Respostas Lista de Exercícios 1 - Química

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CENTRO FEDERAL DE EDUCAÇÃO TECNOLÓGICA DE MINAS GERAIS – CEFET-MG 
Departamento de Química – Setor de Química Inorgânica 
1ª Lista de Exercícios – Química 
Prof.ª Diana Quintão Lima 
 
 
Questão 01. Construa uma tabela que compile o desenvolvimento dos modelos atômicos. Nesta tabela 
coloque a necessidade da criação do modelo, o que ele trouxe de novidade para o átomo e suas 
limitações. 
 
Modelo Necessidade de criação Novidade p/ o átomo Limitações 
Dalton 
“Bola de 
Bilhar” 
Explicar a natureza da 
matéria. 
Átomo como esfera 
indivisível, sem carga e 
como unidade fundamental 
da matéria (Retomou-se a 
idéia de Demócrito, mas 
com base em experimentos 
de medida de massa). 
Não explicava o que eram as 
partículas no feixe de raios 
catódicos. 
Thomson 
“Pudim de 
Ameixa” 
Explicar os raios catódicos Presença de carga elétrica 
(átomo divisível). Composto 
por uma partícula ainda 
menor, o elétron 
Não explicava o 
ricocheteamento da radiação 
alfa. 
Rutherford 
“Sistema 
Planetário” 
Explicar o ricocheteamento 
da radiação alfa. 
Natureza nuclear do átomo. 
Elétrons em movimento ao 
redor do núcleo, em órbitas 
elípticas como os planetas 
ao redor do sol. 
Partículas carregadas 
eletricamente em movimento 
deveriam perder energia e 
colidir com o núcleo. 
Bohr Explicar o espectro de linhas 
para a luz emitida pelos 
átomos excitados. 
Elétrons em órbitas de 
energia permitida. Apenas 
transições específicas de 
energia eram permitidas. E 
= h. Quantização da 
energia. 
• Só explica o espectro de H. 
• Elétrons descritos como 
partículas apenas. 
Mecânica 
Quântica 
• Explicar o comportamento 
ondulatório da matéria. 
• Princípio da Incerteza. 
Impossível determinar, 
simultaneamente, a 
posição e a energia do 
elétron. 
• Elétrons descritos por 4 
números quânticos: n, l, 
ml e ms. 
• 2 – região de maior 
probabilidade de 
encontrar o elétron. 
• Incerteza – probabilidades 
na determinação da posição 
do elétron 
 
 
Questão 02. Quais são a energia e o comprimento de onda de um fóton emitido por um átomo de 
hidrogênio ao sofrer uma transição direta de um estado excitado com n = 10 para o estado fundamental? 
Localize essa radiação no espectro eletromagnético. 
 
Energia ( E ) = -2,16 x 10-18 J 
Comprimento de onda (  ) = 9,21x 10-8 m (Região do ultravioleta) 
 
 
 
Questão 03. Leia cada uma das afirmativas apresentadas abaixo e indique aquelas que são verdadeiras e 
falsas. Justifique aquelas que considerar falsas. 
 
( V ) Um elétron, quando se movimenta ao longo de uma órbita quanticamente permitida, não irradia 
energia, encontrando-se, conforme Bohr, em estado estacionário. 
( F ) A luz branca é essencialmente monocromática, isto é, formada por um só tipo de radiação, de 
comprimento e frequência bem definidos. 
( V ) Em conformidade com o modelo atômico de Bohr, a energia do elétron em um átomo é quantizada, 
isto é, restrita a certos e determinados valores. 
( F ) Os elétrons, segundo o modelo atômico de Bohr, estão continuamente mudando de órbitas circulares 
bem definidas ao redor do núcleo, exceto para os elétrons externos que descrevem órbitas elípticas. 
( V ) A energia do elétron, em uma órbita permitida no n-ésimo nível, depende do valor de n de acordo 
com o modelo atômico proposto por Bohr. 
 
Questão 04. Considere o íon Ca19+ com o seu elétron no 5º estado excitado. (a) Calcule o menor 
comprimento de onda que poderia ser emitido quando o elétron do Ca19+ sofre uma transição para um nível 
de energia mais baixo. (b) Suponha que a mesma transição descrita no item (a) ocorra em um átomo de 
hidrogênio. O comprimento de onda da radiação emitida seria maior, menor ou igual àquele observado no 
item (a)? Explique brevemente o porquê. 
 
Fórmulas necessárias não mostradas em aula para o cálculo de energias do elétron em átomos 
hidrogenóides (Fórmula geral de Bohr): 
 
• E = - (Z2)(2,18 x 10-18J)(1/n2) ; 
• 1/ = Z2 RH [1/nf2 – 1/ni2] 
Z = carga nuclear, n = número da camada,  = comprimento de onda e RH = constante de Rydberg 
 
(a)  = 2,34 x 10 -10 m 
 
(b) Maior. 
 
(c) Para o átomo de H, Z = 1, logo, ao substituir o valor na segunda equação, o produto será menor e ao 
multiplicar invertendo para achar ,  será um número maior. 
 
Questão 05. Em que nível eletrônico o elétron de um átomo hidrogenóide está mais fortemente ligado ao 
núcleo? Faça um comentário geral comparando os valores de energia e a força de ligação elétron-núcleo. 
 
a) No primeiro nível 
b) O valor de energia em um átomo hidrogenóide é calculado pela fórmula E = - (Z2)(2,18 x 10-18J)(1/n2), 
logo, quanto maior o valor de n, maior o valor de energia para esse elétron (E fica menos negativo) e 
portanto, menor será a força de atração elétron-núcleo. 
 
Questão 06. Explique por que as energias dos níveis de Bohr não podem ser utilizadas para um átomo 
polietrônico. Quais os parâmetros necessários para se comparar as energias dos elétrons no átomo? Por 
que, dentro de uma mesma camada, há possibilidade de se encontrar elétrons com diferentes energias? 
 
Não levam em consideração a repulsão elétron-elétron presente em sistemas polieletrônicos. Os 
parâmetros para se comparar as energias dos elétrons no átomo são: n, l. Porque a camada é descrita 
apenas por n e existem n subníveis de energia dentro de cada nível (camada) descritos por n + l. A forma 
do orbital também influencia na energia do elétron. 
 
Questão 07. Apresente a configuração eletrônica para cada uma das espécies abaixo e as classifique 
como paramagnética ou diamagnética. 
 
a) Co2+ e Ca2+ 
 
Co2+ = [Ar] 3d7 - paramagnético 
 
Ca2+ = [Ar] = [Ne] 3s2 3p6 - diamagnético 
 
b) Ar e Cu2+ 
 
Ar = [Ne] 3s2 3p6 - diamagnético 
Cu2+ = [Ar] 3d9 - paramagnético 
 
c) Mn2+ e N3‒ 
Mn2+= [Ar] 3d5 - paramagnético 
N3- = [He] 2s2 - diamagnético 
 
Questão 08. Explique qual é a interpretação física dos números quânticos que surgem da resolução da 
equação de Schrödinger e do quarto número quântico que descreve o elétron no átomo. O que diz o 
princípio da exclusão de Pauli sobre esses números quânticos? 
 
n: nível de energia em que o elétron se encontra 
l: subnível do elétron (forma geométrica do orbital) 
ml: orientação no espaço do orbital em que o elétron se encontra 
ms: sentido de rotação do elétron ao redor do próprio eixo 
 
Princípio de exclusão de Pauli: Dois elétrons não podem possuir 4 números quânticos iguais, máximo de 3. 
 
Questão 09. Observe o desenho que mostra representações em escala de algumas espécies químicas 
monoatômicas. 
 
Leia as afirmativas abaixo e indique aquelas que considerar falsas ou verdadeiras. 
 
( F ) O raio do Br- é maior do que o de Kr e o de Rb+, porque Br- é a espécie que tem mais camadas 
eletrônicas ocupadas. 
( V ) O raio do Cl- é maior do que o de Ar e o de K+, porque o núcleo de Cl- é de menor carga positiva. 
( F) O raio do F- é maior do que o de Ne e o de Na+, porque F- é a espécie que tem menos elétrons. 
( F ) O raio de F- é menor do que o de Cl- e o de Br-, porque F- é a espécie com o núcleo de menor raio. 
( F) O raio de Ne é menor do que o de Ar e o de Kr, porque Ne tem a menor repulsão entre os elétrons da 
última camada. 
 
 
Questão 10. Considere a seguinte tabela de energias de ionização (kJ mol‒1). As letras não representam 
símbolos químicos dos elementos. 
 
Elemento 1ª EI 2ª EI 3ª EI 4ª EI 5ª EI 
A 496 4562 6910 9543 13354 
B 738 1451 7733 10541 13629 
C 789 1577 3232 4356 16091 
D 419 3052 4420 5877 7975E 1140 2100 3500 4560 5760 
 
a) Qual destes elementos tem maior tendência para formar um cátion 4+? Justifique sua resposta. 
 
C, pois o salto maior no valor da 5ª EI indica a remoção de um elétron em um nível mais interno do 
átomo. 
 
b) Qual par de elementos deve pertencer ao mesmo grupo na classificação periódica? Nesse par, qual 
tem maior Z? Justifique sua resposta. 
 
A e D. 
D, pois a primeira energia de ionização é menor, logo, o elétron está em um nível mais externo, 
mais fácil de ser retirado. Assim, D possui um raio maior e portanto número atômico (Z) maior. 
 
Questão 11. Os raios do sol que causam o bronzeamento e as queimaduras estão na porção ultravioleta 
do espectro eletromagnético. Esses raios são categorizados por comprimento de onda: a chamada 
radiação UV-A tem comprimentos de onda na faixa de 320-380 nm, enquanto a radiação UV-B tem 
comprimentos de onda na faixa de 290-320 nm. 
a) Calcule a frequência da luz e a energia de 1 mol de fótons que tem comprimento de onda de 305 
nm. 
 
 = 9,84 x 1014 s-1 
E = 392 KJ 
 
b) “A radiação UV-B do sol é considerada maior causadora de queimaduras em humanos do que a 
radiação UV-A.” Indique se essa afirmação é verdadeira ou falsa e justifique a sua resposta. 
 
Verdadeira. Menor  , maior E. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Questão 12. Considere os gráficos das sucessivas energias de ionização dos átomos A, B, C e D: 
1º 2º 3º 4º 5º
0
2000
4000
6000
8000
10000
12000
14000
16000
E
I (
kJ
/m
ol
)
Elétrons
 Átomo A
 
1º 2º 3º 4º 5º
0
2000
4000
6000
8000
10000
12000
14000
E
I (
kJ
/m
ol
)
Elétrons
 Átomo B
 
1º 2º 3º 4º 5º
0
2000
4000
6000
8000
10000
12000
14000
E
I (
kJ
/m
ol
)
Elétrons
 Átomo C
 
1º 2º 3º 4º 5º
0
2000
4000
6000
8000
10000
12000
14000
E
I (
kJ
/m
ol
)
Elétrons
 Átomo D
 
 
a) Usando a Tabela Periódica, indique um elemento químico que possa representar cada um dos átomos 
citados: 
Átomo A corresponde a: __Si__. 
Átomo B corresponde a: __K __. 
Átomo C corresponde a: __Al__. 
Átomo D corresponde a: __Be__. 
 
b) Indique os átomos (A, B, C ou D) que podem formar com maior facilidade os cátions com carga +1, +2 e 
+3: 
Cátion com carga +1 corresponde ao átomo: _B__. 
Cátion com carga +2 corresponde ao átomo: _D__. 
Cátion com carga +3 corresponde ao átomo: _C__. 
 
c) Considerando que os átomos (A, B, C ou D) representados em cada um dos gráficos estejam em um 
mesmo período da Tabela Periódica, coloque-os em ordem crescente de raio atômico: 
 
Raio: __A___ < __C___ < __D__ < __B___ 
 
 
 
Questão 13. Átomos de hidrogênio absorvem energia de modo que os elétrons podem ser excitados até o 
quinto nível de energia. Considere o diagrama de níveis de energia do átomo de hidrogênio e as transições 
1, 2 e 3: 
Transição 1 → n = 5 para n = 1 
Transição 2 → n = 5 para n = 4 
Transição 3 → n = 2 para n = 1 
 
1
2
3
4
5
oo
Níveis
 
 
a) Considerando apenas as três transições apresentadas, INDIQUE aquela que produz o fóton com o 
menor comprimento de onda. CALCULE o valor desse comprimento de onda em nanômetros. 
 
n = 5 → n = 1 
 = 94,9 nm 
 
b) Para o item anterior, INDIQUE em que região do espectro eletromagnético esta transição está 
situada. 
 
Ultravioleta (UV) 
 
c) Considerando-se a transição 3 para o íon He+, a frequência desta transição é maior, menor ou igual 
à transição 3 para o átomo de hidrogênio? JUSTIFIQUE. 
 
Menor, pois o elétron estará mais próximo ao núcleo, já que He+ possui uma carga nuclear maior, 
logo, menor E implica em uma menor frequência. 
 
Questão 14. Faça o que se pede em cada item abaixo: 
 
14.1. COMPLETE o quadro abaixo: 
Orbitais 
 
Número quântico principal* (n) 3 2 3 1 
Subnível 3d 2p 3d 1s 
* Considere o nível de menor energia que pode conter cada um desses orbitais. 
 
14.2. As representações dos orbitais (diagramas de superfície limite) resultam da consideração de que o 
modelo é probabilístico. Dentre as variáveis abaixo, marque aquela que é a responsável pela forma dessas 
representações: 
( ) Comprimento de onda () associado ao elétron. 
( ) Energia do elétron. 
( ) Função de onda (). 
( X ) Função de onda ao quadrado (2). 
 
Questão 15. Faça o que se pede em cada item abaixo: 
 
15.1. Considere as equações abaixo que representam a ionização de duas espécies. 
 
Equação 1: H(g) → H+(g) + e- EI = 13,598 eV 
Equação 2: He+(g) → He2+(g) + e- EI = 54,418 eV 
 
JUSTIFIQUE a diferença observada nos valores da energia de ionização (EI). 
 
Mesmo número de elétrons, porém carga nuclear maior (Zef maior), força de atração maior, e energia 
necessária par vencer essa atração é maior. 
 
15.2. A afinidade eletrônica (AE) é definida como a energia liberada quando um elétron é adicionado a um 
átomo na fase gasosa, em seu estado fundamental. Com base nos valores de AE, apresentados no 
Quadro 1 abaixo, explique: 
 
Quadro 1. Afinidade eletrônica (em eV) para os elementos do 2º período da tabela periódica 
Elemento Na Mg Al Si P S Cl Ar 
AE (eV) ‒ 0,548 - ‒ 0,433 ‒ 1,39 ‒ 0,747 ‒ 2,08 ‒ 3,61 - 
Raio atômico (pm) 154 160 143 117 110 104 99 174 
 
a) POR QUE o alumínio tem menor AE que o sódio? 
 
Porque o alumínio teria o elétron extra entrando em um subnível de maior energia, o que é menos 
favorecido. 
 
b) POR QUE o silício (Si) tem maior AE que o fósforo (P)? 
 
Porque está em um estado de maior estabilidade com os orbitais semi-preenchidos, logo menor 
afinidade eletrônica. 
 
Questão 16. Faça o que se pede em cada item: 
 
16.1. As afirmativas abaixo foram feitas considerando-se um átomo multieletrônico. Leia cada uma delas e 
julgue-as como verdadeiras (V) ou falsas (F). 
 
 ( F ) A carga nuclear efetiva (Zef) de um elétron no subnível 1s é igual à Zef de um elétron no subnível 2s. 
 ( F ) Um elétron de um subnível 2s tem a mesma energia que um elétron de um subnível 2p. 
 ( F ) Elétrons com l = 2 são mais efetivos na blindagem do que os elétrons com l = 1. 
 ( V ) Os elétrons de um orbital s são mais efetivos em blindar da carga nuclear os elétrons de outros 
orbitais. 
 ( F ) A carga nuclear efetiva (Zef) de um elétron em um orbital p é menor do que a Zef de um elétron em 
um orbital s do mesmo nível de energia. 
 
16.2. JUSTIFIQUE sua escolha para o item (4) da questão anterior. 
 
Porque ele tem a possibilidade de ser encontrado mais perto do núcleo, logo, blindará melhor a carga 
nuclear. 
 
 
 
Questão 17. EXPLIQUE por que o alumínio forma íons Al3+, enquanto que o índio forma íons In3+ e In+. 
 
Efeito do par inerte. Favorecido para metais mais pesados do bloco p devido à diferença de energia entre 
os elétrons de valência s e p. Ao retirar 3 elétrons do alumínio, há a formação de um íon com a 
configuração eletrônica de gás nobre, enquanto que ao retirar os 3 elétrons do índio isso não acontece, 
logo menos favorável. 
 
 
Questão 18. Quando um composto contendo o íon césio é aquecido na chama do bico de Bünsen, fótons 
com energia de 4,30 x 10—19 J são emitidos. 
a) Qual é o comprimento de onda desta radiação, em nanômetros? 
462 nm 
b) Dentre as regiões da luz visível, desde o violeta até o vermelho, qual delas apresenta menor 
energia? JUSTIFIQUE. 
Vermelho, pois apresenta maior comprimento de onda e como E = hc/, quanto maior , menor E.