) Por que as energias de ionização são sempre grandezas positivas? (b) Por que F tem maior energia de ionização do que O? (c) Por que a segunda energia de ionização de um átomo é sempre maior que sua primeira energia de ionização? (a) De acordo com a lei de Coulomb, a energia de um elétron em um átomo é negativa. Para aumentar a energia do elétron e removê-lo do átomo, a energia deve ser adicionada ao átomo. A energia de ionização, ΔE para este processo, é positiva. (b) F tem uma primeira energia de ionização maior que O porquê F tem Zef maior e os elétrons mais externos em ambos os elementos estão aproximadamente à mesma distância do núcleo. (c) A segunda energia de ionização de um elemento é maior do que a primeira porque mais energia é necessária para superar Zef maior do cátion 1+ do que a do átomo neutro.
19) (a) Qual é a relação geral entre o tamanho de um átomo e sua primeira energia de ionização? (b) Qual elemento na tabela periódica tem a maior energia de ionização? E qual tem a menor? (a) Quanto menor o átomo, maior sua primeira energia de ionização (dos elementos não radioativos). (b) He tem a maior e Cs tem a menor primeira energia de ionização.
20) Escreva a configuração eletrônica para (a) o íon de Co2+ e (b) o íon do In+. Quantos elétrons desemparelhados cada um contém? (a) Co2+, [Ar]3d7, 3 elétrons desemparelhados; (b) In+, [Kr]5s24d10, 0 elétron desemparelhado.
21) Necessita-se de energia para remover dois elétrons do Ca para formar Ca2+ e também para adicionar dois elétrons em O para formar O2-. Por que, então, CaO é estável em relação aos elementos livres? A grande energia atrativa entre Ca2+ e O2– contrariamente carregados mais do que compensa a energia necessária para formar Ca2+ e O2– a partir dos átomos neutros.