Lista de Exercícios 1 QGT

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Lista de Exercícios 1 – Química Geral Teórica 
 
1. Descreva resumidamente quais as principais idéias de Dalton a respeito dos átomos. 
2. O que os experimentos de Thomson com tubos de raios catódicos revelaram sobre a estrutura do 
átomo? Qual o principal conflito entre esses resultados e o modelo atômico de Dalton? 
3. Qual o principal conflito entre os resultados de Rutherford e o modelo atômico de Thomson? 
4. De que forma a descoberta do efeito fotoelétrico e da emissão atômica colocaram em cheque o 
modelo de Rutherford? 
5. O que é fóton, e como esse conceito pode ser usado para explicar o efeito fotoelétrico? 
6. Quais as hipóteses principais do modelo atômico de Bohr? Como esse modelo pode explicar os 
espectros de emissão atômica? 
7. De acordo com a física clássica, a energia de uma partícula em movimento é proporcional a sua massa 
e sua velocidade (E = (mv2)/2). Plank propôs que a energia de uma onda estacionária depende de seu 
comprimento de onda (E = hc/λ). Sabendo que c é a velocidade da luz (3x108 m/s), e que h é a 
constante de Plank (6,63x10-34 J.s/fóton), estime o comprimento de onda da radiação associada a um 
pedaço de isopor de 2 g, movendo-se a 30 m/s (aprox 108 km/h). Qual seria a freqüência desta onda? 
8. Calcule a energia cinética de um elétron ejetado de uma superfície metálica composta por átomos de 
rubídio, quando a mesma é irradiada com luz de comprimento de onda igual a 300 nm. A energia 
mínima necessária para arrancar um elétron dessa superfície é 2,14 eV. (1 eV é equivalente a 1,602 x 
10-19 J). 
9. Usando as mesmas constantes do exercício 11, calcule o comprimento de onda da radiação associada a 
um elétron (9,11x10-31 kg) movendo-se a 2,5 x 106 m/s (mais ou menos a velocidade do elétron no 
átomo de hidrogênio). 
10. O espectro de emissão do mercúrio apresenta 5 raias bem características. Os comprimentos de onda 
dessas raias são respectivamente 253, 365, 404, 435 e 1013 nm. 
a) Qual a freqüência dessas emissões? 
b) Quais destas emissões seriam visíveis a olho nu? 
11. Enuncie, com suas palavras, o princípio da incerteza de Heisenberg, e mostre como ele foi importante 
para o desenvolvimento do modelo atômico atual. 
12. Pesquise no seu material a equação de Rydberg e calcule o comprimento de onda da radiação emitida 
quando um elétron passa de n=3 para n=1 num átomo de hidrogênio? Em que região do espectro 
eletromagnético encontra-se esta radiação? Ela seria visível ao olho humano? Como essa equação 
serviu para provar experimentalmente o modelo de Bohr? 
13. O que é o princípio da dualidade? Quais as consequências deste princípio para o modelo moderno da 
estrutura atômica? 
14. Indique quais são os quatro números quânticos, especifique os valores que podem assumir e qual a 
informação que esses números trazem a respeito do elétron? 
15. Quais dos seguintes conjuntos de números quânticos são impossíveis? Indique, quando for o caso, 
porque o conjunto não é admissível. 
a) n=3, l=3, m=0 
b) n=2, l=1, m=0 
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c) n=6, l=5, m=-1 
d) n=4, l=3, m=-4 
16. O raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica, eletronegatividade, caráter metálico e 
poder oxidante e redutor são propriedades periódicas, defina e explique cada uma de elas indicando 
as tendências na tabela periódica. 
17. Desenhe as estruturas de Lewis para os compostos iônicos: BaO, Na2O, KF e MgBr2. 
18. Dê a configuração eletrônica de cada um dos seguintes íons: Ba
2+
, Se
2-
, Al
3+
, Fe
2+
, Cu
+
. 
19. O íon fosfato é PO4
3-
. Empregando a tabela periódica, faça a previsão das fórmulas empíricas dos 
seguintes fosfatos iônicos: de potássio, de alumínio, de césio, de magnésio e de rádio. 
20. Dê as estruturas de Lewis das seguintes moléculas ou íons: NF3, CH3OH (metanol), HOBr, HCO2H (ácido 
fórmico), ClO
3-
, SO3
2-
 
21. Quais dos seguintes compostos não obedecem a regra do octeto: ClF3, OF2, SF4, SO2, IF7, NO2 e BCl3. 
22. Usando a tabela periódica, classifique cada uma das ligações como sendo predominantemente iônica 
ou covalente: O - S, Ca - O, Si - C, H - I, Cl - O, Ga - F, Rb - Br, H - Li. 
23. Explique o fato de que BeF2 é apolar enquanto OF2 é polar. 
24. Considere as seguintes moléculas: 
a) H2O b) NH3 c) CO2 d) ClF e) CCl4 
Que composto tem as ligações mais polares? 
Que compostos da lista são apolares? 
Que átomo no ClF, tem carga mais negativa? 
25. O composto C2H2Cl pode existir em três formas. Alguma delas tem dipolo resultante? Em caso 
afirmativo, dê a direção do momento de dipolo. 
 
26. Descreva as ligações  e . Como é constituída uma ligação dupla? E uma ligação tripla? 
27. Por que é necessário utilizar orbitais hibridos para justificar a estrutura do metano, CH4? 
28. Para cada geometria de pares de elétrons que se menciona a seguir, diga qual o conjunto de orbitais 
híbridos pertinentes: tetraédrica, linear, plana triangular, octaédrica e bipiramidal triangular. 
29. Se um átomo for hibridizado em sp, quantos orbitais p ficam inalterados no átomo? Quantas ligações 
pi() pode o átomo formar? Explique resumidamente. 
30. Utilizando as estruturas de Lewis e a teoria VSEPR, preveja a forma de cada uma das seguintes 
espécies: 
(a) NSF (o enxofre é o átomo central) (b) ICl3 (c) TeF6 
C
Cl
H
C
Cl
H
C
Cl
H
C
H
Cl
C
H
H
C
Cl
Cl
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31. Determine o tipo de hibridização do átomo central das moléculas a) AlI3 e b) PF3. Descreva o processo 
de hibridização e determine a geometria molecular em cada caso. 
32. Dê a hibridização do átomo em negrito das seguintes moléculas: (a) SF4 (b) BCl3 (c) HOCl (d) (CH3)2Be 
(e) PCl5 (f) C2H6 (g) N2H4 (h) SF4 (i) IF 
33. Explique resumidamente e com exemplos, as principais diferenças na teoria de ligação de valência e 
teoria do orbital molecular 
34. Como você definiria um orbital anti-ligante, um orbital ligante e um orbital não-ligante? Qual a 
diferença entre eles? 
35. Use diagramas de orbitais moleculares para determinar as configurações eletrônicas de Be2, B2, e F
2+
, 
mostrando quem é o HOMO em cada caso. 
36. Desenhe um diagrama de níveis de energia de orbital molecular e determine a ordem de ligação 
esperada para cada uma das seguintes espécies: (a) Li2 (b) Li2
+
. Diga se a espécie é para ou 
diamagnética. 
37. Utilize a teoria dos orbitais moleculares e o conceito de ordem de ligação para explicar porque a 
ligação química da molécula do N2 é mais forte que a ligação química da molécula de F2. 
38. A descrição da Teoria de Ligação de Valência para o O2 não coincide com a descrição utilizando a 
Teoria dos Orbitais Moleculares. Compare essas 2 teorias para essa molécula com base: 
a) nos diagramas de orbitais 
b) na ordem de ligação 
c) nas propriedades magnéticas 
39. Desenhe o orbital molecular do N2
+
 e a) configuração eletrônica , b) ordem de ligação, c) propriedades 
magnéticas