LISTAS DE EXERCÍCIOS 1 e 2

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LISTA DE EXERCÍCIOS 1
Questão 1: O Conceito de Átomo foi criado e desenvolvido na Grécia antiga, na Escola de Abdera (500 AC), por Leucipo (mestre) e Demócrito(Discípulo). Com base no entendimento moderno do mundo atômico, você acredita que a palavra átomo (do grego, A=sem, negação; tomo= parte) seria adequada para descrever os elementos químicos? Dê sua resposta em termos de seu conhecimento da estrutura atômica moderna e propriedades exibidas pelos átomos.
R: A palavra átomo significa indivisível, e o nosso conhecimento atual do átomo, ou seja, nosso conceito moderno da estrutura atômica, nos mostra que o átomo é composto de partículas elementares chamadas prótons, nêutrons e elétrons.
O núcleo, constituído por prótons e nêutrons, pode ser fragmentado ou dividido; um exemplo é o fenômeno da radioatividade, em que partículas subatômicas são expelidas de núcleos instáveis ou mesmo da eletrosfera (ver a Questão 8). Outro exemplo é o processo de fissão nuclear presente nas Usinas Nucleares e nas chamadas
Bombas Atômicas (com exceção da Bomba de Hidrogênio, ou Bomba H, cujo processo é de Fusão Nuclear). Além disso, o átomo também pode perder elétrons. Se formos ainda mais longe, veremos que mesmo os prótons e nêutrons são constituídos de partículas ainda menores, os chamados Quarks (nome retirado do livro de James Joyce, Finnegans Wake). Um próton é constituído por dois quarks Up e um quark Down, e o nêutron é constituído por três quarks, um Up e dois Down. Temos ainda a possibilidade de transformarmos átomos de matéria ordinária, ou seja, átomos constituído por partículas como prótons, elétrons e nêutrons, em pura energia, caso coloquemos este átomo na presença de um átomo composto por antimatéria. A antimatéria apresenta caracteríticas semelhantes à da matéria, porém os sinais das partículas são trocados, ou inversos. A antipartícula do elétron (-) é o pósitron(+) e a antipartícula do próton(+) é o anti-próton(-). Ao se encontrarem, essas partículas transformam-se em energia pura e se aniquilam. Lembrem-se que a matéria e a energia são manifestações de um mesmo fenômeno, e podem ser interconvertidas uma na outra, tal como mostrado por Albert Einstein(E=MC2).
Questão 2: O que são raios catódicos? Que experimento foi realizado que permitiu a descoberta da primeira partícula subatômica?
R: Raios Catódicos são constituídos por elétrons, a primeira partícula subatômica a ser descoberta. O experimento realizado, discutido em sala de aula, foi o experimento de descarga elétrica em tubos de gases, ou ampolas.
Questão 3: O Experimento realizado por J.J. Thomson permitiu a descoberta de que relação importante acerca da natureza do elétron?
R: O Experimento de Thomson permitiu a descoberta da relação carga-massa do elétron, cujo valor é -1,78 x 108 Coulombs por grama.
Questão 4: Qual o valor da carga do elétron? Quem descobriu a carga e a massa do elétron?
R: A carga do elétron é igual a -1,60 x 10-19 Coulombs. Este valor, bem como a massa do elétron, 9,11 x 10-28 g, foi descoberto por R.A. Millikan (1908). Millikan utilizou a relação carga-massa do elétron obtida por Thomson para chegar aos valores de carga e massa do elétron.
Questão 5: Que característica importantíssima da matéria não foi abordada pelo Modelo Atômico de John Dalton?
R: O Modelo atômico de John Dalton não leva em consideração a natureza elétrica da matéria. Para Dalton, os átomos seriam esferas duras, com diferentes pesos para diferentes elementos, porém neutras, sem carga.
Questão 6: Descreva com suas palavras os modelos atômicos de J.J. Thomson e Ernest Rutherford.
R: No modelo de Thomson os átomos seriam constituídos por uma carga positiva e, imersas nesta carga positiva (o próton ainda não havia sido descoberto, mas intuía-se que haveria uma parte positiva constituinte do átomo), estariam os elétrons; é o modelo mundialmente conhecido como bolo de passas, em que o bolo seria a parte positiva e as passas seriam os elétrons. O modelo de Rutherford é o primeiro modelo nuclear, ou seja, o átomo seria constituído por um núcleo positivo e somente positivo, e os elétrons estariam em torno desse núcleo, na eletrosfera. Através de seus experimentos, Rutherford, em relação ao modelo de Thomson, retirou “as passas” do bolo e as colocou ao redor do “bolo”. Ambos os modelos foram discutidos em sala de aula.
Questão 7: Quais são as partículas subatômicas fundamentais? Qual o valor da carga do próton? Há algo menor do que o próton?
R: As partículas subatômicas elementares ou fundamentais são o próton, o elétron e o nêutron. A carga do próton é igual, em módulo, à carga do elétron, porém com sinal trocado, ou seja, + 1,60 x 10-19 Coulombs. Com relação a algo menor do que o próton, isto já foi discutido na Questão 1.
Questão 8: O que é Radioatividade?
R: Radioatividade é a emissão espontânea de radiações de vários tipos, ou seja, de várias energias, do átomo. Trata-se de sua desfragmentação. Temos as partículas alfa, formada por íons de He2+; temos as partículas beta, que consistem de elétrons, e temos a radiação gama, altamente energética, consistindo de ondas de luz altamente penetrantes, semelhantes aos raios-X. Grande núcleos, constituídos por uma grande quantidade de prótons, podem emitir radioatividade. Olhem a tabela periódica e vejam os elementos marcados com o símbolo de radioatividade.
Questão 9: O que são isótopos, isóbaros e isótonos?
R: Isótopos são átomos com o mesmo número atômico (Z) que se diferem por
diferentes valores de massa atômica (A). Exemplos: 12C, 13C, 14C (todos com o mesmo número atômico Z, ou seja, a mesma quantidade de prótons no núcleo, que neste caso do carbono é igual a 6, mas com diferentes massas atômicas( para o 12C temos 6 nêutrons no núcleo além do dos 6 prótons, para o 13C temos 7 nêutrons no núcleo além dos 6 prótons e para o 14C temos 8 nêutrons no núcleo além dos 6 prótons.
Isóbaros são átomos que apresentam a mesma massa atômica, designada pela letra
A, mas com diferentes valores de número atômico Z. Exemplos: 42Ti, 42Sc e 42Ca; os números atômicos dessas átomos são, respectivamente, 22, 21 e 20. 
Isótonos são átomos de elementos diferentes que possuem o mesmo número de nêutrons e diferentes números atômicos e de massa. Exemplos: 37Cl (z=17) e 40C (z=20).
Questão 10: Que isótopo serve como padrão para a escala corrente de massa atômica?
R: O isótopo de 12C é que serve como base da escala corrente de pesos atômicos, isto é, a massa de um átomo de 12C é definida exatamente como 12 unidades unificadas de massa atômica (μ).
Questão 11: Sejam dois elementos isóbaros A e B. O número atômico de A é 64 e o número de massa de B é 154. Calcule o número de nêutrons de A.
R:
Questão 12: Dados três elementos A, B, C, sabe-se que A e B são isótonos, A e C isótopos e B e C isóbaros. A possui 19 prótons, C possui número de massa 40 e B possui 20 nêutrons. Determinar o número atômico de A, B,C.
R:
Questão 13: São dados 3 elementos A, B, C. Sabe-se que os números de massa desses
elementos são três números consecutivos, e sua soma é 39. A e B são isótonos e A e C são isótopos. B possui 6 nêutrons. Quais os Z e os números de massa de A, B, C.
R:
Questão 14: O que são íons? Que tipos de íons existem?
R: Quando átomos nos seus estados fundamentais ganham ou perdem elétrons, eles tornam-se íons. Existem íons monoatômicos e poliatômicos (veremos isto mais adiante no curso). Íons com carga positiva, ou seja, com excesso de prótons, ou se preferirem, com falta de elétrons, são chamados cátions. Íons com excesso de elétrons são chamados ânions. Ao final da lista de exercícios vocês podem encontrar uma relação de íons e seus respectivos nomes.
Questão 15: Dê os valores de Carga Nuclear(CN) e Carga Periférica(CP) para os seguintes átomos e íons.
A) Na(Z=11) 
B) Na+ 
C) O2-(Z=8) 
D) Cu(Z=29) 
E) Cu2+ 
F) Al3+(Z=13)
G) Cl1- (Z=17) 
H) H+(Z=1) 
I) Ni2+(Z=28)
Questão 16: Que experimento sugeriu a idéia da Quantização de energia no nível subatômico?
R:O experimento de descarga elétrica em um tubo selado contendo H2. Ao se decompor através de um prisma a luz emitida pelo hidrogênio contido no tubo, observou-se linhas ou comprimentos de ondas muito bem espaçados e definidos. A partir destes dados, J. Rydberg desenvolveu a equação demonstrada por mim em sala de aula que mostrou que a energia emitida pelo hidrogênio ao ser excitado pela descarga elétrica só podia apresentar valores muito bem definidos de energia, ou quanta, definidos matematicamente como –hcR por n2.
Questão 17: Escreva com suas palavras a respeito da dualidade ondapartícula do elétron.
R: Louis de Broglie sugeriu que, se a energia eletromagnética (luz) apresenta características ondulatórias e também pode ser descrita como sendo composta por 
partículas (fótons), então o mesmo deveria valer para o elétron. De fato, experimentos chamados de Interferência de Dupla Fenda comprovam que o elétron apresenta características de ondas. Ao mesmo tempo, o elétron exibe um comportamento de partícula, com massa e carga. Ou seja, o elétron pode ser representado tanto na forma ondulatória quanto na forma de partícula.
Questão 18: Qual a principal consequência da dualidade onda-partícula do elétron?
R: A principal consequência desta dualidade onda-partícula é o chamado Princípio de Incerteza de Wener Heinseberg, que diz: O produto da incerteza no momento linear e a incerteza na posição não pode ser menor que a quantidade de ordem da constante de Planck. Em outras palavras, é impossível saber o momento linear (produto da massa e velocidade) e a localização de um elétron, simultaneamente. Ou seja, se sabemos a posição de um elétron, não sabemos nada acerca de sua velocidade; se sabemos a velocidade, nada sabemos sobre a posição.
Questão 19: Qual a Equação criada por Erwin Schrondiger que descreve todas as características do elétron em um átomo hidrogenóide? O que é uma Função de Onda?
R: A equação foi posta em sala de aula. A Função de Onda (Psi) é a solução da equação de Schrondiger e contém todas as informações dinâmicas do elétron, ou seja, o que ele está fazendo e onde ele está.
Questão 20: O que são interferências de ondas? Qual sua implicação para as ligações químicas?
R: Como qualquer onda, uma função de onda possui regiões de amplitudes positivas e negativas, ou sinais. O sinal de uma função de onda é crucial quando duas funções de onda se juntam na mesma região do espaço e interagem. Logo, a região positiva de uma função de onda pode se adicionar a uma região positiva de outra função de onda para gerar uma região de amplitude aumentada, a chamada interferência construtiva. Isto significa que onde as duas funções de onda se encontram na mesma região do espaço, tal como ocorre quando dois átomos são postos juntos, há uma significante probabilidade aumentada de que os elétrons sejam encontrados ali. Uma região positiva pode ser cancelada por uma região negativa de outra função de onda e esta interferência é dita destrutiva e teremos uma menor probabilidade que um elétron possa ser encontrado nesta região. As ligações químicas podem ser descritas em termos de interferências de funções de onda, pois o elétron é descrito como uma função de onda.
Questão 21: O que é um orbital atômico? Quais são os números quânticos que descrevem um elétron em um orbital atômico?
R: A função de onda de um elétron é chamada de Orbital Atômico. Os números quânticos são: n, l, ml e ms.
Questão 22: O que cada número quântico nos traz de informações acerca do elétron descrito por uma dada função de onda?
R: n= número quântico principal, especifica a energia e também indica o tamanho do orbital, com orbitais de maior energia sendo mais difusos que compactos.
l= número quântico de momento angular do orbital (número azimutal). Também indica a forma angular do orbital, com o número de lóbulos aumentando com o número de l.
ml= número quântico magnético, especifica a orientação do momento angular no espaço.
Cada número quântico especifica a propriedade física do elétron.
Temos ainda o quarto número quântico, ms, número quântico magnético de spin, que não é obtido pela equação de Schrodinger, e é uma função de átomos de muitos elétrons. Os valores são fixos, sendo ↑(alfa, +0,5) e ↓(beta, -0,5).
Questão 23: Descreva o Princípio de Exclusão de Pauli. Qual a principal consequência deste princípio da natureza?
R: Princípio de Exclusão de Pauli: “Não mais que 2 elétrons podem ocupar o mesmo orbital, e quando dois elétrons ocuparem o mesmo orbital, eles devem ter os spins pareados”. Ou seja, o máximo de elétrons em um mesmo orbital é igual a 2, e se dois elétrons estiverem no mesmo orbital, seus números quânticos magnéticos de spin (ms) devem ter valores de +0,5 ↑(alfa, +0,5) e -0,5 ↓ (beta, -0,5), respectivamente. A consequência direta deste princípio é que os elétrons não terão os 4 números quânticos iguais. Exemplo: vamos supor uma subcamada do tipo 4p4; o quarto elétron a entrar nesta subcamada entrará no orbital com números quânticos iguais a: n=4, l=1 (orbital p), ml=+1. Porém o primeiro elétron que lá já estava terá os mesmos números quânticos, mas com o valor de ms=+0,5 ↑(alfa, +0,5). Logo, pelo Princípio de exclusão de Pauli, o quarto elétron que entrará neste mesmo orbital terá um spin contrário, ou seja, ms=-0,5 ↓(beta, -0,5). Logo, esses dois elétrons terão os 3 primeiros números quânticos iguais, mas se diferirão pelos seus números quânticos magnéticos de spin, ↑(alfa, +0,5) e ↓(beta, -0,5).
Questão 24: Em um átomo hidrogenóide, as subcamadas de uma mesma camada possuem a mesma energia. Por que para átomos de muitos elétrons a energia de uma subcamada ns é menor que para uma subcamada np?
R: Esta diferença de energia é um resultado de dois fatores somados: Blindagem e Penetração, discutidos exaustivamente em sala de aula.
Questão 25: O que é a carga nuclear efetiva?
R: Tal como o nome sugere, a Carga nuclear efetiva é a carga real que um elétron sofrerá de atração do núcleo positivo, em função da blindagem e repulsão elétron- elétron. Ou seja, dado um átomo como o Lítio (Z=3) de configuração eletrônica 1s22s1; os dois elétrons na primeira camada (1s2) não sofrerão a mesma atração do núcleo que possui carga 3, na verdade cada elétron sofrerá uma atração do núcleo de carga 2,69. Isto acontece porque cada um desses elétrons, em função de suas repulsõe mútuas, blindam um ao outro de receberem a carga total do nucleo de carga 3. Já o elétron na camada 2 e no subnível 2s (2s1) sofre a blindagem dos elétrons da camada mais interna e próxima ao núcleo, 1s2, fazendo com que este elétron em 2s seja atraído pelo núcleo com uma carga bem inferior a 3 (carga emanada do núcleo) e menor ainda que a carga de 2,69 que os elétrons em 1s possuem; o valor da carga nuclear efetiva para o elétron em 2s é igual a 1,28. De maneira geral, como foi discutido em sala de aula, a carga nuclear efetiva aumenta ao longo de um período e descresce à medida que descemos por um grupo.
Questão 26: Dê a configuração eletrônica de todos os elementos do primeiro, segundo e terceiro períodos da Tabela Periódica. Dê também a Configuração Simplificada para todos eles. Descreva a Regra de Hund.
R:
Questão 27: Dê a Configuração Eletrônica e Configuração Eletrônica Simplificada para os seguintes átomos. Sc, Y, Cr, Fe, Fe2+, Cu, Cu2+, Na+
R:
Questão 28: Sabendo-se que ao caracterizar o último elétron de um átomo, obteve-se n=4, l=3, ml=-+2, ms=+1/2. Qual seria a distribuição eletrônica e o número atômico do átomo?
R:
Questão 29: Quais são os 4 Blocos principais da Tabela Periódica?
R: A tabela periódica pode ser dividdida em 4 grandes blocos, Bloco s, Bloco p, Bloco d e Bloco f.
Questão 30: Dê o período e o grupo (isto é, a posição na tabela periódica) dos elementos que possuem os seguintes valores para números atômicos: 11, 19, 38, 24, 40, 27, 46, 47, 30, 7, 13, 17, 10, 2. Obs: Faça a distribuição eletrônica e mostre como podemos saber o período e o grupo através da distribuiçãoeletrônica.
R:
Questão 31: Por que os elementos do mesmo grupo na tabela periódica possuem propriedades químicas semelhantes?
R: Devido ao fato de elementos do mesmo grupo apresentarem a mesma configuração eletrônica em suas camadas de valência, eles apresentarão um padrão de reatividade semelhante e propriedades químicas semelhantes. Exemplo: Flúor e Cloro são da mesma família ou grupo, os ditos halogênios, e suas configurações eletrônicas são:
F: 1s22s22p5 ou [He] 2s2 2p5 (Segundo período, grupo VIIA)
Cl: 1s22s22p63s23p5 ou [Ne] 3s23p5 (Terceiro período, grupo VIIA)
Ambos os elementos apresentam uma facilidade de se tornarem ânions (completando assim suas camadas mais externas) e apresentam padrões de reatividade semelhantes, como verificaremos quando explorarmos o tema de Reações Químicas mais adiante no curso.
Questão 32: Quem são os elementos representativos? Qual o Grupo dito Principal da Tabela Periódica?
R: Os elementos representativos são os elementos dos 3 primeiros períodos da tabela periódica. O Grupo Principal reúne os Blocos s e p.
Questão 33: Dê os átomos dos grupos também conhecidos como Calcogênios, Halogênios e Gases Nobres.
R: Calcogênios: O, S, Se, Te, Po
Halogênios: F, Cl, Br, I, At
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn (estes elementos apresentam, Gases Nobres: como já vimos, camadas fechadas, o que lhes confere uma alta estabilidade; só reagem sob condições muito específicas)
Questão 34: Qual o íon mais provável de ser formado pelos seguintes átomos:
Na, Fe, Ca, N, Mg, Al, Zn, O, Br, K, F?
R:
Questão 35: Como e por quê o raio atômico varia ao longo dos períodos e grupos?
R: A variação do raio atômico ao longo dos períodos e dos grupos é uma consequência da variação da carga nuclear efetiva dos elementos ao longo dos períodos e grupos. Sabemos que a carga nuclear efetiva aumenta ao longo de um período e descrece à medida que descemos por um grupo. Em um período, os elétrons estão sendo adicionados na mesma camada (vejam as distribuições de elementos de um mesmo período já explicitadas neste gabarito) e a carga nuclear efetiva tende a aumentar, afinal, elétrons em uma mesma subcamada não blindam a atração do núcleo tão bem quanto elétrons em camadas mais internas. Vejamos os exemplos abaixo:
	H (Z=1; Zeff=1) Obs: elemento com apenas um elétron, sem repulsão eletrônica, o elétron sofre a atração do núcleo de forma integral.
	He(Z=2; Zeff 1s=1,69) (Vejam a Questão 25)
	Li(Z=3; Zeff 1s= 2,69, Zeff 2s=1,28)
	Be(Z=4; Zeff 1s=3,68; Zeff 2s=1,91)
	B(Z=5; Zeff 1s=4,68, Zeff 2s=2,58, Zeff 2p=2,42)
	C(Z=6; Zeff 1s=5,67, Zeff 2s=3,22, Zeff 2p=3,14)
	N(Z=7; Zeff 1s=6,66, Zeff 2s=3,85, Zeff 2p=3,83)
	O(Z=8 Zeff 1s=7,66, Zeff 2s=4,49, Zeff 2p=4,45)
	F(Z=9 Zeff 1s=8,65, Zeff 2s=5,13, Zeff 2p=5,10)
Observem que a carga nuclear efetiva experimentada pelos elétrons mais externos aumenta à medida que andamos pelo período. Sendo assim, estes elétrons serão mais fortemente puxados pelo núcleo e o raio atômico diminui ao longo do período, tornando os átomos mais compactados. Já nos grupos, os elétrons de valência estão sendo acondicionados em camadas mais externas, ou seja, com maiores números quânticos principais, logo o raio atômico aumentará à medida que descermos por um grupo. Resumindo, em função da variação da carga nuclear efetiva discutida, os raios atômicos diminuirão à medida que andarmos por um período e aumentarão à medida que descermos por um grupo.
Questão 36: Qual a relação entre o tamanho dos raios atômicos e seus respectivos raios iônicos de cátions e ânions?
R: O raio iônico de um cátion será menor em comparação com o raio atômico do elemento no seu estado fundamental e o raio de um ânion será maior em comparação com o raio do elemento em seu estado fundamental. Vejamos o caso do cátion; ao retirarmos um elétron da camada de valência, a carga nuclear efetiva aumentará e tornará o raio do cátion menor. Além disso, ao retirarmos elétrons da camada de valência, a repulsão entre os elétrons mais externos diminui, o que contribui para a redução do raio. O efeito inverso observamos para ânions, pois ao adicionarmos elétrons nas camadas de valência, aumentaremos a repulsão elétronelétron e a carga nuclear efetiva diminuirá, tornando o tamanho dos ânions maiores.
Questão 37: O que é energia de ionização e como ela varia ao longo dos períodos e grupos? Por que se observa esta tendência?
R: Energia de Ionização, EI, é a mínima energia necessária para remover um elétron de um átomo na fase gasosa. A variação da energia de ionização ao longo dos períodos e grupos também é uma consequência da variação da carga nuclear efetiva.
Em geral, a energia de ionização aumenta à medida que caminhamos por um período e diminui à medida que descemos por um grupo. Ou seja, a mesma tendência de variação da carga nuclear efetiva! Logo, quanto maior a carga nuclear efetiva, maior será a energia de ionização, pois precisamos dar mais energia para retirar elétrons de átomos cuja força de atração do núcleo é grande.
Questão 38: Dados os átomos abaixo, ordene-os segundo suas energias de ionização crescente:
a) C, O e Si
b) F, P e Cl
Questão 39: Explique o por quê da energia de ionização do Berílio ser maior do que a energia de ionização do Boro.
R:
Questão 40: Por que a energia de ionização do nitrogênio é maior do que a energia de ionização do oxigênio?
R:
Questão 41: Por que a 2a energia de ionização de um elemento é sempre maior que a 1a? E as subseqüentes, são maiores ou menores? Justifique.
R: Porque após retirarmos o primeiro elétron da camada de valência, o resultado será um cátion que terá um raio menor, em função do aumento da carga nuclear efetiva. Logo, retirar um segundo elétron que sofre uma atração maior do núcleo requerirá mais energia. E assim por diante para a terceira energia de ionização, etc.
Questão 42: O que é afinidade eletrônica? Como esta propriedade varia ao longo dos períodos?
R: Um elemento possui alta afinidade eletrônica se o elétron adicional entrar em uma camada na qual se experimenta uma maior carga nuclear efetiva. Logo, elementos próximos ao flúor apresentam grandes afinidades eletrônicas já que suas cargas nucleares efetivas são altas e é possível adicionar elétrons na camada de valência.
Questão 43: Defina eletronegatividade e relacione-a aos conceitos de moléculas polares a apolares. Como a eletronegatividade varia ao longo de períodos e grupos?
R: Eletronegatividade de um elemento é o poder de um elemento de atrair elétrons quando o elemento faz parte de um composto; em geral a eletronegatividade aumenta ao longo do período e decresce à medida que descemos pelo grupo. Se uma molécula é composta por elementos iguais, como por exemplo Cl2(Cl-Cl), as eletronegatividades serão iguais e teremos um jogo de soma zero, ou seja, nenhum pólo se formará na molécula (apolar). Se uma molécula for constituída por elementos com diferentes eletronegatividades, como por exemplo o HCl (H-Cl), pelo fato do cloro ser mais eletronegativo que o hidrogênio, ele puxará a densidade eletrônica da ligação química (par de elétrons compartilhados) para mais próximo de si, gerando nele um pólo negativo; por consequência, o hidrogênio passará a ter um pólo positivo (molécula polar). Aprofundaremos ainda mais este conceito quando estudarmos Forças Intermocleculares no decorrer do curso.
Questão 44: Defina Polarizabilidade. Coloque os elementos do grupo dos halogênios em ordem decrescente de polarizabilidade.
R: É a habilidade de um átomo de ser distorcido por um campo elétrico.
Átomos grandes e íons grandes são altamente polarizáveis. De forma geral, temos:
 Pequenos, altamente carregados cátions têm alto poder polarizante;
 Grandes, altamente carregados ânions são altamente polarizáveis;
 Cátions que não têm a configuração de gases nobres são altamente
polarizáveis.
Questão 45: Quais das espécies vocês acham que teria a maior energia de ionização nos pares abaixo? Explique.
a) Clou P; 
b) Al ou Ga; 
c) K ou Cr; 
d) Si ou N
Questão 46: Explique com suas palavras o que acontece quando um metal alcalino se combina com um halogênio. Por que os compostos formados nessa reação são tão estáveis?
R: Quando temos uma combinação assim, como por exemplo Na e F, temos uma diferença muito grande de eletronegatividade entre os elementos, de tal forma que o produto será um sal, neste caso específico NaF (fluoreto de sódio). O Na+ e o Fmantém- se unidos por ligação iônica, ou seja, uma forte atração eletrostática que confere grande estabilidade ao produto formado.
Questão 47: O que são metalóides? Cite Exemplos.
R: São elementos cujas propriedades químicas os tornam difíceis de serem classificados como metais ou não-metais. Exemplos: Silício, germânio, arsênio e telúrio.
Questão 48: Cite Exemplos cotidianos de Ligas Metálicas.
R: Bronze, aço, aço inoxidável, latão, etc. Ligas são obtidas quando combinamos diferentes metais.
Questão 49: Diga se as moléculas a seguir são polares ou apolares de acordo com as eletronegatividades dos átomos que as constituem. HF, Cl2, HBr, O2
R:
Questão 50: Defina Mecânica Quântica.
R: Mecânica Quântica é o ramo da física que estuda a dinâmica e propriedades de partículas subatômicas. A Mecânica Quântica divide-se em vários segmentos e partículas como prótons, elétrons, nêutrons, quarks, fótons, neutrinos, grávitons, etc, são descritos pela Mecânica Quântica em geral.
Questão 51: Desenhe os formatos e orientações espaciais dos orbitais s e p.
R:
LISTA DE EXERCÍCIOS 2
Questão 1: Quais os tipos de densidades eletrônicas previstas por Lewis?
R: Lewis propôs que uma ligação covalente é formada quando dois átomos compartilham um par de elétrons. Uma ligação simples é formada por um par de elétrons compartilhados. Uma ligação dupla é formada por dois pares de elétrons compartilhados. Uma ligação tripla é formada pelo compartilhamento de 3 pares de elétrons. Um par de elétrons de valência não compartilhado localizado em um átomo é chamado de par de elétrons livres; embora pares de elétrons livres não contribuam para a formação de uma ligação, eles influenciam a forma da molécula e suas propriedades químicas. Lewis descobriu que explicaria a existência de uma variada quantidade de moléculas propondo a Regra do Octeto: “Cada átomo compartilha elétrons com seu átomo vizinho até atingirem um total de oito elétrons de valência.”
Questão 2: Escreva as estruturas de Lewis para as seguintes moléculas:
 ₂- - ₂- ₂-
SO₄, SiH₄, H₂S, AsH₃, OF₂, NO₂, SO₃, C₂H₄, SeF₆, AsCl₅, CO₃
R:
Questão 3: Das estruturas de Lewis obtidas na Questão 2, quais delas não obedecem a Regra do Octeto? Como você explicaria este fenômeno?
R: As estruturas de SeF6 e AsCl5 são exemplos de estruturas hipervalentes, nas quais os átomos centrais possuem mais de 8 elétrons de valência. Como dito na Questão 1, o sulfato não é hipervalente pois podemos escrever sua estrutura de Lewis sem desobedecer a regra do octeto. A hipervalência é explicada pelo uso de orbitais d mais externos do átomo hipervalente, por uma expansão da camada de valência; a hipervalência pode ocorrer com elementos a partir do terceiro período da tabela periódica. No caso do composto SeF6, pode-se explicar sua estrutura por intermédio da formação de seis orbitais híbridos sp3d 2 e no caso do AsCl5 por meio da formação de 5 orbitais híbridos sp3d.
Questão 4: Desenhe os híbridos de ressonância para as seguintes moléculas.
 - ₂- ₂-
SO₃, NO₃, CO₃, NO
R:
Questão 5: Com relação aos comprimentos de ligações presentes em cada molécula da Questão 4, diga o que devemos esperar delas.
R: O fenômeno da Ressonância torna médias os comprimentos de ligações na molécula. Logo, experimentalmente falando, foram obtidos comprimentos de ligação iguais para estas moléculas que apresentam ressonância. Em termos quânticos, a distribuição dos elétrons de cada estrutura contribuinte (como essas 3 acima) é representada por uma função de onda, e a verdadeira função de onda da molécula é a sobreposição das funções de onda individuais de cada estrutura contribuinte. Além de tornar médias e equivalentes os comprimentos de ligação, a energia de um híbrido de ressonância é menor que a energia de cada estrutura individual.
Questão 6: Diga qual o provável tipo de ligação entre:
A) K e O 
B) Na e F
C) C e O (CO2)
D) Cs e Cl (CsCl) 
E) N e H (amônia) 
F) Al e Cl
Questão 7: Identifique as moléculas polares. Explique.
a) H2 e H2O 
b) BeCl2 e H2O 
c) CH4 e NH3 
d) PCl3 e CO2
Questão 8: Explique a relação entre a eletronegatividade e o caráter das ligações.
R: De maneira geral pode-se dizer que quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre elementos que formam uma ligação química, maior será a contribuição de uma ligação iônica para esta ligação, como quando juntamos um metal e um não-metal. Quanto menor for a diferença, a ligação terá uma forte contribuição covalente.
Questão 9: Qual a idéia básica por trás da Teoria de Repulsão de pares eletrônicos da camada de valência?
R: A idéia básica é construir a estrutura de Lewis da molécula em questão e afastar ao máximo as regiões de densidades eletrônicas de forma a minimizar a energia da molécula pela dimunição de repulsões entre essas regiões de densidades eletrônicas. As regiões de densidades eletrônicas podem ser de ligação simples, dupla ou tripla e também regiões de pares de elétrons livres. De maneira geral, pares de elétrons livres repelem-se mais fortemente entre si que pares de elétrons livres e ligação química se repelem, e por último, ligação química e ligação química. A geometria da molécula será dada pelo posicionamento dos átomos e não das densidades eletrônicas. Exemplo: a molécula de amônia possui 4 regiões de densidades eletrônicas (3 ligações simples e um par de elétrons livres no nitrogênio) dispostas como um tetraedro, porém a geometria da molécula é piramidal trigonal, que é a geometria obtida pelo posicionamento do átomos na forma final da molécula.
Questão 10: Utilizando as estruturas de Lewis obtidas na Questão 2, diga qual a
Geometria das moléculas utilizando a Teoria de Repulsão de pares eletrônicos da
camada de valência.
R:
Questão 11: Desenhe a estrutura de Lewis para a molécula de ClF3 e para a molécula de TeCl4 e diga qual a geometria esperada para estas moléculas.
R:
Questão 12: Relacione as moléculas com as respectivas geometrias:
1. Linear, 2. Quadrática plana, 3. Trigonal plana, 4. Angular, 5. Bipirâmide trigonal.
( ) H2Se ( ) NH3 ( ) HCN ( ) BF3 ( ) XeCl4 ( )AsCl5
Questão 13: O que é a Teoria de Ligação de Valência? Que tipos de ligações químicas são previstas pela teoria?
R: A Teoria de ligação de valência foi a primeira teoria utilizando a mecânica quântica a ser desenvolvida e pode ser vista como uma expressão dos conceitos de Lewis em termos de funções de ondas. A ligação química se dará pela sobreposição ou interferências construtivas de funções de onda, de orbitais atômicos. Cada orbital de um átomo com um elétron desemparelhado inteferirá construtivamente com o orbital do átomo vizinho para formar a ligação química covalente. Como resultado final, os elétrons estarão emparelhados (spin up e spin down) na ligação química. Quando a sobreposição (interferência) dos orbitais atômicos for frontal (um orbital px de um átomo com um orbital px de outro, assumindo-se x como o eixo internuclear), temos uma ligação sigma, em que o par de elétrons compartilhado se localizará entre os núcleos dos átomos, e a ligação terá uma simetria cilíndrica em torno do eixo internuclear. Quando a ligação for feita por sobreposição lateral de orbitais atômicos, temos uma ligação pi, em que o par de elétrons se localizará acima do plano dos átomos, sem uma simetria cilíndrica em torno do eixointernuclear.
Questão 14: Desenhe as ligações sigma(σ) e pi(π) na molécula de N2. Utilize as orientações espaciais dos orbitais p no espaço (diferentes valores de número quântico ml).
R:
Questão 15: Desenhe as ligações presentes na molécula de H2O. Utilize as orientações espaciais dos orbitais p no espaço (diferentes valores de número quântico ml). A TLV consegue prever o ângulo de 104,50 entre os átomos de HOH?
R:
Questão 16: A TLV explica a existência da molécula de CH4?
R: Para que a TLV explicasse a tetravelência do carbono foi preciso introduzir dois conceitos na teoria: promoção e hibridização. Façam a configuração do carbono e verão que este átomo possui apenas dois elétrons desemparelhados aptos a formarem uma ligação covalente segundo a teoria original, logo o carbono seria divalente.
Questão 17: O que é promoção? A promoção explica corretamente as características observadas na molécula de CH4?
R: Promoção é o excitamento de um elétron de um subnível de menor energia para um subnível de maior energia. Desta forma, um elétron no subnível 2s do carbono seria excitado para o subnível 2p, de forma que cada orbital (1 orbital s e 3 orbitais p) possua um elétron desemparelhado apto a se emparelhar com elétrons desemparelhados de um átomo vizinho e assim formar ligações covalentes. Embora haja um gasto de energia no processo de excitação, afinal um elétron foi colocado em um subnível de maior energia, este gasto de energia é compensado pela formação das 4 ligações covalentes. Mesmo assim, se observarmos uma molécula como o metano, veremos que as quatro ligações químicas são iguais, o que não condiz com a teoria, visto que teríamos 4 ligações químicas formadas pelas seguintes sobreposições de orbitais: s e s, s e p, s e p, s e p. Isto é corrigido aplicando-se o conceito de hibridização.
Questão 18: O que é hibridização? Que tipos de hibridização existem para os átomos de carbono? Desenhe os orbitais híbridos orientados no espaço.
R: Hibridização é a mistura de orbitais atômicos para a formação de orbitais híbridos. Em termos quânticos, as funções de onda dos elétrons, ou seja, os orbitais atômicos, podem sofrer interferências construtivas e destrutivas gerando assim orbitais híbridos com configurações espaciais bem definidas. Por exemplo, se misturarmos os 4 orbitais (1 orbital s e 3 orbitais p) do átomo de carbono, obteremos 4 orbitais híbridos com suas amplitudes positivas apontando para os cantos de um tetraedro, dita hibridização sp3 (cada orbital híbrido terá 1 elétron desemparelhado apto a formar uma ligação sigma).
Se misturarmos 3 orbitais atômicos do átomo de carbono (1 orbital s e 2 orbitais p), obteremos 3 orbitais híbridos, com suas amplitudes máximas dispostas tal como se vê na figura abaixo ( os orbitais híbridos estão representados em cinza; em vermelho está representado um orbital p puro do átomo de carbono que não se misturou- é este orbital que fará a ligação pi, ao passo que os outros orbitais híbridos farão apenas ligações sigma). Cada orbital, híbrido ou puro, terá um elétron apto a emparelhar com um elétron do átomo com o qual fará a ligação covalente.
Se misturarmos 2 orbitais atômicos do átomo de carbono (1 orbital s e 1 orbital p), obteremos dois orbitais híbridos, com suas amplitudes máximas dispostas tal como se vê na figura abaixo (os orbitais híbridos estão representados em cinza, e em amarelo para a ligação sigma C-C; em vermelho e verde estão representados os dois orbitais p do carbono puros, ou seja, sem mistura; são estes orbitais que farão as ligações pi, ao passo que os orbitais híbridos farão as ligações sigma. Cada orbital, híbrido ou puro, terá um elétron apto a emparelhar com um elétron do átomo com o qual fará a ligação covalente.
Questão 19: Sobre a estrutura da dopamina representada abaixo, responda ao que se pede:
Determine a quantidade de carbonos com hibridização sp3, sp2 e sp.
Determine a fórmula molecular da dopamina.
Quantas ligações do tipo σ e π há em uma molécula de dopamina?
Questão 20: Sobre a estrutura do labetalol representada abaixo, responda ao que se pede:
Determine a quantidade de carbonos com hibridização sp3, sp2 e sp.
b) Determine a fórmula molecular do labetalol.
c) Quantas ligações do tipo σ e π há em uma molécula de labetalol?
Questão 21: Qual a diferença entre ligação covalente e ligação iônica?
R: Na ligação iônica não há compartilhamento de elétrons entre átomos vizinhos que formam a ligação, que é de natureza eletrostática, ou seja, a atração de uma carga positiva(cátion) por uma carga negativa(ânion). Na ligação covalente há o compartilhamento de elétrons entre átomos que formam a ligação.
Questão 22: Quais das seguintes substâncias têm ligações que são predominantemente iônicas, e quais que são covalentes?
AlCl3, MgO, Al2O3, NF3, CsF, FeCl2, SO2, NH3, MnF3, BCl3, MgCl2, BeI2, NaH.
Questão 23: O que é entalpia de Rede?
R: A entalpia de rede é a variação padrão molar de entalpia acompanhada da formação de íons de gás a partir do sólido. A entalpia de rede pode ser obtida experimentalmente e também através do modelo iônico expresso pela equação de BornMayer. Quanto maior for a proximidade entre o valor teórico e o valor experimental, mais o sólido será iônico. MX(s) → M(g) + + X(g) - ΔHL = entalpia de rede
Questão 24: O que é o Modelo Iônico?
R: Como dito na questão anterior, o modelo iônico é expresso pela equação de Born-Mayer e diz que cargas opostas de íons (cátions e ânions) se mantém unidos por interação eletrostática no sólido iônico. O coração da equação é o parâmetro eletrostático (ZA.ZB)∕d0. A entalpia de rede é proporcional a este parâmetro.
AHL Ꝏ (ZA.ZB)∕d0, onde ZA é o valor da carga do cátion, ZB é o valor da carga do ânion, e d0 é a distância entre o cátion e o ânion no sólido.
Questão 25: Dadas os pares de substâncias mostradas abaixo, diga quais apresentam maior Entalpia de Rede. Explique.
CaO e LiF 
B) NaF e CsF 
C) TiO2 e BeO
Questão 26: Explique a ordem de Energia de Rede para os compostos abaixo.
LiF˃ LiCl˃ LiBr˃ LiI
R: Para explicar esta ordem de entalpias de rede, deve-se utilizar o raciocínio da questão anterior, ou seja, avaliar o parâmetro eletrostático (ZA.ZB)∕d0. Reparem que o cátion para todos os compostos é o Li+ . Os ânions terão sempre carga +1. Logo, a ordem será explicada pelo valor de do. Todos os ânions pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica, e como já estudamos, à medida que descemos por um grupo maior será o raio atômico; o mesmo vale para o raio dos cátions, ou seja, o raio iônico do I- é maior que o do Br- , que por sua vez é maior que o do Cl- e por sua vez é maior que o F- . Logo, o composto LiI terá o maior valor de do, e consequentemente o menor valor de AHL . O menor valor de do será o do composto LiF, que terá a maior energia de rede.
Questão 27: Qual a idéia básica por trás da Ligação Metálica?
R: Também denominada de “Teoria do Mar de Elétrons”, a Teoria da Nuvem eletrônica determina o fluxo de elétrons de modo que nas ligações metálicas ocorrem a liberação de elétrons, os quais formam cátions (íons de carga positiva), os chamados “elétrons livres”. Em outras palavras, os elétrons mais externos, uma vez que estão mais distantes do núcleo do átomo, movimentam-se livremente formando uma “nuvem” ou um “mar” de elétrons. Esse modelo confere a propriedade de maleabilidade e ductibilidade dos metais uma vez que esses elementos correspondem a um conglomerado de átomos neutros e cátions, imersos numa nuvem ou “mar” de elétrons livres, formando, assim, as ligações metálicas as quais mantém os átomos unidos por meio de um retículo cristalino.
Questão 28: Qual a diferença entre Condutor Elétrico e Semicondutor?
R: Um condutor elétrico é uma substância com condutividade elétrica que decresce com o aumento da temperatura. Um semicondutor é uma substância com condutividade elétrica que aumenta com o aumento da temperatura.
Questão 29: Os átomos A B C e D ocupam omesmo período, tendo, respectivamente, 1, 3, 5 e 7 elétrons de valência.
Quais serão as fórmulas dos compostos formados entre A e D / B e D / C e D.
b) Faça uma comparação entre as eletronegatividades de A e D. Escreva a fórmula eletrônica do composto formado. E indique se o mesmo será iônico ou covalente.
Escreva a fórmula eletrônica entre C e D.
Questão 30: Sobre a estrutura da Vitamina C representada abaixo, responda ao quese pede:
Determine a quantidade de carbonos com hibridização sp3, sp2 e sp.
b) Determine a fórmula molecular de vitamina C.
c) Quantas ligações do tipo σ e π há em uma molécula de vitamina C?
Questão 31: Desenhe as estruturas de ressonância para a molécula de Benzeno. O que devemos esperar quantos aos comprimentos de ligação Carbono-Carbono?
R:
Questão 32: Explique por quê o ângulo HNH na molécula de amônia tem valor de 107o e o ângulo de ligação HOH tem valor de 104,5o.
R: Na molécula de amônia o átomo central (N) possui um par de elétrons livres, ao passo que na molécula de água o oxigênio tem dois pares de elétrons livres que se repelem fortemente diminuindo o ângulo em relação à molécula de amônia.
Questão 33: Coloque em ordem crescente os comprimentos de ligação C-C, C=C e C=C.
R:
Questão 34: Quais as ordens de ligação Carbono-Carbono nas moléculas de etano, etileno e etino?
R: Etano: ordem de ligação 1; eteno ou etileno: ordem de ligação 2; etino ou acetileno: ordem de ligação 3.
Questão 35: Qual a relação entre as ordens de ligação, comprimento de ligação e força da ligação?
R: Quanto maior for a ordem de ligação, menor será o comprimento da ligação. Quanto maior for a ordem de ligação, maior será a energia média da ligação.
Questão 36: Que ângulos existem entre os orbitais híbridos em:
A) Híbridos sp3
B) Híbridos sp2
C) Híbridos sp
Questão 37: Escreva as fórmulas para os compostos formados pelos seguintes pares de íons:
A) Na+ e CO3 2- 
B) Ca e ClO3- 
C) Sr2+ e S2- 
D) Cr3+ e Cl- 
E) Ti4+ e ClO4