Lista_U1-_Gabarito

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Universidade Federal do Rio Grande do Norte 
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Química Geral – ECT2104 – Unidade 1 – Gabarito 
 
1. Quais são as três partículas fundamentais das quais os átomos são construídos? Quais são as suas 
cargas elétricas? Quais dessas partículas constituem o núcleo do átomo? 
Prótons, elétrons e nêutrons. Positivo, negativo e neutro, Prótons e nêutrons. 
2. Quais são os quatro números quânticos para o último elétron de um átomo de configuração 
eletrônica: a) 3s2 b) 6p5 c) 5d7 d) 4f2 
a) n=3, l=0, ml=0 e ms=+1/2 b) n=6, l=1, ml= 0 e ms=+1/2 c) n=5, l=2, ml=-1 e ms=+1/2 d) n=4, l=3, 
ml=-2 e ms= - 1/2. 
3. Faça a configuração eletrônica dos seguintes átomos: 
a)Pb b) Sb c) Cu d) Cr e)Sr f) Zr 
Pb [Xe] 6s2 4f14 5d106p2, Sb [Kr] 5s2 4d10 5p3, Cu [Ar] 3d10 4s1, Sr [Kr]5s2, Zr [Kr]4d2 5s2 
4. Comente sobre o princípio de exclusão de Pauli e a regra de Hund sobre o preenchimento de 
orbitais. 
De acordo com o princípio de exclusão de Pauli apenas dois elétrons podem ocupar o mesmo orbital, 
os spins devem ser emparelhados e dois elétrons jamais podem ter o mesmo conjunto dos quatro 
números quânticos. A regra de Hund diz que os elétrons devem primeiramente ser colocados em 
orbitais diferentes de uma subcamada e com spins paralelos, quando os orbitais estiverem 
semipreenchidos os elétrons devem ser colocados em um orbital que já contém o elétron e seus 
spins devem estar emparelhados. 
5. Quantos períodos da Tabela periódica tem 8 elementos, quantos tem 18 elementos e quantos tem 
32 elementos? 
2 períodos (2 e 3), 2 períodos (4 e 5), 2 períodos (6 e 7) 
6. Dê o nome de um elemento do Grupo 2. Dê o nome de um elemento do terceiro período. Que 
elemento está localizado no segundo período e no grupo 14? Que elemento está no quarto período 
do grupo 16? Que halogênio está no quinto período? Qual elemento alcalino terroso está no terceiro 
período? Qual gás nobre está no quarto período? Dê o nome do não metal localizado no grupo 16 e 
terceiro período. Quantos elétrons os átomos dos grupos 3 e 15 têm na camada de valência? 
Do berílio ao rádio, do sódio ao argônio, carbono, selênio, iodo, magnésio, criptônio, enxofre, 3 e 5 
elétrons. 
7. O que é carga nuclear efetiva? Como esta propriedade varia ao descer em um grupo e ao longo de 
um período? 
É a carga nuclear sentida por um elétron em um átomo polieletrônico. Ao longo do período a carga 
nuclear efetiva aumenta, pois os elétrons são adicionados em uma mesma camada enquanto à 
medida que aumenta o número de prótons e ao descer em um grupo a carga nuclear diminui, pois 
quando o nível aumenta, o tamanho dos orbitais aumenta muito, assim o último elétron passa a ficar 
cada vez mais distante do núcleo. 
8. Como o raio atômico está relacionado com a carga nuclear efetiva? 
O raio é inversamente proporcional à carga nuclear efetiva. 
9. Escolha o maior átomo: Ge, Sb, Sn ou As. Explique. 
O maior é o Estanho, pois está no nível maior que Ge e As e tem menor carga nuclear efetiva que o 
Sb. 
10. Escolha a maior espécie em cada par: 
a) S ou Se b) C ou N c)Fe2+ ou Fe3+ d) O ou O2- e) Na ou Na+ f) S ou S2- 
Se. C. Fe2+. O2-. Na. S2-. 
11. Explique a variação do raio de um átomo e seu respectivo íon (cátion e ânion). 
Para um átomo e seu cátion, ocorre uma diminuição do reio ao perder elétrons por tem-se uma 
aumento da carga nuclear efetiva, já para um átomo e seu ânion ocorre um aumento no tamanho 
devido ao aumento da carga eletrônica. 
12. Defina a energia de ionização e a afinidade ao elétron. 
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A energia de ionização é a energia necessária para a remoção de um elétron da camada de valência 
de um átomo gasoso enquanto a afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo 
gasoso ganha um elétron. 
13. Explique por que a energia de ionização é um processo endotérmico, ou seja, que ocorre apenas com 
o fornecimento de energia. 
Para remover um elétron é preciso fornecer energia para romper a força de atração exercida pelo 
núcleo. 
14. Explique a variação do potencial de ionização ao longo de um período. 
A energia de ionização aumenta ao longo de um período, pois com o aumento da carga nuclear 
efetiva mais energia será necessária para romper essa força. 
15. Por que a segunda energia de ionização é sempre maior que a primeira? 
Com a retirada do primeiro elétron a carga nuclear efetiva aumenta, fazendo com que a retirada do 
segundo elétron seja favorável apenas com fornecimento ainda maior de energia. 
16. Por que a energia de ionização do átomo de N é um pouco maior que a energia de ionização do 
átomo de oxigênio? 
Porque o nitrogênio tem o orbital p semipreenchido que lhe confere uma certa estabilidade, e para 
que um elétron seja removido é necessário fornecer mais energia, no átomo de oxigênio o elétron a 
ser removido está emparelhado em um orbital, de forma que a sua remoção seja facilitada também 
pela força de repulsão e a nova configuração adquire mais estabilidade. 
17. Escolha a espécie com o maior potencial de ionização: 
a) Li ou Be b) Be ou B c) C ou N d) N ou O e) Ne ou Na f)Na+ ou Mg+ 
Be. Be. N. N. Ne. Na+. 
18. Escolha a espécie com afinidade ao elétron mais exotérmica: 
a) S ou Cl b) S ou S- c) P ou As d) O ou S 
Cl S As (P -72 As -78) S (O -141 S-200) 
19. Por que a segunda afinidade eletrônica de um átomo é sempre endotérmica? 
Porque a entrada do segundo elétron terá que superar o efeito de repulsão vindo do primeiro 
elétron que fez com que o átomo neutro ficasse agora com uma carga negativa. 
20. a) O que são elétrons de valência? b) Quantos elétrons de valência há em um átomo de nitrogênio? 
c) Um átomo de configuração eletrônica 1s22s22p63s2 tem quantos elétrons de valência? 
Os elétrons de valência são aqueles que participam das ligações, estão localizados na camada de 
valência, que é a camada com maior nível de energia. 5 elétrons. 2 elétrons. 
21. a) O que é a regra do octeto? b) Quantos elétrons um átomo de enxofre deve ganhar para atingir o 
octeto em seu nível de valência? c) Se um átomo tem configuração eletrônica 1s22s22p3, quantos 
elétrons ele deve ganhar para atingir o octeto? 
A regra do octeto estabelece que todos os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons 
até que tenham oito elétrons na camada de valência. Deve ganhar 2 elétrons. 3 elétrons. 
22. Escreva os símbolos de Lewis para os átomos de cada um dos seguintes elementos: 
a) Ca b) P c) Ne d) B e)Mg f) As g)Sc3+ h) Se2- 
Ca: P.:: ::Ne:: B.: Mg: As.:: ::Sc3+:: ou [Ar] ::Se2-:: ou [Kr] 
23. Escreva a configuração eletrônica para os seguintes íons e determine quais têm a configuração 
eletrônica de um gás nobre: 
a) Sr2+ b) Ti2+ c) Se2- d) Ni2+ e) Br- 
gas nobre [Kr] [Ar] 3s2 gás nobre [Kr] [Ar] 3d84s0 gás nobre [Kr] 
24. O que caracteriza uma ligação iônica? 
A transferência completa de elétrons entre um elemento metálico e um não metálico. 
25. O que é energia de rede? 
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É a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons 
gasosos. 
26. Necessita-se de energia para remover dois elétrons do Ca para formar Ca2+ e também é necessário 
fornecer energia para adicionar dois elétrons ao oxigênio para formar O2-. Então explique por que o 
CaO (óxido de cálcio) é estável com relação aos elementos livres.A alta estabilidade de um composto iônico se deve à contribuição da energia de rede. 
27. a) O que caracteriza a ligação covalente. b) Dê três exemplos de ligações covalentes. 
A ligação covalente é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons entre elementos não 
metálicos. H2O, HCl, CO..... 
28. Classifique as seguintes substâncias como compostos iônicos ou covalentes: 
a) CH4 b) KF c) CO d) BaCl2 e)RbCl f) PF5 g) BrF3 h) KO2 
Covalente, iônico, covalente, iônico, iônico, covalente, covalente e iônico. 
29. Qual é a tendência da eletronegatividade ao irmos da esquerda para a direita em um período na 
tabela periódica? 
Da esquerda para a direita a eletronegatividade aumenta. 
30. Usando apenas a tabela periódica diga qual é o átomo mais eletronegativo nos conjuntos: 
 a) P, S, As, Se b) Be, B, C, Si c) Zn, Ga, Ge, As d) Na, Mg, K, Ca 
S C As Mg 
31. Quais das seguintes ligações são polares e qual é o átomo mais eletronegativo em cada ligação: 
a) P-O b) S-F c) Br-Br d) O-Cl 
covalente polar, O covalente polar, F apolar covalente polar,O 
32. Desenhe as estruturas de Lewis para os compostos: 
a) SiH4 b) CO c) SF4 
 
 
33. Quais são as exceções à regra do octeto? 
Existem três exceções à regra do octeto, um átomo em ligação pode ter número ímpar de elétrons, 
pode acomodar menos de 8 elétrons em sua camada de valência, como é o caso do elemento Boro e 
ainda pode acomodar mais de 8 elétrons em sua camada de valência, como é o caso dos elementos a 
partir do terceiro período, que podem acomodar elétrons em seus orbitais d vazios, o Enxofre é um 
exemplo de expansão do octeto. 
34. Escreva as possíveis estruturas de Lewis e atribua aos elementos as suas cargas formais: 
a) NO+ b)POCl3 c) ClO4- d) HClO3 
 
35. Escreva as possíveis estruturas de Lewis para o íon nitrito, NO2-. 
 e 
36. Escreva as estruturas de Lewis e identifique as que não obedecem à regra do octeto: 
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a) CO32- b) BH3 c)I3- d)GeF4 e)AsF6- f) BeF2 
 
 Não obedece Não obedece Não obedece Não obedece 
 
37. Usando as entalpias de ligação dadas em aula estime o ΔH para cada uma das seguintes reações: 
a) 2NBr3(g) + 3F2(g)  2NF3(g) + 3Br2(g) ∆H= [(6x243) +(3x155)] – [(6x272) + (3x193)]= -288 kJmol-1 
b) CO(g) + 2H2(g)  CH3OH(g) ∆H= [(1072)+(2x436)]-[(3x413)+(358)+(463)= -116 kJmol-1 
c) H2S(g) + 3F2(g)  SF4(g) + 2HF(g) ∆H= [(2x339)+(3x155)]-[(4x327)+(2x567)= -1299 kJmol-1 
38. Escreva as estruturas de Lewis e prediga se as seguintes moléculas são polares ou apolares: 
a) CH2Cl2 b) CCl4 c)CS2 
 
 Polar Apolar Apolar 
 
39. (a) Qual é o arranjo e a geometria da molécula do cloreto de tionila, SOCl₂? Considere o enxofre 
como átomo central. (b) Quantos ângulos de ligação OSCl diferentes existem na molécula? (c) Quais 
são os valores esperados para os ângulos OSCl e ClSCl? 
arranjo tetraédrico e a geometria é pirâmide trigonal, ângulos iguais de 109,5°. 
40. Escreva as estruturas de Lewis, indique o arranjo e a geometria de cada espécie: 
 (a) CF₃Cl (b) TeCl₄ (c) COF₂ (d) CH₃⁻ (e) C₂H₄ (f) ClCN (g) N₂H₄. 
 
 
Arr. Tetraédrico Arr. Bipir. trigonal Arr. trigonal plana Arr. Tetraédrico 
Geo. Tetraédrica Geo. Gangorra Geo. trigonal plana Geo. pirâmide trigonal 
 
 Arr. trigonal plana Arr. Linear Arr. Tetraédrico 
Geo. trigonal plana Geo. Linear Geo. pirâmide trigonal 
 
41. Dê as orientações relativas dos seguintes orbitais híbridos: 
 (a) sp³ (b) sp (c) sp³d² (d) sp² 
 Tetraédrico, 109,5° linear, 180° octaedro, 90° e 180° trigonal plana, 120° 
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42. Dê a hibridização do átomo em negrito das seguintes moléculas: 
a) SF₄ b) BCl₃ c) NH₃ d) (CH₃)₂Be e) BF₃ f) AsF₃ g) BrF₃ h) SeF₃⁺ 
 
 
 sp³d sp² sp³ sp sp² sp³ sp³d sp³ 
43. Identifique os orbitais híbridos utilizados pelos átomos de fósforo nas seguintes espécies: 
(a) PCl₄⁺ (b) PCl₆⁻ (c) PCl₅ (d) PCl₃. 
 
 
 sp³ sp³d² sp³d sp³ 
44. a) Quais são as similaridades e as diferenças entre orbitais atômicos e orbitais moleculares? 
(a) Orbitais atômicos e moleculares têm energia e formas características; cada um pode conter no 
máximo dois elétrons. Os orbitais atômicos são localizados e suas energias são o resultado de 
interações entre as partículas subatômicas em um único átomo. Os orbitais moleculares podem ser 
deslocalizados e as respectivas energias são influenciadas pelas interações entre os elétrons em 
vários átomos. 
 
45. Considere o íon H2+. 
a) Esboce os orbitais moleculares do íon e desenhe seu diagrama de nível de energia. 
 
b) Quantos elétrons há no íon H2+? 1 elétron 
c) Escreva a configuração eletrônica do íon em termos de seus OMs. (1s)1 
d) Qual a ordem de ligação no H2+? 0,5 
 
46. Determine as configurações eletrônicas para as espécies O2+, O2 e O2-. Calcule a ordem de ligação 
para cada um e indique quais são paramagnéticos. 
O2+, (1s)2(1s*)2(2s)2(2s*)2(2p)2(2p)2(2p)2(2p*)1, OL =2,5, paramagnético; 
O2, (1s)2(1s*)2(2s)2(2s*)2(2p)2(2p)2(2p)2(2p*)1(2p*)1, OL =2 , paramagnético 
O22−, (1s)2(1s*)2(2s)2(2s*)2(2p)2(2p)2(2p)2(2p*)2(2p*)2, OL =1, diamagnético 
47. Cite algumas características dos metais. O que caracteriza a ligação metálica? 
Maleabilidade, ductibilidade, condutividade térmica e elétrica, dureza e brilho. 
O que caracteriza a ligação metálica é o mar de elétrons formados pelos elétrons livres que ficam 
interagindo com a rede de cátions metálicos. 
48. O que são ligas? Quais os tipos de ligas? 
As ligas são materiais formados pela mistura de dois ou mais metais. Uma liga pode ser heterogênea, 
que são misturas de fases cristalinas com composições diferentes. Homogênea onde têm-se átomos 
de elementos diferentes distribuídos uniformemente, esta liga pode ser substitucional, onde os 
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átomos de solutos substituem os átomos do solvente ou ainda intersticial onde átomos do soluto 
entram nos interstícios do retículo formado pelo metal solvente. 
49. Qual o estado de oxidação mais comum para os metais de transição? 
O estado de oxidação mais comum é +2, devido à perda dos elétrons ns2. 
50. Explique como ocorre a condução com base na teoria de bandas. 
A condução ocorre em uma rede metálica quando os orbitais moleculares dos metais se sobrepõem 
formando uma banda de valência (BV), onde estão os elétrons de valência e uma banda de condução 
(BC), se a BV e BC forem muito próximas, o metal será condutor. Se houver um pequeno espaço 
(gap) entre elas, o metal poderá conduzir se houver fornecimento de energia suficiente para o 
elétron sair da BV e saltar para a BC, nesse caso será semicondutor. E se as bandas forem muito 
distantes, tem-se um material isolante. 
51. Explique o comportamento do raio nos metais da terceira sériede transição. 
Os metais da terceira série de transição apresentam um raio praticamente igual ao dos metais da 
segunda série de transição, este fato se deve ao preenchimento dos orbitais do tipo f. Neste período 
temos um aumento muito grande da carga nuclear efetiva e um pequeno efeito de blindagem dos 
elétrons f.