Lista de Exercícios 1 QGT Gabarito

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Lista de Exercícios 1 – Química Geral Teórica 
 
1. Descreva resumidamente quais as principais ideias de Dalton a respeito dos átomos. (Capítulo 1-Atkins) 
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? (Capítulo 1-
Atkins) 
3. Qual o principal conflito entre os resultados de Rutherford e o modelo atômico de Thomson? (Capítulo 
1-Atkins) 
4. De que forma a descoberta do efeito fotoelétrico e da emissão atômica colocaram em cheque o 
modelo de Rutherford? (Capítulo 1-Atkins) 
5. O que é fóton, e como esse conceito pode ser usado para explicar o efeito fotoelétrico? (Capítulo 1-
Atkins) 
6. Quais as hipóteses principais do modelo atômico de Bohr? Como esse modelo pode explicar os 
espectros de emissão atômica? (Capítulo 1-Atkins) 
7. De acordo com a física clássica, a energia de uma partícula em movimento é proporcional a sua massa 
e sua velocidade (E = (mv
2
)/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 (3x10
8
 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 frequência desta onda? 
(λ = 2,21x10
-25
 e f = 1,35x10
33
 – Lembre-se que os resultados obtidos são relacionados a Física Clássica, 
na Física Quântica os resultados seriam diferentes) 
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). (3,20x10
-19
 J) 
9. Usando as mesmas constantes do exercício 8, calcule o comprimento de onda da radiação associada a 
um elétron (9,11x10
-31
 kg) movendo-se a 2,5 x 10
6
 m/s (mais ou menos a velocidade do elétron no 
átomo de hidrogênio). (Utiliza-se a equação de De Broglie λ = 
ℎ
𝑚𝑣
, assim λ = 2,91 x 10
-10
 m ou 29,1 nm) 
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? (Utilizar a fórmula f = 
𝑐
𝜆
 , c = 3x10
8
 m s
-1
 e λ o comprimento de 
onda. Lembre-se de converter o comprimento de onda de nm para metros, ex: 253 nm = 253x10
-9
 m) 
b) Quais destas emissões seriam visíveis a olho nu? (404 e 435 nm) 
11. Enuncie, com suas palavras, o princípio da incerteza de Heisenberg, e mostre como ele foi importante 
para o desenvolvimento do modelo atômico atual. (Capítulo 1-Atkins) 
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? (λ = 102,6 nm. Região do UV, não sendo 
visível ao olho humano) 
13. O que é o princípio da dualidade? Quais as consequências deste princípio para o modelo moderno da 
estrutura atômica? (Capítulo 1-Atkins) 
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? (Capítulo 1-Atkins) 
Lista de Exercícios 1 – Química Geral Teórica 
 
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 (Impossível, pois l só pode assumir valores de 0 a n-1, ou seja, o l máximo seria 2) 
b) n=2, l=1, m=0 (Possível) 
c) n=6, l=5, m=-1 (Possível) 
d) n=4, l=3, m=-4 (Impossível, pois m só pode assumir valores de -l a l, ou seja, o l varia de -3 a 3, não 
podendo assumir o valor de -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. (Capítulo 2 - Atkins) 
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
+
. 
Ba
2+
 = 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
, 5s
2
, 4d
10
, 5p
6
 
Se
2-
 = 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
 
Al
3+
 = 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
 
Fe
2+
 = 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 3d
6
 
Cu
+
 = 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 3d
10
 
 
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. (K3PO4, AlPO4, 
Cs3PO4, Mg3(PO4)2, Ra3(PO4)2 ) 
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. 
(ClF3, SF4, SO2, IF7, NO2 e BCl3) 
22. Usando a tabela periódica, classifique cada uma das ligações como sendo predominantemente iônica 
ou covalente: O – S (covalente), Ca – O (Iônica), Si – C (covalente) H – I (covalente), Cl – O 
(covalente), Ga – F (Iônica), Rb – Br (Iônica), H – Li (Covalente) 
23. Explique o fato de que BeF2 é apolar enquanto OF2 é polar. (BeF2 apresenta estrutura geométrica 
linear, enquanto que o OF2 apresenta estrutura geométrica angular). 
Lista de Exercícios 1 – Química Geral Teórica 
 
 
24. Considere as seguintes moléculas: 
a) H2O b) NH3 c) CO2 d) ClF e) CCl4 
Que composto tem as ligações mais polares? (H2O, NH3, ClF) 
Que compostos da lista são apolares? (CO2 e CCl4) 
Que átomo no ClF, tem carga mais negativa? (Flúor, mais eletronegativo) 
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? (Capítulo 4 – 
Atkins) 
27. Por que é necessário utilizar orbitais hibridos para justificar a estrutura do metano, CH4? 
(Resumidamente, sem a hibridização dos orbitais 2s e 2p do carbono não seria possível o mesmo 
realizar quatro ligações. Capítulo 4 – Atkins explicação completa) 
28. Para cada geometria de pares de elétrons que se menciona a seguir, diga qual o conjunto de orbitais 
híbridos pertinentes: tetraédrica (sp
3
), linear (sp), plana triangular(sp
2
), octaédrica (d
2
sp
3
) e bipiramidal 
triangular (dsp
3
). 
29. Se um átomo for hibridizado em sp, quantos orbitais p ficam inalterados no átomo? Quantas ligações 
pi() pode o átomo formar? Explique resumidamente. (2 orbitais p inalterados, 2 ligações pi() podem 
ser feitas) 
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) (Angular) (b) ICl3 (Forma T) (c) TeF6 (octaédrico) 
31. Determine o tipo de hibridização do átomo central das moléculas a) AlI3 (sp
2
, geometria trigonal 
planar) b) PF3 (sp
3
, geometria pirâmide trigonal). Descreva o processo de hibridização e determine a 
geometria molecular em cada caso. 
32. Dê a hibridização do átomo emnegrito das seguintes moléculas: (a) SF4 (dsp
3
) (b) BCl3 (sp
2
) (c) HOCl 
(sp
3
) (d) (CH3)2Be (sp) (e) PCl5 (dsp
3
) (f) C2H6 (sp
3
) (g) N2H4 (sp
3
) (i) IF4 (d
2
sp
3
) 
33. Explique resumidamente e com exemplos, as principais diferenças na teoria de ligação de valência e 
teoria do orbital molecular. (Capítulo 4 – Atkins) 
34. Como você definiria um orbital anti-ligante, um orbital ligante e um orbital não-ligante? Qual a 
diferença entre eles? (Capítulo 4 – Atkins) 
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. Slides da aula 5. (Be2 HOMO = 2*; B2 HOMO = 2; F
2+
 
HOMO = 2*) 
C
Cl
H
C
Cl
H
C
Cl
H
C
H
Cl
C
H
H
C
Cl
Cl
Lista de Exercícios 1 – Química Geral Teórica 
 
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. (Li2 OL = 1, diamagnética; Li2
+
 OL = 0,5, paramagnética) 
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. (N2, OL = 3 e 
F2 OL = 1, maior a Ordem de Ligação, mais forte a ligação química) 
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: (Capítulo 4 – 
Atkins e slides da aula 5) 
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 (1
2
, 1*
2
, 2s
2
, 2s*
2
, 2
4
, 2p
1
; OL = 2.5, paramagnético)