LISTA DE EXERCÍCIOS IQG 111 GABARITO

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Universidade Federal do Rio de Janeiro
Instituto de Química
Departamento de Química Inorgânica
Disciplina: Química Geral EE – IQG 111
Estrutura Atômica até Ligação Iônica
A teoria atômica de John Dalton explica várias leis simples de combinação química que eram conhecidas naquela época. Citar e explicar as diferentes leis. Lei da composição constante (em determinado composto o número relativo de átomos e seus tipos são constantes); Lei da conservação da massa (a massa total dos materiais presentes depois da reação química é igual à massa total antes da reação); Lei das proporções múltiplas (se dois elementos, A e B, se combinam para formar mais de um composto, as massas de B, que podem se combinar com a massa de A, estão na proporção de números inteiros e pequenos.)
Como a teoria atômica de Dalton considera o fato de que quando 1,000 g de água decompõe-se em seus elementos, obtêm-se 0,111 g de hidrogênio e 0,889 g de oxigênio independentemente de qual for a origem da água? A teoria atômica afirma que o número relativo e os tipos de átomos em um composto são constantes, não importando a origem. Portanto, 1,0 g de água pura deverá conter sempre as mesmas quantidades relativas de hidrogênio e oxigênio, não importando onde nem como a amostra é obtida
Um químico descobre que 30,82 g de nitrogênio reagirão com 17,60 g; 35,20 g; 70,40 g ou 88,0 g de oxigênio para formar quatro compostos diferentes. (a) Calcule a massa de oxigênio por grama de nitrogênio em cada composto. (b) Como os números do item (a) confirmam a teoria atômica de Dalton? (a) 0,5711 g de O/1 g de N; 1,142 g de O/1 g de N; 2,284 g de O/1 g de N; 2,855 g de O/1 g de N. (b) Os números no item (a) obedecem à lei de proporções múltiplas. As proporções múltiplas surgem uma vez que os átomos são entidades indivisíveis que se combinam, como declarado na teoria atômica de Dalton.
Através dos estudos envolvendo tubos de Crookes (tubos de descarga características dos raios catódicos) descobriu-se o elétron. Então, faça um resumo das evidências usadas por J. J. Thomson para deduzir que os raios catódicos constituem-se de partículas carregadas negativamente. (1) Os campos elétricos e magnéticos desviaram os raios da mesma forma que eles desviariam partículas carregadas negativamente. (2) Uma chapa de metal exposta a raios catódicos adquiriu uma carga negativa.
(a) Qual é o objetivo da fonte de raios X no experimento da gota de óleo de Millikan? (b) Como visto a placa carregada positivamente está acima da placa carregada negativamente. Qual seria o efeito na velocidade das gotas de óleo que estão descendo se as cargas nas placas fossem invertidas (negativa acima da positiva)? (c) Em sua série original de experimentos, Millikan mediu a carga de 58 gotas de óleos separadas. Por que você acha que ele escolheu tantas gostas antes de chegar às suas conclusões finais? (a) No experimento de gota de óleo de Millikan, os raios X interagem com átomos ou moléculas gasosos dentro da câmara, formando íons positivos e elétrons livres. Os elétrons livres são dessa forma capazes de se recombinar com íons ou de se juntar às gotas de óleo. (b) Se a chapa positiva ficasse mais baixa do que a chapa negativa, as gotas de óleo ‘revestidas’ com elétrons carregados negativamente seriam atraídos à chapa carregada positivamente e desceriam muito mais rápido. (c) Quanto mais vezes uma medição é repetida, maior a chance de se detectar e compensar erros experimentais. Millikan queria demonstrar a validade de seu resultado pela sua reprodutibilidade.
Quais são as unidades do sistema internacional (SI) básicas para (a) o comprimento de onda da luz, (b) a freqüência da luz, (c) a velocidade da luz? (a) Metros; (b) 1/segundos e (c) metros/segundo
Classifique cada uma das seguintes afirmativas como falsas ou verdadeiras. Corrija as afirmativas que são falsas. (a) A luz visível é uma forma de radiação eletromagnética. (b) A freqüência de radiação aumenta à medida que o comprimento de onda aumenta. (c) A luz ultravioleta tem comprimentos de onda maiores que a luz visível. (d) A radiação eletromagnética e as ondas sonoras movem-se à mesma velocidade. (a) Verdadeira. (b) Falsa. A freqüência da radiação diminui com o aumento do comprimento de onda. (c) Falsa. A luz ultravioleta tem comprimentos de onda menores do que a luz visível. (d) Falsa. A radiação eletromagnética e as ondas sonoras movem-se com diferentes velocidades.
(a) Qual é a freqüência de radiação que tem um comprimento de onda de 0,452 pm? (b) Qual é o comprimento de onda de radiação que tem uma freqüência de 2,55 x 1016 s-1? (c) Quais radiações seriam visíveis a olho nu, as do item (a) ou do item (b)? (d) Qual a distância percorrida por uma radiação eletromagnética em 7,50 ms? (a) 6,63 x 1020 s-1; (b) 1,18 x 10-8 m; (c) nenhuma das duas é visível e (d) 2,25 x 106 m.
Qual é a diferença entre um espectro contínuo e espectro de linhas. Como eu posso ter um espectro contínuo.
Átomos de mercúrio excitados emitem luz intensa em um comprimento de onda de 436 nm. Qual é a freqüência desta radiação? Utilizando as diferentes regiões do espectro eletromagnético, determine a cor associada ao seu comprimento de onda. 6,88 x 1014 s–1; azul
Explique o experimento de Rutherford sobre o espalhamento de partículas e seu modelo atômico.
(a) O que significa dizer que a energia é quantizada? (b) Por que não notamos a quantização da energia nas atividades cotidianas? (a) Quantização significa que a energia só pode ser absorvida ou emitida em quantidades específicas ou em múltiplos dessas quantidades. Essa quantidade mínima de energia é igual a uma constante vezes a freqüência da radiação absorvida ou emitida; E = h. (b) Em atividades cotidianas, objetos macroscópicos como nossos corpos ganham e perdem quantidades totais de energia bem maiores do que um único quantum h. O ganho ou a perda do relativamente minúsculo quantum de energia não são notados.
(a) Calcule o menor incremento de energia (um quantum) que pode ser emitido ou absorvido a um comprimento de onda de 812 nm. (b) Calcule a energia de um fóton de freqüência 2,72 x 1013 s-1. (c) Que comprimento de onda de radiação tem fótons de energia 7,84 x 1018 J? Em que porção do espectro eletromagnético essa radiação seria encontrada? (a) 2,45 x 10-19 J; (b) 1,80 x 10-20 J; (c) 25,3 nm; ultravioleta.
Um tipo de queimadura de sol ocorre com a exposição à luz UV de comprimento de onda na vizinhança de 325 nm. (a) Qual é a energia de um fóton com esse comprimento de onda? (b) Qual é a energia de um mol desses fótons? (c) Quantos fótons existem em uma rajada de 1,00 mJ dessa radiação? (a) 6,11 x 10-19 J/fóton; (b) 368 kJ/mol; (c) 1,64 x 1015 fótons.
O que é radiação de corpo negro e o efeito fotoelétrico?
O molibdênio metálico tem de absorver radiação com a freqüência mínima de 1,09 x 1015 s-1 antes que ele emita um elétron de sua superfície via efeito fotoelétrico. (a) Qual é a energia mínima necessária para produzir esse efeito? (b) Qual comprimento de onda de radiação fornecerá um fóton com essa energia? (c) Se o molibdênio é irradiado com luz com comprimento de onda de 120 nm, qual é a possível energia cinética máxima dos elétrons emitidos? (a) Emin = 7,22 x 10-19 J; (b) = 275 nm; (c) E120 = 1,66 x 10-18 J. A energia em excesso do fóton de 120 nm é convertida na energia cinética do elétron emitido. Ec = 9,3 x 10-19 J/elétron.
Arranje, em ordem crescente de comprimento de onda, os seguintes tipos de fótons de radiação eletromagnética: ondas de rádio, radiação infravermelha, luz visível, radiação ultravioleta. Radiação ultravioleta < luz visível < radiação infravermelho < ondas de rádio.
(a) A radiação infravermelha tem comprimento de onda no intervalo de 800 nm a 1 mm. Qual é a freqüência da radiação 8,00 x 102 nm? (b) Microondas, como as que são usadas em radares e para aquecer comida em fornos de microondas, têm comprimento de onda maior que 3 mm. Qual a freqüência da radiação de 3,0 mm? (a) 3,75 x 1014 s-1; (b) 1,0 x 1011 s-1.
Radiação emitida pelo núcleo de um átomode ferro 57 tem comprimento de onda de 86 pm. Calcule a energia de um fóton dessa radiação . E = h; 2,3 x 10-15 J.
Utilize a relação de De Broglie para determinar os comprimentos de onda dos seguintes objetos: (a) Uma pessoa de 85 kg esquiando a 50 km/h; (b) uma bala de revólver de 10,0 g detonada a 250 m/s; (c) um átomo de lítio movimentando-se a 2,5 x 105 m/s. = h/mv. (a) = 5,6 x 10-37 m; (b) = 2,65 x 10-34 m; (c) = 2,3 x 10-13 m.
A velocidade de um elétron que é emitido de uma superfície metálica por um fóton de radiação eletromagnética é 2,2 x 103 km s-1. (a) Qual é o comprimento de onde desse elétron? (b) Nenhum elétron é emitido da superfície do metal até que a freqüência da radiação alcance 1,00 x 1015 s-1. Quanta energia é requerida para remover um elétron da superfície do metal? (c) A que classe de radiação eletromagnética pertence o fóton? (a) 3,3 x 10-10 m; (b) 6,63 x 10-19 J; (c) UV distante, próximo a região de raios X.
Explique como a existência de espectro de linhas é consistente com a teoria de Bohr sobre energias quantizadas para o elétron no átomo de hidrogênio. Quando aplicada a átomos, a idéia de energias quantizadas significa que apenas certos valores de E são permitidos. Estes são representados pelas linhas no espectro de emissão de átomos excitados.
Quando as seguintes transições eletrônicas ocorrem no hidrogênio, a energia é emitida ou absorvida? (a) de n = 4 para n = 2; (b) de uma órbita de raio 2,12 Å para uma de raio 8,48 Å; (c) um elétron se junta ao íon H+ e fica no nível n = 3. (a) Emitida; (b) absorvida; (c) emitida
Utilizando a Equação , calcule a energia de um elétron no átomo de hidrogênio quando n = 2 e quando n = 6. Calcule o comprimento de onda da radiação liberada quando um elétron se move de n = 6 para n = 2. Essa linha está na região visível do espectro eletromagnético? Se a resposta for sim, qual sua cor? E2 = – 5,45 x 10-19 J; E6 = – 0,606 x 10-19 J; E = 4,84 X 10-19 J; = 410 nm, visível, violeta.
Todas as linhas de emissão visíveis observadas por Balmer envolviam nf = 2. (a) Explique por que somente as linhas com nf = 2 foram observadas na região do visível do espectro eletromagnético. (b) Calcules os comprimentos de onda das primeiras três linhas na série de Balmer – aquelas cujo ni = 3, 4 e 5 – e identifique essas linhas no espectro de emissão (ver figura do espectro de linhas do Na e H). (a) Apenas linhas com nf = 2 representam valores de E e comprimentos de onda que ficam na porção visível do espectro. Linhas com nf = 1 têm comprimentos de onda menores e linhas com nf > 2 têm comprimentos de onda maiores do que a radiação visível. (b) ni = 3, nf = 2; = 6,56 x 10-7 m; essa é a linha vermelha a 656 nm; ni = 4, nf = 2; = 4,86 x 10-7 m; esta é a linha azul a 486 nm; ni = 5, nf =2; = 4,34 x 10-7 m; esta é a linha violeta a 434 nm.
De acordo com o modelo de Bohr, um elétron no estado fundamental de um átomo de hidrogênio move-se em órbita ao redor do núcleo com um raio específico de 0,53 Å. Na descrição do átomo de hidrogênio pela mecânica quântica, a distância mais provável do elétron ao núcleo é 0,53 Å. Por que essas duas afirmativas são diferentes? O modelo de Bohr afirma com 100% de certeza que o elétron no hidrogênio pode ser encontrado a 0,53Å do núcleo. O modelo da mecânica quântica é um modelo estatístico que afirma a probabilidade de se encontrar o elétron em certas regiões em volta do núcleo. Enquanto 0,53 Å é o raio com a maior probabilidade, essa probabilidade é sempre menor do que 100%.
Quantos orbitais há em uma subcamada com (a) l = 0; (b) l = 2; (c) l = 1; (d) l = 3. (a) 1; (b) 5; (c) 3; (d) 7.
Quais são os números quânticos, principal e de momentum angular do orbital, para cada um dos seguintes orbitais: (a) 3p; (b) 5d; (c) 4f; (d) 6s? (a) n = 3, l = 1; (b) n = 5, l = 2; (c) n = 4, l = 3; (d) n = 6, l = 0.
Quantos elétrons no total podem ocupar (a) os orbitais 4p; (b) os orbitais 3d; (c) o orbital 1s; (d) os orbitais 4f. (a) 6; (b) 10; (c) 2; (d) 14.
Quantos elétrons podem ter os seguintes números quânticos em um átomo? (a) n = 2, l = 1; (b) n = 4, l = 2, ml = -2; (c) n = 2; (d) n = 3, l = 2, ml = +1. (a) seis; (b) dois; (c) oito; (d) dois. 
(a) Para n = 4, quais são os possíveis valores de l? (b) Para l = 2, quais são os possíveis valores de ml? (a) n = 4, l = 3, 2, 1, 0; (b) l = 2, ml = –2, –1, 0, 1, 2.
Dê os valores numéricos de n e l correspondentes a cada uma das seguintes designações: (a) 3p; (b) 2s; (c) 4f; (d) 5d. (a) 3p: n = 3, l = 1; (b) 2s: n = 2, l = 0; (c) 4f: n = 4, l = 3; (d) 5d: n = 5, l = 2.
(a) Quais são as similaridades e diferenças entre os orbitais 1s e 2s do átomo de hidrogênio? (b) Em que sentido um orbital 2p tem caráter direcional? Compare as características direcionais dos orbitais px e dx2-y2 (isto é, em qual direção ou região do espaço a densidade do elétron é concentrada?) (c) O que você pode dizer sobre a distância média do núcleo de um elétron em um orbital 2s quando comparada a um orbital 3s? (d) Para o átomo de hidrogênio, liste os seguintes orbitais na ordem decrescente de energia (ou seja, os mais estáveis primeiro): 4f, 6s, 3d, 1s, 2p. (a) Os orbitais 1s e 2s do átomo de hidrogênio têm a mesma forma esférica total, mas o orbital 2s tem uma extensão radial maior e um nó a mais do que o orbital 1s. (b) Um único orbital 2p é direcional em que sua densidade de elétron é concentrada ao longo de um dos três eixos cartesianos do átomo. O orbital dx2-y2 tem densidade de elétron ao longo dos eixos x e y, enquanto o orbital px tem densidade somente ao longo do eixo x. (c) A distância média de um elétron ao núcleo em um orbital 3s é maior do que para um elétron em um orbital 2s. (d) 1s < 2p < 3d < 4f < 6s.
Para certo valor do número quântico principal, n, como as energias dos subníveis s, p, d e f variam para (a) hidrogênio; (b) um átomo polieletrônico? (a) No átomo de hidrogênio, orbitais com o mesmo número quântico principal, n, têm a mesma energia. (b) Em um átomo com muitos elétrons (átomo polieletrônico), para um dado valor de n, a energia do orbital aumenta com o aumento do valor de l: s < p < d < f.
(a) Quais são os possíveis valores do número quântico de spin do elétron? (b) Que peça de equipamento experimental pode ser utilizada para distinguir os elétrons que tenham valores diferentes do número quântico de spin de elétron? (c) Dois elétrons em um átomo ocupam o orbital 1s. Qual grandeza deve ser diferente para os dois elétrons? Que princípio governa a resposta a essa pergunta? (a) + ½ , – ½ ; (b) um ímã com forte campo magnético não homogêneo; (c) eles devem ter valores de ms diferentes; o princípio de exclusão de Pauli.
(a) O que cada quadrícula em uma configuração de quadrículas representa? (b) Que grandeza é representada pelo sentido (para cima ou para baixo) das setas em uma configuração de quadrículas? (c) A regra de Hund é necessária para se escrever a configuração eletrônica do berílio? Explique. (a) Cada quadrícula representa um orbital; (b) O spin do elétron é representado pelo sentido das semiflechas; (c) Não. Em Be, não há elétrons nos subníveis que têm orbitais degenerados, de forma que a regra de Hund não é usada.
Os elementos Ga, Ge, As, Se e Br ficam no mesmo período na Tabela Periódica. Escreva a configuração eletrônica esperada para o estado fundamental dos átomos destes elementos, e prediga quantos elétrons desemparelhados, se existirem, cada elemento terá. Ga = [Ar] 3d104s24p1, um elétron desemparelhado; Ge = [Ar] 3d104s24p2, dois elétrons desemparelhados; As = [Ar] 3d104s24p3, três elétrons desemparelhados; Se = [Ar] 3d104s24p4, dois elétrons desemparelhados; Br = [Ar]3d104s24p5, um elétron desemparelhado.
Escreva as configurações eletrônicas condensadas para os seguintes átomos, usando as abreviaturas de núcleo de gás nobre apropriadas: (a) Cs; (b) Ni; (c) Se; (d) Cd; (e) Ac; (f) Pb. (a) Cs, [Xe]6s1; (b) Ni, [Ar]4s23d8; (c) Se, [Ar]4s23d104p4; (d) Cd, [Kr]5s24d10; (e) Ac, [Rn]7s26d1; (f) Pb, [Xe]6s24f 145d106p2.
A massa de um átomo de berílio é1,50 x 10-26 kg. Quantos átomos de berílio estão presentes estão presentes em 0,210 g de um filme de berílio usado como janela de um tudo de raios X? 1,4 x 1022 átomos
Dê o número de prótons, nêutrons e elétrons de um átomo de (a) trítio, 3H; (b) 60Co; (c) 16O; (d) 204Pb. (a) 1 próton, 2 nêutrons e 1 elétron; (b) 27 prótons, 33 nêutrons e 27 elétrons; (c) 8 prótons, 8 nêutrons e 8 elétrons; (d) 82 prótons, 122 nêutrons e 82 elétrons. Obs: Isótopo: um de dois ou mais átomos que tem o mesmo número atômico, mas diferentes massas atômicas. Exemplo: 1H, 2H e 3H são todos isótopos do hidrogênio.
Identifique o isótopo que tem átomos com (a) 63 nêutrons, 48 prótons e 48 elétrons; (b) 46 nêutrons, 36 prótons e 35 elétrons; (c) 6 nêutrons, 5 prótons e 5 elétrons. (a) 111Cd; (b) 82Kr; (c) 11B.
(a) Quais características têm em comum os átomos de 12C, 13C e 14C? (b) Em que eles são diferentes? (Considere os números de cada tipo de partícula subatômica). (a) Todos têm 6 prótons e 6 elétrons. (b) Eles têm diferentes números de nêutrons: um átomo de 12C tem 6 nêutrons, um átomo de 13C tem 7 nêutrons e um átomo de 14C tem 8 nêutrons.
Dê o nome dos elementos: (a) Li; (b) Ga; (c) Xe; (d) K. Escreva o símbolo dos elementos: (e) cádmio; (f) crômio; (g) antimônio. Verifique seus números de grupo na Tabela Periódica e identifique cada um como metal, não-metal e metalóide (semimetal). (a) lítio, metal do Grupo I; (b) gálio, metal do Grupo 13; (c) xenônio, não-metal do Grupo 18; (d) potássio, metal do Grupo I; (e) Cd, metal do Grupo 12; (f) Cr, metal do grupo 6; (g) Sb, metalóide ou semimetal do Grupo 15.
Destaque três propriedades físicas que são típicas dos (a) metais; (b) não-metais. (a) os metais são maleáveis, conduzem eletricidade e têm brilho. (b) os não-metais não são maleáveis ou dúcteis, nem conduzem eletricidade.
O que se entende por (a) um composto iônico e (b) um composto molecular? Quais são as propriedades típicas das duas classes de compostos? (a) Um composto iônico é feito por íons, ex: NaCl; (b) Um composto molecular é constituído de moléculas, ex: sacarose ou açúcar.
Estabeleça se os seguintes elementos estão ou não propensos a formar um cátion ou ânion e escreva a fórmula para o íon: (a) enxofre; (b) potássio; (c) estrôncio; (d) cloro. (a) Enxofre é um não-metal do Grupo 16 e formará o íon S2-; (b) Potássio é um metal do Grupo 1 e formará íons K+; (c) Estrôncio é um metal do Grupo 2 e formará íons Sr2+; (d) Cloro é um não-metal do Grupo 17 e formará íons Cl-.
Quantos prótons, nêutrons e elétrons estão presentes em (a) 2H+; (b) 9Be2+; (c) 80Br-; (d) 32S2-. (a) 2H+ tem 1 próton, 1 nêutron e nenhum elétron. (b) 9Be2+ tem 4 prótons, 5 nêutrons e 2 elétrons. (c) 80Br- tem 35 prótons, 45 nêutrons e 36 elétrons. (d) 32S2- tem 16 prótons, 16 nêutrons e 18 elétrons.
Escreva a fórmula de um composto formado pela combinação de (a) Al e S; (b) Na e O; (c) Mg e S; (d) Ba e I. (a) íons Al3+ e íons S2-, Al2S3; (b) íons Na+, íons O2-, Na2O; (c) íons Mg2+, íons S2-, MgS; (d) íons Ba2+, íons I-, BaI2.
Dê o estado de oxidação mais comum para os seguintes elementos: (a) metais alcalinos; (b) oxigênio encontrado em compostos; (c) halogênio. (a) +1; (b) -2; (c) -1.
Qual é o número de oxidação positivo máximo esperado para os seguintes elementos: (a) ósmio; (b) tungstênio; (c) boro; (d) cloro? (a) +8; (b) +6; (c) +3; (d) +7.
Preveja o número de elétrons de valência presente em cada um dos seguintes átomos (a) P; (b) Al; (c) Te; (d) Fe. (a) 5; (b) 3; (c) 6; (d) 8.
Quais elementos em cada um dos seguintes conjuntos têm a energia de ionização mais alta? (a) fósforo, arsênio, antimônio; (b) cádmio, ródio, molibdênio; (c) potássio, cálcio, gálio. (a) P; (b) Cd; (c) Ca.
Coloque os seguintes íons em ordem crescente de raio iônico: Te2-, O2-, Se2-, S2-. O2- < S2- < Se2- < Te2-.
Qual elemento tem a maior afinidade eletrônica: (a) oxigênio; (b) nitrogênio; (c) flúor; (d) cloro. (d) Cl.
Descreva as diferenças entre a ligação covalente e iônica.
Por que Mendeleev deixou lacunas em sua primeira versão da tabela periódica? Como ele previu as propriedades dos elementos que pertenciam àquelas lacunas? Mendeleev colocou elementos com propriedades químicas físicas similares dentro de uma família ou coluna da tabela. Para os elementos não conhecidos, ele deixou espaços em branco. Ele previu propriedades para os ‘espaços em branco’ com base nas propriedades de outros elementos na família e em cada lado.
(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? (a) Carga nuclear efetiva, Zef, é uma representação do campo elétrico médio sofrido por um único elétron. É o ambiente de média criado pelo núcleo e os outros elétrons na molécula, expresso como uma carga positiva líquida no núcleo. (b) Da esquerda para a direita em um período, a carga nuclear efetiva aumenta.
Qual sofrerá a maior carga nuclear 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. Os elétrons n = 3 em Kr sofrem uma carga nuclear efetiva maior e conseqüentemente têm maior probabilidade de estar perto do núcleo.
(a) Por que os raios de íons isoeletrônicos diminuem com carga nuclear crescente? (b) Qual sofre a maior carga nuclear efetiva, um elétron 2p em F-, um elétron 2p em Ne, ou um elétron 2p em Na+? (a) Como o número de elétrons em uma série isoeletrônica é o mesmo, os efeitos de repulsão e de blindagem são normalmente similares para as diferentes partículas. À medida que Z aumenta, os elétrons de valência são mais fortemente atraídos pelo núcleo e o tamanho da partícula diminui. (b) Um elétron 2p em Na+.
(a) Por que as energias de ionização são sempre grandezas positivas? (b) Por que F tem maior energia de ionização do que O? (c) Por que a segunda energia de ionização de um átomo é sempre maior que sua primeira energia de ionização? (a) De acordo com a lei de Coulomb, a energia de um elétron em um átomo é negativa. Para aumentar a energia do elétron e removê-lo do átomo, a energia deve ser adicionada ao átomo. A energia de ionização, E para este processo, é positiva. (b) F tem uma primeira energia de ionização maior que O porquê F tem Zef maior e os elétrons mais externos em ambos os elementos estão aproximadamente à mesma distância do núcleo. (c) A segunda energia de ionização de um elemento é maior do que a primeira porque mais energia é necessária para superar Zef maior do cátion 1+ do que a do átomo neutro.
(a) Qual é a relação geral entre o tamanho de um átomo e sua primeira energia de ionização? (b) Qual elemento na tabela periódica tem a maior energia de ionização? E qual tem a menor? (a) Quanto menor o átomo, maior sua primeira energia de ionização (dos elementos não radioativos). (b) He tem a maior e Cs tem a menor primeira energia de ionização.
Escreva a configuração eletrônica para (a) o íon de Co2+ e (b) o íon do In+. Quantos elétrons desemparelhados cada um contém? (a) Co2+, [Ar]3d7, 3 elétrons desemparelhados; (b) In+, [Kr]5s24d10, 0 elétron desemparelhado.
Ao reagir com o cloro, o elemento potássio perde somente um elétron por átomo, ao passo que o cálcio perde dois. Explique esse fato em termos de considerações de energia. K perde um único elétron de valência, enquanto Ca perde dois elétrons para conseguir um octeto completo. A remoção de um elétron do cerne de K+ ou de Ca2+ seria energeticamente desfavorável porque os elétrons mais internos são estabilizados por uma forte atração eletrostática pelo núcleo. Mesmo uma grande energia de rede não é suficiente para promover a remoção de um elétron mais interno.
(a) Defina o termo energia de rede. (b) Quais fatores governam a magnitude da energia de rede de um composto iônico? (a) Energia de rede é a energia necessária para separar totalmente um mol de composto iônico sólido em seus íons gasosos. (b) A ordem de grandeza da energia de rede depende das ordens de grandezadas cargas dos dois íons, seus raios e o arranjo de íons na rede.
Necessita-se de energia para remover dois elétrons do Ca para formar Ca2+ e também para adicionar dois elétrons em O para formar O2-. Por que, então, CaO é estável em relação aos elementos livres? A grande energia atrativa entre Ca2+ e O2– contrariamente carregados mais do que compensa a energia necessária para formar Ca2+ e O2– a partir dos átomos neutros.
Descreva polaridade na ligação química. 
Para cada par, determine qual composto tem ligações com maior caráter iônico: (a) HCl ou HI; (b) CH4 ou CF4; (c) CO2 ou CS2. (a) HCl; (b) CF4; (c) CO2.
Determine o número de oxidação do elemento em itálico nos seguintes compostos: (a) H2SO3; (b) B2O3; (c) NH3; (d) N2O3; (e) SO3; (f) H3PO3; e também para cada íon: (g) IO3-; (h) CrO42-; (i) VO2+; (j) BrO4-; (k) IO2-. (a) +4; (b) +3; (c) -3; (d) +3; (e) +6; (f) +3; (g) +5; (h) +6; (i) +4; (j) +7; (k) +3.
Fluoreto de sódio e cloreto de sódio cristaliza-se ambos no mesmo tipo de estrutura. Qual você indicaria como tendo a maior energia de rede, NaF ou NaCl? Fluoreto de sódio, porque a energia de rede é inversamente proporcional à distância entre os íons e o íon fluoreto é menor que o íon cloreto.
Explique por que a energia de rede do óxido de magnésio (3.850 kJ mol-1) é maior que a do óxido de bário (3.114 kJ mol -1), sabendo-se que eles têm arranjos de íons similares no retículo cristalino. Mg2+ é menor.
Ligação covalente até comportamento químico dos elementos
Escreva a estrutura de Lewis de: (a) CCl4; (b) CCl2O; (c) ONF; (d) NF3; (e) cloreto de amônio; (f) fosfeto de potássio; (g) hipoclorito de sódio.
O naftaleno tem fórmula C10H8. É similar ao benzeno, mas tem dois anéis de seis membros que compartilham uma ligação C-C. A conectividade é mostrada abaixo. Complete a estrutura desenhando as ligações múltiplas que satisfaçam a regra do octeto para cada átomo de carbono. Estruturas de ressonância são possíveis. Desenhem tantas quantas você possa encontrar. 
Selecione de cada um dos seguintes pares de estruturas de Lewis, aquela que é mais favorável para fazer a contribuição dominante para o híbrido de ressonância. Explique a sua seleção.
As cargas formais em Xe e F são 0 na primeira estrutura; na segunda estrutura, Xe tem -1, um F é igual a 0 e outro F é igual a +1. A primeira estrutura é favorecida pelas cargas formais. 
Na primeira estrutura, todos os átomos têm cargas formais 0; na segunda, um oxigênio tem uma carga formal de +1 e outro de -1. A primeira estrutura é preferida.
Escreva a estrutura de Lewis e dê o número de pares isolados sobre o xenônio, o átomo central, dos seguintes compostos: (a) XeOF2; (b) XeF4; (c) XeOF4. 
Arranje os cátions Rb+, Be2+ e Sr2+ em ordem crescente de poder polarizante. Dê uma explicação de seu arranjo. Rb+ < Sr2+ < Be2+; o poder de polarizar cresce com o aumento da carga e com a diminuição do raio.
Arranje os íons Cl-, Br-, N3- e O2- em ordem crescente de polarizabilidade, dando as razões de suas decisões. O2- < N3- < Cl- < Br-; a polarizabilidade cresce com o aumento do tamanho do íon.
Para cada par, determine qual composto tem ligações com maior caráter iônico: (a) HCl ou HI; (b) CH4 ou CF4; (c) CO2 ou CS2. (a) HCl; (b) CF4; (c) CO2.
Usando seu conhecimento sobre estruturas de Lewis, preveja quais das seguintes moléculas ou íons deverão ter o mais longo comprimento para a ligação indicada: (a) a ligação C-O em CO, CO2 ou CO32-; (b) a ligação S-O em SO2, SO3 ou SO32-; (c) a ligação C-N em HCN, CH2NH ou CH3NH2. (a) CO32-; (b) SO32-; (c) CH3NH2.
Nitrogênio, fósforo, oxigênio e enxofre existem como N2, P4 tetraédrico, O2 e moléculas cíclicas de S8. Racionalize em termos das habilidades dos átomos de formar diferentes tipos de ligações. Tanto P como S tem um átomo grande que é menos capaz de formar ligações múltiplas com outro átomo do mesmo tipo, diferente dos átomos pequenos N e O. Todas as ligações em P4 e S8 são ligações simples, enquanto que N2 tem uma ligação tripla e O2 uma ligação dupla.
(a) Qual é a forma da molécula de clorofórmio, CHCl3? (b) Quantos ângulos de ligação H-C-Cl diferentes existem nesta molécula? (c) Quais os valores esperados para os ângulos da ligação H-C-Cl? (a) tetraédrica; (b) uma; (c) 109,5o.
(a) Qual é a forma do íon nitrônio, NO2+? (b) Qual é o ângulo de ligação O-N-O? (a) linear; (b) 180o.
(a) Qual é a forma do íon carbonato, CO32-? (b) Quantos ângulos diferentes O-C-O existem nesta molécula? (c) Quais são os valores esperados para os ângulos O-C-O? (a) trigonal planar; (b) uma; (c) 120o.
Utilizando as estruturas de Lewis e a teoria RPECV, preveja a forma de cada uma das seguintes espécies: (a) tetracloreto de enxofre; (b) tricloreto de iodo; (c) IF4-; (d) trióxido de xenônio. Dê a designação AXnEm do modelo RPECV em cada caso. Desenhe as formas estruturais. (a) gangorra, AX4E; (b) forma T, AX3E2; (c) quadrado planar, AX4E2; (d) pirâmide trigonal, AX3E.
Preveja a forma molecular e os ângulos de ligação para cada um dos seguintes casos: (a) I3-; (b) IF3; (c) IO4-; (d) TeF6. Dê a designação AXnEm do modelo RPECV em cada caso. Desenhe as formas estruturais. (a) linear, 180o, AX2E3; (b) forma T, duas a 90o e uma a 180o, AX3E2; (c) tetraédrica, 109,5o, AX4; (d) octaédrica, 90o e 180o, AX6.
Escreva as estruturas de Lewis e a fórmula RPECV, indicando a forma, e preveja aproximadamente os ângulos de ligação para (a) CF3Cl; (b) GaI3; (c) XeOF4; (d) CH3-. Dê a designação AXnEm do modelo RPECV em cada caso. (a) tetraédrica, todos os ângulos de ligação = 109,5o, AX4; (b) trigonal planar, ângulos de ligação de aproximadamente 120o, AX3; (c) pirâmide quadrada, O-Xe-F com ângulos de 90o e F-Xe-F com ângulos de 90o e 180o, AX5E; (d) pirâmide trigonal, ângulos um pouco menores que 109,5o, AX3E.
Escreva as estruturas de Lewis e preveja se as seguintes moléculas são polares ou apolares (não-polares): (a) CH2Cl2; (b) CCl4; (c) CS2; (d) SF4. As moléculas (a) e (d) serão polares e (b) e (c) serão apolares.
Muitas moléculas orgânicas são apolares ou fracamente polares. Preveja se as seguintes moléculas se comportam como polares ou apolares: (a) C6H6 (benzeno); (b) CH3OH (metanol); (c) H2CO (formaldeído, utilizado em soluções aquosas para preservar espécies biológicas). (a) apolar; (b) polar; (c) polar.
Dê as orientações relativas dos seguintes orbitais: (a) sp3; (b) sp; (c) sp3d2; (d) sp2. (a) 109,5o; (b) 180o; (c) 90o e 180o; (d) 120o.
As orientações relativas das ligações ao átomo central de uma molécula que não possui pares isolados de elétrons podem ser qualquer uma das listadas a seguir. Qual é a hibridização dos orbitais utilizadas por cada átomo central para seus pares de ligação: (a) tetraédrica; (b) bipirâmide trigonal; (c) octaédrica; (d) linear? 
Dê a hibridização do átomo em negrito das seguintes moléculas: (a) SF4; (b) BCl3; (c) NH3; (d) (CH3)2Be. Dica: pares isolados ocupam orbitais híbridos de maneira muito similar aos elétrons ligantes. (a) sp3d; (b) sp2; (c) sp3; (d) sp.
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+; (c) Li2-. Estabeleça se cada molécula ou íon terá caráter paramagnético ou diamagnético. Se for paramagnético, fornecer o número de elétrons desemparelhados. (a) OL = 1, diamagnético; (b) OL = ½, paramagnético; (c) OL = ½, paramagnético.
(a) Com base na configuração da molécula neutra O2, escreva a configuração do orbital molecular das valências dos orbitais moleculares para (1) O2-; (2) O2+; (3) O22-. (b) Forneça a ordem de ligação esperada para cada espécie. (c) Quais dessas espécies são paramagnéticas, se tiver alguma? (d) É o orbital de mais alta energia que contém um elétron com caráter ou . (a) Faça; (b) (1) 1,5; (2) 2,5; (3) 1. (c) (1) e (2) são paramagnéticos, com um elétron desemparelhado cada. (d) nos três casos.
Utilizando a teoria do orbital molecular, explique por que a energia de ligação N=N (dupla) não é equivalente ao dobroda energia de ligação N-N (simples). Uma ligação dupla N=N é composta de uma ligação e uma , enquanto que uma ligação simples N-N é uma ligação . As ligações comumente têm energias mais altas que as ligações porque seus orbitais se sobrepõem menos efetivamente que as ligações , ou seja, são mais fracas.
(a) Desenhe o diagrama de níveis de energia do orbital molecular para N2 e nomeie os níveis de energia conforme o tipo de orbital do qual ele provem, se eles são ou não orbitais e , e se são ligantes ou antiligantes. (b) O íon diatômico heteronuclear CN- tem uma estrutura orbital similar a do N2. Como o fato do C ter diferente eletronegatividade que o N afetará o diagrama de níveis de energia quando comparado com o do N2? Utilizando esta informação, desenhe o diagrama dos níveis de energia para CN-. (c) Os elétrons terão uma maior probabilidade de estar perto do C ou do N? Por quê? (a) Faça; (b) O átomo de nitrogênio é mais eletronegativo; então seus orbitais terão energias mais baixas que os do átomo de C. Como N é mais eletronegativo, todos os orbitais ligantes estarão mais próximos em energia a N que a C e todos os orbitais antiligantes estarão mais próximos em energia a C do que a N. (c) Os elétrons em orbitais ligantes têm uma probabilidade maior de estarem em N porque é o átomo mais eletronegativo e seus orbitais têm energias mais baixas.
De que maneira a mudança na condutividade de um semicondutor difere da do metal com o aumento da temperatura? A condutividade de um semicondutor aumenta com o aumento da temperatura porque aumenta o número de elétrons que são promovidos para a banda de condução, enquanto que a condutividade de um metal diminui com o aumento da temperatura porque o movimento dos átomos diminuirá a migração de elétrons.
O germânio é um semicondutor. Incluindo pequenas quantidades de impurezas, qual desses elementos – In, P, Sb ou Ga – fará com que o germânio se transforme em (a) um semicondutor tipo p; (b) um semicondutor tipo n? (a) In e Ga; (b) P e Sb.
Identifique os tipos de forças intermoleculares que possam surgir entre as moléculas das seguintes substâncias: (a) Cl2; (b) HCl; (c) C6H6; (d) C6H5Cl. (a) Forças de London; (b) forças dipolo-dipolo, forças de London; (c) forças de London; (d) forças dipolo-dipolo, forças de London.
Para quais das seguintes moléculas as interações dipolo-dipolo serão importantes: (a) CH4; (b) CH3Cl; (c) CH2Cl2, (d) CHCl3, (e) CCl4. (b), (c) e (d).
Quais das seguintes moléculas provavelmente formam ligações de hidrogênio: (a) HF; (b) CH4; (c) NH3; (d) CH3OH. (a); (c); (d).
Sugira, dando razões, qual substância, em cada par, tem provavelmente tem o ponto de fusão mais alto (as estruturas de Lewis poderão ajudar em seus argumentos): (a) C2H5OC2H5 (éter dietílico) ou C4H9OH (butanol); (b) HF ou HCl; (c) H2O ou CH3OH. (a) Butanol, pois a ligação de hidrogênio está presente somente no butanol. (b) HF, a ligação de hidrogênio está presente em HF, mas não significativamente em HCl. (c) H2O, tem a ligação de hidrogênio mais forte.
Calcule o comprimento de onda e a energia por mol de fótons de radiação de freqüência: (a) 9,4 x 1019 Hz; (b) 5,7 x 1021 Hz; (c) 3,7 x 1020 Hz; (d) 7,3 x 1022 Hz. = c/; E = h; regra de três para achar a energia de um mol. (a) 3,2x10-12 m, 3,8x1010 J mol-1; (b) 5,3x10-14 m, 2,3x1012 J mol-1; (c) 8,1x10-13 m, 1,5x1011 J mol-1; (d) 4,1x10-15 m, 2,9x1013 J mol-1.
No rearranjo do núcleon dos seguintes núcleos filhos, a energia varia pela quantidade apresentada, é emitido um raio . Determine a freqüência e o comprimento de onda do raio em cada caso: (a) cobalto-60, 1,33 MeV; (b) arsênico-80, 1,64 MeV; (c) ferro-59, 1,10 MeV. (1 MeV = 1,602 x 10-13 J). (a) 3,21x1020 Hz, 9,35x10-13 m; (b) 3,97x1020 Hz, 7,59x10-13 m; (c) 2,65x1020 Hz, 1,13x10-12 m.
Identifique o núcleo filho de cada um dos seguintes decaimentos e escreva a equação nuclear balanceada: (a) decaimento do trítio; (b) decaimento + do ítrio-83; (c) decaimento do criptônio-87; (d) decaimento protactínio-225; (e) captura eletrônica para o berílio-7. Nota: O decaimento (sem o sinal) significa sempre a ejeção de uma partícula -. O decaimento que resulta em um pósitron é sempre representado por +. (a) 3He; 31T 0-1e + 32He; (b) 83Sr; 8339Y 01e + 8338Sr; (c) 87Rb; 8736Kr 0-1e + 8737Rb; (d) 221Ac; 22591Pa 42 + 22184Ac; (e) 7Li; 74Be + 0-1e 73Li.
Determine a constante de decaimento para: (a) o trítio, t1/2 = 12,3 a; (b) lítio-8, t1/2 = 0,84 s; (c) nitrogênio-13, t1/2 = 10,0 min. t1/2 = ln 2 / k. (a) 5,63 x 10-2 a-1; (b) 0,83 s-1; (c) 0,0693 min-1. 
Faça a distinção entre fissão e fusão nuclear. Explique por que os nuclídeos pesados têm maior chance de sofrer fissão, e os nuclídeos leves têm maior chance de sofrer fusão.
Calcule a energia em joules equivalente (a) 1,0 de matéria; (b) 1 elétron. E = mc2; (a) 9,0 x 1013 J; (b) 8,187 x 10-14 J.
Explique o cinturão de estabilidade.
Escreva a equação balanceada para a reação entre o potássio e o hidrogênio. 2 K(s) + H2(g) 2 KH(s)
Classifique cada um dos seguintes compostos como hidreto salino, molecular ou metálico: (a) LiH; (b) NH3; (c) HBr; (d) UH3. (a) salina; (b) molecular; (c) molecular; (d) metálica.
Dê a fórmula para o anidrido de cada uma das substâncias: (a) H2CO3; (b) H2SO3; (c) B(OH)3. (a) CO2; (b) SO2; (c) B2O3.
Identifique os produtos e escreva a equação balanceada para a reação do hidrogênio com (a) cloro; (b) sódio; (c) fósforo; (d) cobre metálico. (a) H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g); (b) sob aquecimento: H2(g) + 2 Na(l) 2 NaH(s); (c) P4(s) + 6 H2(g) 4 PH3(g); (d) Cu(s) + H2(g) nenhuma reação.
Descreva as fontes de silício. O silício ocorre abundantemente na crosta terrestre na forma de silicatos em rochas e como dióxido de silício na areia.
Compare a hibridização e a estrutura do carbono e do grafite e no diamante. Como estas estruturas explicam as propriedades físicas dos dois alótropos? No diamante, o carbono é um hibridizado sp3 e forma um tetraedro, a rede estrutural tridimensional, que é altamente rígida. Carbono grafite é um hibridizado sp2 e planar, seu uso como lubrificante baseia-se no fato de que as folhas tridimensionais podem “deslizar” umas sobre as outras, reduzindo, portanto o atrito. No grafite, os elétrons p não-hibridizados estão livres para mover-se de um átomo ao outro, uma propriedade que resulta na sua alta condutividade elétrica. No diamante, todos os elétrons de valência estão localizados nos hibridizados sp3 das ligações C-C, fazendo que o diamante não conduza tão bem a eletricidade.
Determine a massa de HF, como ácido fluorídrico, requerida para corroer 2,00 mg de SiO2 em uma placa de vidro pela reação SiO2(s) + 6 HF(aq) 2 H3O+ (aq) + SiF62-(aq). 4,00 mg de HF
Descreva a produção industrial de nitrogênio líquido. O primeiro passo é a liquefação do ar, que tem 76% de nitrogênio em massa. O ar é resfriado abaixo de seu ponto de ebulição por uma série de passos de expansão e compressão em uma espécie de refrigerador. O gás nitrogênio é então obtido pela destilação do ar líquido. O nitrogênio tem sua ebulição a -196 oC, mas gases com altos pontos de ebulição, principalmente oxigênio, permanecem como líquidos. O gás nitrogênio puro é então liquefeito por repetição do processo.
Uréia, CO(NH2)2, reage com água para formar carbonato de amônio. Escreva a equação química e calcule a massa de carbonato de amônio que pode ser obtida de 5,0 kg de uréia. CO(NH2)2 + 2 H2O (NH4)2CO3; 8,0 kg de (NH4)2CO3.
O pentacloreto de fósforo sólido existe como PCl4+PCl6-. Prediga suas formas pela teoria RPECV. AX4, tetraedro e AX6, octaedro.
Quais as principais utilizações para o As e Sb.
Quais as principais fontes de O, S, Se e Te. Descreva uma aplicação para cada elemento.
Descreve as fontes para os halogênios (F, Cl, Br, I, At).
Descreva os principais compostos para os gases nobres.