Lista01 - Materiais

Prévia do material em texto

Lista 1 – Química de Materiais 
 
1. a) O que é um isótopo? 
Os átomos que têm o mesmo número atômico (e pertencem ao mesmo elemento) e diferentes números de massa 
são chamados de isótopos. Todos os isótopos de um mesmo elemento têm exatamente o mesmo número atômico, 
apresentando o mesmo número de prótons e elétrons, mas diferentes números de nêutrons. Entretanto, apesar de 
geralmente apresentarem as mesmas propriedades físicas e químicas, as diferenças de massa entre os isótopos podem 
levar a diferenças consideráveis nas propriedades físicas e pequenas variações de algumas propriedades químicas, 
como acontece com o elemento hidrogênio (1H), frente aos seus isótopos deutério (2H) e trítio (3H). 
 
b) Por que as massas atômicas dos elementos não são números inteiros? Dê pelo menos duas razões. 
A massa atômica dos elementos é determinada por espectrometria de massas e expressa em unidades de massa 
(gramas, pelo S.I.) por mol de átomos do elemento expresso, cuja medida de equivalência é para 6,0221 x 1023 
unidades e que foi obtida pela quantificação do número de átomos em uma amostra de 12 gramas de carbono-12. 
Entretanto, a maior parte dos elementos ocorre na natureza como uma mistura de isótopos, sendo necessário efetuar 
um cálculo de média relativa. Assim, ao ser expressa, a massa atômica molar também leva em consideração a 
abundância relativa do elemento em amostras típicas. Como exemplos, podem ser citados: a massa atômica do cloro 
em uma amostra natural de 75,77% de cloro-35 e 24,23% de cloro-37 que pesa 35,45 g.mol-1; e a massa atômica do 
atômica do magnésio em uma amostra natural que contenha 78,99% de magnésio-24, 10,00% de magnésio-25 e 
11,01% de magnésio-26 que pesa 24,31 g.mol-1. 
 
2. Cite a diferença entre massa atômica e unidade de massa atômica. 
A massa atômica de um elemento é uma ponderação da abundância média relativa de um elemento em amostras 
naturais típicas, a qual é generalizada para qualquer quantidade de amostra deste elemento. Já a unidade de massa 
atômica (u.m.a. ou u) é definida como exatamente 1/12 da massa de um átomo de carbono-12, equivalente a 1,6605 x 
10-27 kg. A massa atômica de um elemento em unidade de massa atômica é igual numericamente à massa molar em 
gramas por mol, por exemplo, 12 gramas de carbono-12 são 12 g.mol-1 exatamente e a massa de um átomos de 
carbono-12 é exatamente 12 u. 
 
3. a) Quantas gramas há em 1 unidade de massa atômica de um elemento? 
Uma unidade de massa atômica (1u) equivale a 1,6605 x 10-27 kg. 
 
 b) Defina mol. 
O mol é a unidade utilizada para medir a propriedade física formalmente chamada de “quantidade de 
substância” ou “número de mols”, n. Esta expressa que, em uma amostra contendo 1,0000 mol de átomos de um 
determinado elemento, estão presentes 6,0221 x 1023 átomos deste elemento. 
 
4. a) Cite dois importantes conceitos da mecânica quântica associados ao modelo atômico de Bohr. 
O modelo atômico de Bohr considera que os elétrons circulam ao redor do núcleo em orbitais discretos e a 
posição de qualquer elétron específico esta mais ou menos bem definida em termos de seu orbital. Outro princípio 
estipula que as energias dos elétrons são quantizadas, onde só são permitidos valores específicos de energia aos 
elétrons, apesar desta poder mudar através de salto quântico para determinados níveis de energia permitidos pela 
absorção ou perda de energia. 
 
b) Cite dois importantes refinamentos adicionais oriundos do modelo atômico da mecânica ondulatória. 
Observou-se que o modelo de Bohr tem algumas limitações significativas, devido à incapacidade de explicar os 
vários fenômenos eletrônicos. Uma solução foi obtida com um modelo mecânico-ondulatório, onde se considera que 
o elétron possui características tanto de onda como de partícula. Assim, o elétron deixou de ser tratado como uma 
partícula que se move em um orbital discreto e passou a ser adotado o conceito de distribuição de probabilidade da 
posição do elétron estar em vários locais ao redor do núcleo, nos quais relacionam a região de maior probabilidade 
com a energia do elétron. 
Outro refinamento foi a introdução de três novos números quânticos aos elétrons, dando origem às subcamadas 
eletrônicas dentro de cada camada. 
 
5. Em relação aos elétrons e aos estados eletrônicos, o que define cada um dos quatro números quânticos? 
As camadas eletrônicas são especificadas pelo numero quântico principal, n, que assume números inteiros não 
nulos correspondente à camada associada ao modelo atômico de Bohr, e este número está relacionado com a distancia 
de um elétron ao núcleo, ou à sua posição. 
O segundo número quântico, l, designa qual a subcamada, o qual é limitado pela magnitude de n e está 
relacionado com a forma da subcamada eletrônica. 
O número de estados energéticos para cada subcamada é determinado pelo terceiro número quântico, ml, o qual 
assume números inteiros negativos, positivos ou nulo, correspondentes à subcamada eletrônica. Este parâmetro 
quântico define a orientação dos elétrons nos estados eletrônicos. 
O quarto número quântico, ms, esta associado ao momento de spin (momento de rotação) para o qual estão 
associados dois valores (+½ ou -½ ), um para cada orientação de rotação do elétron. 
 
6. Para a camada K, os quatro números quânticos para cada um dos dois elétrons do estado 1s, na ordem 
nlmlms, são 100(½) e 100(-½). Escreva os quatro números quânticos para todos os elétrons da camada L e 
M, indicando os sub-níveis s, p e d. 
Para a camada L, n = 2 e são possíveis oito estados eletrônicos. Possíveis valores de l são 0 e 1, enquanto que 
possíveis valores de ml são -1, 0 e +1. Já para de ms, os possíveis valores são +½ e -½. Entretanto, para os estados s, 
os números quânticos são (2,0,0, ½) e (2,0,0,- ½); e para os estados p, os números quânticos são (2,1,-1,- ½), (2,1,0,- 
½), (2,1,1,- ½), (2,1,-1, ½), (2,1,0, ½) e (2,1,1, ½). 
Para a camada M, n = 3 e são possíveis dezoito estados eletrônicos. Possíveis valores de l são 0, 1 e 2, enquanto 
que possíveis valores de ml são -2, -1, 0, +1 e +2. Já para de ms, os possíveis valores continuam sendo +½ e -½. 
Entretanto, para os estados s, os números quânticos são (3,0,0, ½) e (3,0,0,- ½); para os estados p, os números 
quânticos são (3,1,-1,- ½), (3,1,0,- ½), (3,1,1,- ½), (3,1,-1, ½), (3,1,0, ½) e (3,1,1, ½), e para os estados d, os números 
quânticos são (3,1,-2,- ½), (3,1,-1,- ½), (3,1,0,- ½), (3,1,1,- ½), (3,1,2,- ½), (3,1,-2,½), (3,1,-1,½), (3,1,0, ½), (3,1,1, 
½) e (3,1,2, ½). 
 
7. Dê a configuração eletrônica para os seguintes íons: P5+, P3-, Sn4+, Se2-, I- e Ni2+. 
P5+, 1s22s22p6 
P3-, 1s22s22p63s23p6 
Sn4+, 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p4 
Se2-, 1s22s22p63s23p64s23d104p6 
I-, 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6 
Ni2+, 1s22s22p63s23p63d8 
 
8. Brometo de césio (CsBr) exibe forte tendência à formação de interações iônicas. Os íons Cs+ e Br- 
possuem estrutura eletrônica idêntica a quais gases inertes? 
O íon Cs+ é apenas um átomo de césio que perdeu um elétron, entretanto ele possui configuração eletrônica 
igual ao gás inerte xenônio (Xe, [Kr]4d105s25p6). Já o íon Br-, é um átomo de bromo que adquiriu um elétron extra, 
possuindo, assim, configuração eletrônica igual ao gás inerte criptônio (Kr, [Ar]3d104s24p6). 
 
9. Em relação à configuração eletrônica, o que tem em comum todos os elementos do grupo VIIA? 
Todos os elementos da família VIIA, os halogênios, possuem configuração eletrônica com 7 elétrons na camada 
mais externa, ou seja, possuem 5 elétrons na subcamada p. 
 
10. A partir das configurações eletrônicas, classifique cada uma delas em: gás inerte, halogênio, metal 
alcalino, metal alcalino terroso ou metal de transição. Justifique. 
a) halogênio.b) metal de transição. 
c) gás inerte. 
 d) metal alcalino. 
 e) metal de transição. 
 f) metal alcalino terroso. 
 
11. a) No caso dos elementos da série das terras raras, qual sub-nível é preenchido? 
Na série das terras raras, o sub-nível preenchido é o 4f. 
 
b) No caso dos elementos da série dos actinídeos, qual sub-nível é preenchido? 
Na série dos actinídeos, o sub-nível preenchido é o 5f. 
 
12. Calcule a força de atração entre os íons K+ e O2-, separados por uma distância de 1,5 nm. 
F = (Z1.e)(Z2.e)/(4.π.εo.r
2) 
 = (1).(1,6.10-19C).(2).(1,6.10-19C)/[(4.π.8,85.10-12F/m)(1,5.10-9m)2] 
 = 2,05.10-10 N 
 
13. Calcule a energia de ligação EO em termos dos parâmetros A, B e n utilizando o seguinte procedimento: 
 
a) Diferencie EN em relação à r, e então ajuste a expressão resultante à zero, uma vez que a curva EN 
versus r é mínima em EO. 
 
 
b) Resolva para r em termos de A, B e n que resultará em ro, a distancia interiônica de equilíbrio. 
Sendo r = ro, 
 
 
c) Determine a expressão para EO pela substituição de rO na equação. 
Sendo E = Eo e substituindo, 
 
 
14. Para o par de íons K+ e Cl-, as energias de atração (EA) e de repulsão (ER) dependem da distancia r entre os 
íons, de acordo com: 
 
Para estas expressões, as energias são expressas em elétrons-volts para o par K+ e Cl-, e r é a distância em 
nanômetros. O potencial total EN é a soma das duas expressões acima. 
a) Desenhe um único gráfico EN, EA e ER para uma distância de até 1,0 nm. 
 
 
b) Tendo como base o gráfico obtido, determine (i) a distância de equilíbrio ro entre os íons K
+ e Cl-, e 
(ii) a magnitude da energia de ligação Eo entre os dois íons. 
(i) ro = 0,28nm. 
(ii) Eo = -4,6 eV 
 
c) Matematicamente determine os valores de ro e de Eo usando a solução do problema 13 e compare com 
os resultados obtidos pelo gráfico. 
A = 1.436; B = 5,86.10-6; n = 9. 
 
 
15. O potencial energético total EN entre dois íons adjacentes é algumas vezes representado pela equação: 
 
onde C, D e ρ, usando o seguinte procedimento: 
1) Diferencie EN em termos de r e ajuste a expressão resultante à zero; 
2) Resolva para C em termos de D, ρ e ro; 
3) Determine a expressão para Eo ao substituir C na equação (2). 
 
 
16. (a) Descreva resumidamente as principais diferenças entre as ligações iônica, covalente e metálica. 
As ligações iônicas são regidas pela força de atração eletrostática entre íons de cargas opostas. Já as 
ligações covalentes compreendem no compartilhamento de elétrons entre dois átomos adjacentes com a 
finalidade de que ambos adquiram configuração eletrônica estável. Por fim, as ligações metálicas são 
visualizadas na forma de núcleos de carga positiva, rodeados e unidos por um “mar de elétrons de 
valência”. 
 
(b) Descreva o princípio da exclusão de Pauli. 
O princípio de exclusão de Pauli diz que cada estado eletrônico não pode conter mais de dois elétrons, os 
quais devem possuir spins contrários. 
 
17. Explique porque materiais covalentes são geralmente menos densos que materiais iônicos ou metálicos. 
Na ligação iônica ocorre a perda ou o ganho de elétrons para que os átomos atinjam a configuração eletrônica 
mais estável, e na metálica os núcleos positivos são rodeados por uma “nuvem” eletrônica de caráter negativo. 
Observa-se que, nestes dois tipos, a força eletrostática, proveniente da presença de cargas opostas, é muito mais 
forte do que na ligação covalente, onde ocorre o compartilhamento de elétrons para que atinja a configuração 
eletrônica mais estável. Como nas duas primeiras, iônica e metálica, o contraste entre as forças eletrostáticas é 
maior, as ligações tendem a ser mais curtas ou/e resistentes do que na ligação covalente. Ocorrendo ligações 
mais curtas, as distâncias interatômicas serão menores, diminuindo o espaço entre os átomos e tornando o 
material mais denso. Outro fator que influencia na densidade de materiais metálicos é a maior porcentagem de 
átomos de um elemento, o que propicia maior empacotamento dos átomos do que nos materiais covalentes, 
onde geralmente possuem átomos com diferentes raios atômicos. 
 
18. A porcentagem da característica iônica de uma ligação entre dois elementos A e B (sendo A o mais 
eletronegativo) pode ser expressa por: 
% característica iônica = [ 1 – e-(0,25)(Xa – Xb)²] x 100 
onde XA e XB são a eletronegatividade dos elementos A e B. Calcule os percentuais de característica iônica dos 
seguintes compostos: TiO2, ZnTe, CsCl, InSb e MgCl2. 
 
 
19. Faça um gráfico de energia de ligação versus temperatura de fusão para os metais listados na Tabela 1. 
Usando o gráfico, determine a energia de ligação do Molibdênio, que tem uma temperatura de fusão de 
2617 °C. 
 
 
20. Usando a Tabela 2, determine o número de ligações covalentes possíveis para os seguintes elementos: 
germânio, fosforo, selênio e cloro. 
Germânio: [Ar]3d104s24p2 . Pela configuração eletrônica, este possui 4 elétrons na camada de valência. Assim, 
pode efetuar 4 ligações covalentes por átomo. 
Fósforo: [Ne]3s23p3 . Pela configuração eletrônica, este possui 5 elétrons na camada de valência. Assim, pode 
efetuar 3 ligações covalentes por átomo. 
Selênio: [Ar]3d104s24p4 . Pela configuração eletrônica, este possui 6 elétrons na camada de valência. Assim, 
pode efetuar 2 ligações covalentes por átomo. 
Cloro: [Ne]3s23p5 . Pela configuração eletrônica, este possui 7 elétrons na camada de valência. Assim, pode 
efetuar uma ligação covalente por átomo. 
 
21. Qual tipo de ligação você esperaria para os seguintes materiais: xenônio sólido, fluoreto de cálcio (CaF2), 
bronze, telureto de cádmio (CdTe), borracha e tungstênio? 
Para o xenônio sólido, o tipo de ligação esperado seria de van der Waals. 
Para o fluoreto de cálcio, o tipo de ligação esperado seria iônica. 
Para o bronze, o tipo de ligação esperado seria metálica. 
Para o telureto de cádmio, o tipo de ligação esperado seria covalente. 
Para a borracha, o tipo de ligação esperado seria covalente. 
Para o tungstênio, o tipo de ligação esperado seria metálico. 
 
22. Explique por que o ácido fluorídrico (HF, 19,4 °C) possui maior temperatura de ebulição que o ácido 
clorídrico (HCl, -85 °C), mesmo tendo o HF menor massa molar? 
A diferença entre as temperaturas se dá pela diferença das ligações intermoleculares destes ácidos. No HF, a 
ligação é do tipo “hidrogênio” devido à diferente eletronegatividade entre os elementos diferentes e a grande 
força de atração entre eles. Já no HCl, predominam as forças do tipo “van der Waals”. Como as forças de van 
der Waals são mais fracas do que as forças da “ligação de hidrogênio”, o ácido fluorídrico terá moléculas mais 
atraídas e que precisariam de mais energia para agitar e se desprenderem quando aquecidas, o que aumenta a 
temperatura de ebulição. 
 
23. Levando em conta a ligação de hidrogênio, explique o comportamento anômalo da agua quando ela 
solidifica. Ou seja, por que seu volume aumenta quando se solidifica? 
As moléculas de água possuem os elementos oxigênio e hidrogênio, os quais, por terem eletronegatividades 
muito diferentes e estarem dispostos de forma a produzir um dipolo eletrônico na molécula, produzirão forças 
de atração intermoleculares, conhecidas como “ligação de hidrogênio”. Ao atingir temperaturas próximas do 
ponto de solidificação (em torno de 4 °C), a agitação das moléculas pela energia térmica não é suficiente para 
vencer a força de atração da ligação de hidrogênio. Assim, as moléculas começam a se alinhar pelos momentos 
de dipolo eletrônico. Ao atingir a temperatura de solidificação (0°C), a água solidificará pela orientação das 
ligações de hidrogênio, de tal forma a formarespaços entre as moléculas de água. Com isso, ocorre o aumento 
do volume enquanto o gelo (água solidificada) é formado.