Lista de revisão Química Geral (2)

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LISTA DE EXERCÍCIOS 
 
 
 
1. Por que Mendelev deixou lacunas em sua primeira 
versão da Tabela Periódica? Como ele previu as 
propriedades periódicas dos eleentos que perteniam 
àquela lacuna? 
2. (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? 
3. Se cada elétron interno fosse totalmente eficiente em 
blindar os elétrons de valência da carga total do 
núcleo e os elétrons de valência não fornecessem 
blindagem uns para os outros, qual seria a carga 
nuclear efetiva atuando em um elétron de valência 
em: (a) K e (b) Br? 
4. Qual sofrerá maior carga nulear efetiva, os elétrons 
no nível n = 3 em Ar ou os do nível n = 3 em Kr? 
Qual será o mais próximo do núcleo? Explique. 
5. A distância entre átomos de Au no ouro metálico é 
de 2,88 Å. Qual o raio atômico de um átomo de ouro 
nesse ambiente? (Esse raio é chamado de raio 
metálico.) 
6. Explique, com base no conceito de carga nuclear 
efeitva, como o tamanho do átomo varia na Tabela 
Perióca, ao longo dos períodos e das famílias. 
7. Utilizando apenas a Tabela Periódica, coloque cada 
conjunto de átomos em ordem crescente de raio: (a) 
Ca, Mg, Be; (b) Ga, Br, Ge; (c) Al, Tl, Si. 
8. (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 tabeça periódica? 
9. Explique as seguintes variações nos raios atômicos 
ou iônicos: 
 
10. Considere as seguintes esferas e diga qual 
represneta F, Br e Br-. 
 
11. (a) O que é uma série isoeletrônica? (b) Qual 
átomo neutro é isoeletrônico com cada um dos 
seguintes íons: (i) Cl-; (ii) Se2-; (iii) Mg2+? 
12. Escreva equações que mostrem os processos 
que descrevem a primeira, segunda e terceira 
energias de ionização de um átomo de telúrio. 
13. (a) Por que as energias de ionização são 
sempre grandezas positivas? (b) Por que o F 
tem energia de ionização maior que o O? (c) 
Por que a segunda energia de ionização de um 
átomo é sempre maior que sua primeira energia 
de ionização? 
14. Quel é a relação geral entre o tamanho de um 
átomo e a sua primeira energia de ionização? 
15. A afinidade eletrônica do lítio tem valor negativo 
ao passo que a afinidade eletrônica do belírio 
tem valor positivo. Use as configurações 
eletrônicas para esclarescer essa observação. 
16. De que modo o caráter metálico e a primeira 
energia de ionização estão relacionados? 
17. Explique a variação nas energias de ionização 
do carbono, como mostra o seguinte gráfico: 
 
18. Determine o íon normalmente formado para os 
seguintes átomos: (a) Sr; (b) S; (c) Al. 
19. Qual substância você esperaria ter maior 
energia de rede, AgCl, CuO ou CrN? 
20. Escreva a configuração eletrônica para o 
fósforo. Identifique um elétron um elétron de 
valência nessa configuração e um elétron que 
não seja de valência. Do ponto de vista da 
21. reatividade, qual a importante diferença entre eles? 
22. Escreva o símbolo de Lewis para os átomos de cada um dos seguintes elementos: (a) Ca, (b) P; (c) Ne; (d) B. 
Curso Disciplina Período/ Ano/ Semestre 
Engenharia de Produção Química Geral 1° Período – 2017.1 
Professor (a) N° Questões Turno Data 
Elayne Valério Carvalho 30 Noite 12/03/2017 
Aluno(a) Nota 
 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
23. Determine a fórmula química do composto iônico formado entre os seguintes pares de elementos: (a) Al e F; (b) 
K e S; (c) Y e O; (d) Mg e N. 
24. Necessita-se de energia para remover dois elétrons do Ca para forar Ca2+ e tabém para adicionar dois elétrons 
em O para formar O2-. Por que, então, CaO é estável em relação aos elementos livres? 
25. Qual desses elementos é improvável formar ligações iônicas: S, H, K, Ar, Si? 
26. Usando os símbolos e as estruturas de Lewis, faça um diagrama da formação do SiCl4 a partir dos átomos de Si 
e Cl. 
27. Quais das seguintes ligações são polares: 
(a) P ─ O; (b) S ─ F; (c) Br ─ Br; (d) O ─ Cl? 
Qual é o átomo mais eletronegativo em cada ligação polar? 
28. Desenhe as estruturas de lewis para os seguintes compostos: (a) SiH4; (b) CO; (c) SF4; (d) H2SO4 (H está ligado 
a O); (e) ClO2-; (f) NH2OH. 
29. (a) Exponha a regra do Octeto. (b) A regra do octeto se aplica tanto a compostos iônicos como covalentes? (c) 
Qual a excessão mais comum à regra do octeto? 
30. Explique as principais diferenças entre as características das ligações iônicas, covalentes e metálicas e das 
substâncias formadas por essas ligações. 
31. Explique o cálculo da energia de rede usando o ciclo de Born-Haber para a formação do composto NaCl.