AP2 Quimica A 2012 1 gabarito

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CENTRO DE EDUCAÇÃO SUPERIOR A DISTÂNCIA DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO NORTE FLUMINENSE
CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA - POLOS: Paracambi, Pirai e São Fidélis
DISCIPLINA: QUÍMICA A - PERÍODO:2012-1 - PROF. SERGIO LUIS CARDOSO
SEGUNDA AVALIAÇÃO PRESENCIAL – AP2 – data: 09/06/2012 - GABARITO
 
NOME:________________________________MAT.:_________________
	QUESTÕES
	VALOR
	NOTA
	1
	1,00
	
	2
	1,50
	
	3
	3,00
	
	4
	1,00
	
	5
	1,25
	
	6
	0,25
	
	7
	1,00
	
	8
	1,00
	
	TOTAL
	10,00
	
Fórmulas e constantes:
CNTP: (P) 1 atm = 101,3 kPa, (T) 273 K T(K) = T (0C) + 273 PV = nRT
R = 8,31 kPa dm3/K mol ou R = 8,31 J/K mol
Efóton = h c = 2,998 x 108 m/s  = c/ 1 nm = 10-9 m
1 cm3 = 1 mL , 1 dm3 = 1 L, 1 KHz = 103 Hz, 1 MHz = 106 Hz, 1 Ghz = 109 Hz
caloria = 4,184 Joule 
Massa próton = 1,007276u Massa Nêutron = 1,00865 u Massa elétron = 0,0005485799 u
1 u = 1,661 x 10-24 g
h = 6,63 x 10-34 J.s como : 1 J = 1 Kg.m2/s2 temos: h = 6,62 x 10-34 (kgm2s-2).s ou Kgm2s-1
E = Efinal – Einicial
Equação de Balmer: 1/ = 109678 cm-1 (1/22 – 1/n2) onde n = (3,4,5........,∞)
Equação de Rydberg: 1/ = 109678 cm-1 (1/n12 – 1/n22) onde n1 e n2 = (1,2,3........,∞) e n2>n1
Linhas: Lyman (n1=1), Balmer (n1 =2), Paschen (n1=3), Brackett (n1=4), Pfund (n1=5)
Energia Elétron (Bohr): En=(-RHhc) (1/n2) onde:
 RH = Constante de Rydberg para o hidrogênio = 109730 cm-1 
 h = Constante de Planck
 c = velocidade da luz no vácuo = 2,998 x 108 m/s 
Números Quânticos – n = principal, l = azimutal (0.....n-1) , m = magnético (–l...+l), s = spin
Relação de De Broglie –  = h/mv
Zef = (Z – S) ode Z = número atômico e S = número de elétrons camada internas
Carga Formal = Número do grupo – [número de EPI + ½ (número de EL)]
 onde: número do grupo = número do grupo do elemento na tabela per.
 número de EPI = número de elétrons em pares isolados no átomo
 número de EL = número de elétrons de ligação ao redor do átomo
ATENÇÃO: Responda TODAS as questões na folha de resposta. Não serão consideradas as respostas efetuadas nas folha de prova!! Indique todos os cálculos que levaram a obtenção das respostas numéricas
É permitido o uso de calculadora nesta prova porém:
Todos os cálculos que levaram a obtenção das respostas numéricas devem ser indicados!
1) (1,00 ponto) Quando a matéria é iluminada com luz (radiação eletromagnética), os elétrons presentes absorvem parte da radiação. Vejamos o caso do elemento sódio. Ao passarmos luz branca através do sódio gasoso, os elétrons absorvem a luz cujo comprimento de onda é de 589 nm (cuja energia corresponde a necessária para excitar o elétron dos átomos de sódio do estado fundamental para o estado excitado. Cada elemento químico terá um espectro de linhas de absorção (espectro de absorção atômica) característico deste elemento. Quando um elemento encontra-se no estado excitado (de maior energia), este elemento tende a retornar ao estado fundamental, emitindo a energia relativa ao decaimento dos elétrons do nível de maior energia para o nível de menor energia. Cada elemento terá um espectro de linhas de emissão (espectro de emissão atômica). As linhas de absorção e emissão atômicas são correspondentes para um mesmo elemento, interpretando-se a absorção como ganho de energia e a emissão como perda de energia.
a) (0,50 ponto) Em 1885 Balmer encontrou uma equação matemática que podia ser utilizada para calcular os comprimentos de onda de todas as linhas do espectro visível do hidrogênio:
1/l = 109678 cm-1 (1/22 – 1/n2) onde l = comprimento de onda (em cm) e n = (3,4,5,6.....)
Calcule e coloque em ordem crescente de energia os três primeiros comprimentos de onda (em nanometros) das linhas de Balmer para o hidrogênio
Resposta: n = 3 – 656,5 nm 432,4 nm < 486,3 nm < 656,5 nm
 n = 4 – 486,3 nm
 n = 5 – 432,4 nm
b) (0,50 pontos) A equação geral de Rydberg pode ser utilizada para calcularmos as linhas de emissão do hidrogênio de todas as séries (ultravioleta, visível e infravermelho). 
1/l = 109678 cm-1 (1/n12 – 1/n22) onde l = comprimento de onda (em cm) e n1 e n2 são inteiros que podem assumir valores = (1,2,3,4,5,6.....) com a condição de que n2 seja sempre maior n1.
Calcule o comprimento de onda (em nanometros) da terceira linha da série de Brackett para o hidrogênio (dado: série de Brackett começa quando n1 = 4)
Resposta: n1 = 4 então n2 pode assumir valores (5,6,7,8.....) e a terceira linha corresponde a n2 = 7
 1/l = 109678 cm-1 (1/42 – 1/72) = 109678 cm-1 x (0,0420918) = 4616,55 cm-1
 l = 2,16612 x 10-4 cm = 2166,12 nm
2) (1,50 ponto) O hidrogênio é o átomo mais simples que existe: seu núcleo tem apenas um próton e só há um elétron orbitando em torno desse núcleo. Para explicar a evidente estabilidade do átomo de hidrogênio e, de quebra, a aparência das séries de linhas espectrais desse elemento, Bohr propôs alguns "postulados".
- O elétron gira em torno do núcleo em uma órbita circular, como um satélite em torno de um planeta, mantendo-se nessa órbita às custas da força elétrica atrativa entre cargas de sinais opostos.
- A órbita circular do elétron não pode ter qualquer raio. Só alguns valores são permitidos para os raios das órbitas onde: Rn = n2h2/4p2me2 ou de forma simplificada: Rn = A0n2 onde A0 = contante e n = órbita de Bohr podendo assumir valores inteiros 1,2,3,4........
- Em cada órbita permitida, o elétron tem uma energia constante e bem definida, dada por:
 En = -2p2me4/h2n2 ou de foma simplificada temos En = -A/n2 onde A = 2,18 x 10-18 J = 13,6 eV
a) (0,75 ponto) Pelo modelo de Bohr temos que quando um elétron do átomo de hidrogênio cai da órbita n = 5 para a órbita n = 2, ocorrerá a emissão de radiação eletromagnética igual a diferença de energia do elétron nestas duas órbitas: DE = Efinal – Einicial = En2 – En5 = hn = hc/l. Calcule o valor da energia (em joules) e o comprimento da onda (linha de emissão em nanometros) desta transição.
Resposta: E2 = (-2,18 x 10-18 J/22) = - 5,45 x 10-19 J
 E5 = (-2,18 x 10-18 J)/52 = -8,72 x 10-20 J
 DE = En2 – En5 = hn = hc/l = - 5,45 x 10-19 J - (- 8,72 x 10-20 J) = 4,58 x 10-19 J
como DE = En2 – En5 = hn = hc/l = 4,58 x 10-19 J 
 logo l = (6,63 x 10-34 J.s2) x (2,9979 x 10-10 cm/s)/ 4,58 x 10-19 J = 4,34 x 10-5 cm = 434 nm
b) (0,75 ponto) Calcule a energia necessária para remover um elétron do nível de energia mais baixo do átomo de hidrogênio para produzir o íon H+. Deixe explicito todos os cálculos.
Resposta: isto corresponde a levarmos o elétron de n= 1 para n = infinito (orbita muito distante do núcleo)
 DE = 2,18 x 10-18 J (1/12 – 1/∞2) = 2,18 x 10-18 J
3) (3,00 ponto) Em 1926, Erwin Schrodinger aplicou a matemática para investigar as ondas estacionárias como equivalentes ao elétron particular no átomo de hidrogênio. Este modelo ficou conhecido como modelo atômico da mecânica ondulatória ou mecânica quântica. Ao resolver uma equação chamada de equação de onda, ele obteve um conjunto de funções matemáticas chamadas de funções de onda (que descrevem as formas e as energias das ondas eletrônicas). Cada uma destas possíveis ondas é chamada de um orbital. Cada orbital em um átomo possuí uma energia característicae é interpretado como uma descrição da região em torno do núcleo onde se espera poder encontrar o elétron. As funções de onda que descrevem os orbitais são caracterizadas por um conjunto de valores chamados de números quânticos (n – número quântico principal), l (número quântico azimutal), m (número quântico magnético).
a) (0,75 ponto) Em no máximo 5 linhas, descreva o número quântico n (principal) e as características que sua interpretação matemática confere ao átomo.
Resposta: Esta relacionado aos níveis de energia principais do átomo (camadas). Quanto maior o valor de n maior a energia média dos níveis pertencentes à camada. N pode assumir valores de 1,2,3.....∞. e historicamente letras correspondentes K,L,M.....O valor de n esta relacionado ao raio e volume atômico – como regra geral, quando o valor de n cresce, o valor do raio e do volume atômico crescem.
b) (0,75 ponto) Em no máximo 5 linhas, descreva o número quântico l (azimutal) e as características que sua interpretação matemática confere ao átomo.
Resposta: determinam as subcamadas ou subníveis de energia do átomo. Está relacionado com a geometria espacial de distribuição da energia do orbital. l pode assumir valores de 0,1,2,3.....n-1 e historicamente letras correspondentes s,p,d,f,g.....O valor de l esta relacionado a geometria espacial do átomo
c) (0,75 ponto) Em no máximo 5 linhas, descreva o número quântico m (magnético) e as características que sua interpretação matemática confere ao átomo.
Resposta: Uma subcamada poderá ter um ou mais de um orbital. Por exemplo, a subcamada s possuí somente um tipo de orbital enquanto a subcamada p possuí 3 orbitais. Está relacionado com a direção espacial de distribuição da energia do orbital (em coordenadas cartesianas as direções x, y e z). m pode assumir valores de -l..,0....+l – Quando l = 2 – subcamada p temos m = -1,0 ou +1 (direções x, y ,x). Está relacionado a direção de interação entre os átomos e a previsão de geometria molecular.
d) (0,75 ponto) Podemos interpretar que o termo “o elétron ocupa o orbital....” refere-se a uma região do espaço e uma forma particular de onda correspondente a energia e distribuição da densidade de carga do elétron. Como as soluções da Equação de Onda foram determinadas para sistemas de um elétron (forças 1 núcleo x 1elétron),o modelo foi adaptado com certas limitações para sistemas polieletrônicos. Wolfgang Pauli, em 1924, ao tentar explicar a ausência de certas linhas no espectro do átomo de hélio, sugeriu o que hoje é conhecido como princípio da exclusão de Pauli. Na obtenção da função de onda completa deve-se incluir os spins dos elétrons. Neste caso, ao permutarmos o índice dos dois elétrons, a função de onda trocará de sinal. Em 5 linhas o que você pode dizer sobre este princípio e sobre o número quântico de spin (s)? 
Resposta: Um certo orbital não pode ser ocupado por mais do que dois elétrons, e no caso de estar com dois elétrons, os spins destes elétrons devem estar emparelhados. O número quântico de spin (s) é uma forma de diferenciação de dois elétrons que “ocupam” um mesmo orbital. Se um elétron tiver m = ½ o outro necessariamente deverá ter m = -1/2.
4) (1,00 ponto) Dados os elementos: N (Z = 7), P (Z= 15), As (Z = 33) e Sb (Z = 51)
a) (0,50 ponto) Construa a configuração eletrônica para cada um dos elementos acima.
N (Z = 7) 1s22s22p3
P (Z= 15) 1s22s22p63s23p3
As (Z = 33) 1s22s22p63s23p64s23d104p3
Sb (Z = 51) 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p3
b) (0,50 ponto) O que os elementos acima possuem em comum? O que você pode dizer sobre as propriedades químicas destes elementos?
Os elementos em questão possuem o mesmo número de elétrons na camada de valência o que lhes confere propriedades químicas semelhantes.
5) (1,25 ponto) De acordo com a Teoria Atômica Moderna, os valores de “l” (número quântico secundário ou azimutal) podem assumir valores de 0 (zero) até (n-1).
a) (0,25 ponto) Quantos subníveis poderão existir para n = 5?
5 subniveis (0, 1, 2, 3 e 4)
b) (0,50 ponto) Qual o valor numérico de cada um destes subníveis e o correspondente valor utilizando letras do alfabeto?
0 = s
1 = p
2 = d
3 = f
4 = g
c) (0,50 ponto) Qual o número atômico que teria o primeiro elemento que começasse a preencher o último subnível?
  Os valores dos números quânticos são gerados pela solução da Função de Onda para o átomo de hidrogênio e extrapolados para os demais sistemas.  Somente as subcamadas s,p,d,f são ocupadas por elétrons nos átomos naturalmente conhecidos em seu estado fundamental.  O último elemento natural conhecido é o Urânio (Z = 92).  Porém, as subcamadas de um orbital  são preenchidas segundo o diagrama de distribuição de energia.   O diagrama de Pauling é baseado em uma distribuição de energia em função dos valores da soma de (n + l) sendo o orbital de menor energia o de menor valor da soma.  Quando a soma de dois valores for igual, a subcamada de menor valor de n terá o menor valor de energia.  Extrapolando o diagrama de pauling para incluirmos as subcamadas g temos a seguinte distribuição:
 
 
                   1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 8s2 5g1
portanto teoricamente teria 121 elétrons quando começasse a preencher a primeira subcamada g.  portanto 121 prótons e Z = 121.
6) (0,25 pontos) Dados os raios r1 = 102 pm e r2 = 170 pm, Qual corresponde ao átomo de enxofre sólido er qual corresponde ao íon sulfeto (S2-)? Justifique sua resposta.
O íon sulfeto S2- possui 16 prótons atraindo 18 elétrons enquanto o átomo de enxofre neutro S possui
16 prótons atraindo 16 elétrons. A força com que o núcleo do enxofre neutro atrai seus 16 elétrons é maior que a do núcleo do íon sulfeto atrai seus 18 elétrons (carga nuclear efetiva maior em S), isso faz com que o raio do enxofre (r1= 102 pm) seja menor que o raio do íon sulfeto (r2 = 170 pm). 
7) (1,00 ponto) Utilizando as tendências periódicas, disponha os seguintes elementos (Al, C e Si) em ordem crescente de raios atômicos. Quais são os fatores que afetam o raio atômico de um elemento e, porque podemos prever estas tendências em função da organização da tabela periódica?
C < Si < Al
O raio atômico é afetado pelo numero quântico principal (quanto maior o n (ou camada) maior o raio atômico) e pela carga nuclear efetiva (no mesmo periodo, quanto maior o numero atômico (prótons no núcleo) maior a carga nuclear efetiva (atração dos elétrons pelo núcleo) e menor o raio atômico). Dentre Al, C e Si, o (C n= 2) tem o menor raio atômico. E entre o Si e Al que estão no mesmo período, o que tem maior numeroatômico (Si Z=13) consequententemente maior Zef terá menor raio atômico. 
8) (1,00 ponto) Organize os seguintes elementos (Mg, Ca e S) em ordem crescente de energia de ionização. Você pode utilizar a tabela periódica e suas tendências para obter a ordem correta, porém deverá justificar quais os efeitos responsáveis por esta ordenação.
Ca<Mg<S
Potencial de ionização é definido como a energia necessária para remover 1 elétron de um átomo gasoso, isolado, em seu estado fundamental. Como o elétron é atraído pelo núcleo, podemos analisar indiretamente a força de atração que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron. Esta força de atração é diretamente proporcional ao tamanho do átomo do elemento em questão. Analisamos primeiramente o valor do número quântico principal (n) do elétron mais externo (ou seja, a distância do elétron ao núcleo). Dentro de um mesmo grupo o valor de n aumenta de cima para baixo na tabela. Então o Ca (n = 4) possuí o menor potencial de ionização. Dentro de um mesmo período (Mg e S onde n= 3) analisamos os fatores responsáveis pela contração no tamanho da camada mais externa (carga nuclear efetiva). Para n = 3 então temos que o núcleo exerce maior força de atração em função do número de prótons do núcleo (maior número atômico maior potencial de ionização) Porisso dizemos que de maneira geral, o potencial de ionização diminuí de cima para baixo dentro de um mesmo grupo e aumenta da esquerda para direita dentro de um mesmo período.
Ca (n=4 Z=20) Mg(n=3 Z=12) S (n=3 Z=16)