Lista 1. 2017 2

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1. Lista de exercícios (2017/2) 
Química Geral 
Responsável: Prof. Dra. Mônica Alencar 
 
Conteúdos P1: 
Fundamentos de química 
Modelo atômico 
Periodicidade química 
Ligação iônica 
 
Parte 1: Fundamentos de química 
1. Qual a diferença entre elemento e composto? (Russel Cap. 1) 
 
2. O que é uma fórmula química? (Russel Cap. 1) 
 
3. O que são peso atômico e peso molecular? (Atkins F42) 
 
4. Qual o número de algarismos significativos existe nos seguintes números: 
(Russel Cap. 1) 
a) 6,394 
b) 6 
c) 6,3 
d) 6,39 
 
 
5. A soma das massas de átomos (massa atômica) indicados na fórmula empírica 
ou na fórmula molecular de um determinado composto é chamada de massa de 
fórmula. Determine a massa de fórmula dos seguintes compostos: (Russel Cap.2) 
a) CaCl2 = 
b) C2H4 = 
c) C12H22O11 = 
d) O2= 
e) NH3 = 
 
6. Qual é a massa de 1,00 mol de moléculas de dióxido de enxofre (SO2)? (Massa 
atômicas S=32,1; O=16,0) (Russel Cap.2) 
 
7. Quantos átomos existem em uma amostra de carbono de massa 10,0g? 
 
8. Existem dois isótopos naturais do cloro, o cloro-35 e o cloro-37. A massa de um 
átomo de cloro-35 é 5,807x10
-23
g e a de um átomo de cloro-37 é 6,139x10
-23
g. A 
composição de uma amostra natural típica de cloro é 75,77% de cloro-35 e 24,23% 
de cloro-37. Qual é a massa molar de uma amostra típica de cloro? (Atkins F41) 
 (R: 35,45gmol-1). 
 
 
Parte 2: Modelo atômico 
 
9. Em 1911, Rutherford e colaboradores realizaram o experimento mostrado 
na figura abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
Sabendo que as partículas α são carregadas positivamente e de acordo com o 
contexto e as informações apresentadas na figura, 
a) comente como as observações resultantes do experimento contribuíram para 
Rutherford propor o seu modelo atômico. 
b) comente a falha do modelo de Rutherford, segundo a física clássica, e como Bohr 
aprimorou esse modelo. 
 
10. Descreva qual é a idéia do modelo atômico desenvolvido por Bohr e diga 
como ele difere do modelo planetário de Rutherford, baseado na física clássica? 
 
11. Explique: 
a) Dualidade Onda/Partícula dos elétrons; 
b) Princípio da Exclusão da Pauli; 
 
12. Qual a diferença entre órbita e orbital? 
 
13. O que você entende por forma de um orbital? Qual número quântico define 
a forma do orbital? 
 
14. O que é densidade de probabilidade? 
 
15. Porque o número quântico n não pode assumir o valor de zero? 
 
16. Desenhe os orbitais do tipo s, p e d indicando suas orientações nas 
coordenadas x, y e z. 
 
17. Porque no primeiro período da tabela só existe dois elementos, no segundo e 
no terceiro existem oito elementos, enquanto que no quarto e quinto período 
existem dezoito e no sexto período trinta e dois elementos? 
 
18. Porque a ordem crescente de energia dos subníveis, quando os mesmos se 
encontram vazios, é diferente daquela observada quando os mesmos se encontram 
preenchidos? Explique. 
 
19. Faça a distribuição eletrônica dos átomos com os seguintes números 
atômicos: 
a) Z=46 
b) Z=32 
c) Z=38 
d) Z=35 
e) Z=79 
f) Z=61 
g) Z=42 
 
 
Parte 3: Propriedades periódicas 
 
20. O que é carga nuclear efetiva e o efeito blindagem dos átomos? Explique esses 
dois conceitos. 
 
21. Em termos de raio atômico, ordene em ordem CRESCENTE de a) raio b) 
eletronegatividade, c) eletropositividade, d) energia de ionização, e) afinidade 
eletrônica os seguintes elementos de números atômicos Z=18 (Ar), Z=14 (Si), 
Z=13 (Al), Z=16 (S), Z=17 (Cl) e Z=15 (P). 
 
22. Em termos de raio atômico, diga como o raio se comporta quando avaliamos 
os elementos de números atômicos Z=9, Z=17, Z=, Z=35, Z=53, Z=85 
 
23. Qual das opções abaixo apresenta a comparação errada relativa aos raios de 
átomos e de íons? Explique a verdade ou o erro de cada uma das sentenças. 
a) raio do Na+ < raio do Na 
b) raio do Na+ < raio do F- 
c) raio do Mg2+ < raio do O2- 
d) raio do F- < raio do O2- 
e) raio do F- < raio do Mg2+ 
 
24. Em termos de eletronegatividade, compare os dois elementos apresentados e 
EXPLIQUE porque apresentam eletronegatividades diferentes: 
a) Li ( Z=3) e F (Z=9) 
b) Sr (Z=38) e S (Z=16) 
c) F (Z=9) e At (Z=85) 
d) Ra (Z=88) e O (Z=8) 
e) Al (Z=13) e Cl (Z=17) 
 
25. Em termos de primeira energia de ionização, compare e EXPLIQUE a 
diferença de EI dos seguintes elementos: 
a) Li (Z=3) e F (Z=9) 
b) Sr (Z=38) e S (Z=16) 
c) F (Z=9) e At (Z=85) 
d)Ra (Z=88) e O (Z=8) 
e)Al (Z=13) e Cl (Z=17) 
 
26. Explique como se comporta as 1º, 2º e 3º energia de ionização dos seguintes 
elementos: 
a) Al (Z=13) 
b) Na (Z=11) 
c) F (Z=9) 
 
27. Compare a 1º energia de ionização do potássio e do bromo. 
 
28. Compare a 2° energia de ionização do sódio e do argônio. 
 
29. Compare a afinidade eletrônica do potássio e do bromo. 
 
30. Verifique se as seguintes afirmativas são verdadeiras ou falsas: 
a) O Cl apresenta uma menor energia de ionização quando comparada ao S porque sua 
carga nuclear efetiva (CNE) é maior ( ) 
b) Os raios atômicos diminuem em um grupo a medida que aumentamos a CNE ( ) 
c) A segunda energia de ionização do K é maior do que a do Kr ( ). 
d) Cátions pequenos como o Li+ apresentam um alto poder polarizante por ter a sua 
CNE aumentada e tamanho reduzido, atribuindo uma capacidade de interagir com 
nuvens eletrônicas além de sua CV ( ). 
 
 
Parte 4: Conteúdo: Ligação iônica 
31. 
A. Faça a distribuição eletrônica dos elementos abaixo e indique se eles exibem 
propriedades eletropositivas ou eletronegativas em maior relevância. 
a) Na (Z=11) 
b) Cl (Z=17) 
c) Cu (Z=29) 
d) Sr (Z=38) 
e) I (Z=53) 
f) Ti (Z=22) 
g) Se (Z=34) 
h) Fe (Z=26) 
i) S (Z=14) 
j) O (Z=8) 
32. Descreva o que propõem o modelo teórico utilizado para descrever a ligação 
iônica e discuta em termos de Energia Potencial como ocorre o abaixamento 
de energia que possibilita esse tipo de ligação. 
 
33. Como podemos definir a distância de equilíbrio e a multidirecionalidade da 
interação eletrostática? Como esses dois fatores estariam associados à 
formação do retículo cristalino? 
 
34. Calcule a energia reticular envolvida na formação do retículo cristalinos 
dos seguintes compostos pelos seguintes métodos a) Equação de Born-Landé 
e b) Ciclo de Born-Fajans-Haber 
 
a) LiF 
A= 1,66 
NA=6,02x10
23
mol
-1
 
 
e= 1,602x10
-19
C 
r0= 1,89x10
-10
m 
ε0=8,854x10
-12 
C
2
J
-1
m
-1
 
n= 7 (média entre os valores) 
 
∆Hf = -145,7kcal/mol 
∆Hs= 37,1kcal/mol 
1/2∆Hd= 18,9kcal/mol 
∆Hi= 124,4kcal/mol 
∆Ha= -77,0kcal/mol 
 
 
b) RbCl 
A= 1,7475 
NA=6,02x10
23
mol
-1
 
e= 1,602x10
-19
C 
r0= 3,33x10
-10
m 
ε0=8,854x10
-12 
C
2
J
-1
m
-1
 
n= 10 (média entre os valores) 
 
∆Hf = -102,9kcal/mol 
∆Hs= 20,5kcal/mol 
1/2∆Hd= 28,5kcal/mol 
∆Hi= 96,3kcal/mol 
∆Ha= -83,4kcal/mol 
 
Converter de kcal/mol para kJ/mol (1cal = 4,18J) 
 
 
c) Qual dos dois compostos apresenta maior estabilidade? Porque? 
 
35. Porque os compostos tipicamente iônicos apresentam ponto de fusão (PF) 
muito alto? 
36. Você acha que todos os compostos iônicos são solúveis em solvente polares? 
Porque? 
 
37. Explique detalhadamente, como é o processo de dissolução de um composto 
iônico em um solvente polar. 
 
 
38. O que você entende por caráter covalente em compostos 
predominantemente iônicos? Como isso afeta as características tais como 
solubilidade e PF? 
Resultado=249,1 Kcalmol
-1 
ou seja 1041KJmol
-1
 
 
Resultado=1043254,66 Jmol
-1 
ou seja 1043KJmol
-1
 
 
Resultado=654604,05Jmol
-1 
ou 655 KJmol
-1
 
 
Resultado=165,1 Kcalmol
-1 
ou seja 689KJmol
-1
 
 
 
39. Se compararmos os tamanhos dos íons Na+(98pm) e Hg2+(112pm), 
verificamos que o primeiro é menor. Entretanto, se compararmos o 
comportamento dos cloretos destes dois íons, ou seja, NaCl e HgCl2, 
verificaremos que o NaCl, que apresenta o menor cátion, é solúvel em água, 
enquanto o HgCl2, que apresenta o cátion maior é insolúvel em água. 
Justifique esta diferença de comportamento. 
 
40. Escreva as estruturas de Lewis para as ligações químicas formadas pelos 
elementos abaixo, escreva a fórmula e o nome dos compostos formados: 
a) Ca (Z=20) e P(Z=15) 
b) As (Z=33) e Na (Z=11) 
c) N (Z=7) e Mg (Z=12) 
d) F (Z=9) e Li (Z=3) 
e) F (Z=9) e Ca (Z=20) 
f) Fe (Z=26) e S (Z=16) 
g) Al (Z=13) e Cl (Z=17) 
h) As (Z=33) e Ca (Z=20) 
i) O (Z=8) e Na (Z=11) 
j) Cl (Z=17) e Sr (Z=38)