Lista de Exercícios de Ciência dos Materiais #2
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Lista de Exercícios de Ciência dos Materiais #2


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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL
Programa de Pós-graduação em Engenharia Metalúrgica, Minas e Materiais
CIÊNCIA DOS MATERIAIS
Aluno: André Canal Marques
Professor: Carlos Bergmann
EXERCÍCIOS \u2013 ESTRUTURA ATÔMICA \u2013 CAPÍTULO 2
1. Defina número de Avogadro e dê seu valor.
	O número de Avogadro é o número de átomos ou moléculas de um g/mol, e corresponde a 6,02 x 1023 mol.
2. Qual a massa em repouso e a carga de um elétron, próton e neutron? Qual a relação deste valores entre estas partículas?
	Os elétrons e próton são eletricamente carregados e suas cargas são iguais em valor (1,6 x 10-19 C),mas com polaridades invertidas (elétrons são negativos e os prótons são positivos); já o nêutron como o próprio nome diz é neutro. Quanto às massas, os prótons e nêutrons têm mais ou menos as mesmas massas (1,67 x 10-27 kg), e os elétrons tem 9,11 x 10-31 kg.
Carga do elétron:	1,6 x 10-19 C		Massa: 	9,11 x 10-31 Kg
Carga do Próton:	1,6 x 10-19 C		Massa: 	1,67 x 10-27 Kg
Carga do Nêutron:	0 C			Massa:	1,68 x 10-27 Kg
A relação massa elétron/massa próton é 1/1836.
3. O que é isótopo? E isóbaro?
Isótopos: Mesmo elemento químico, que tem o mesmo número atômico, mas diferente massa devido a diferença no número de nêutrons.
 11H 21H 31H
Isóbaros: São átomos de elementos diferentes, portanto de diferentes números atômicos, que possuem igual soma de prótons e de nêutrons (mesmo massa atômica). A esse fenômeno chamamos de isóbaria e aos átomos correspondentes, de isóbaros.
 4018Ar 4019K 4020Ca
4. Compare o raio iônico de um mesmo elemento com o raio iônico de seu átomo neutro (faça para um cátion e um ânion). Porque isso ocorre?. 
	O mesmo átomo com cátions, ânions e nêutrons possuem raio atômico diferentes pois, quando um átomo doa elétrons (se tornando um cátion), seu núcleo tem menos elétrons para dividir a energia que os atrai em direção ao núcleo, atraindo assim mais os elétrons que restaram do que se estivesse numa situação em que estivessem todos seus elétrons na eletrosfera. Já este átomo, quando recebe elétrons, ou seja, torna-se um ânion, ele tem um raio atômico maior que um átomo neutro pois existem mais elétrons que acabam indo ocupar camadas mais externas antes vazias.
Para os cátions o raio iônico é menor que o raio atômico do átomo neutro, pois como os cátions perderam elétrons existe uma atração maior do núcleo pelos elétrons restantes. Para os ânions o raio iônico é maior que o raio atômico do átomo neutro, pois como os ânions ganharam elétrons existe uma atração menor, ou seja, existem mais elétrons para serem atraídos pelo mesmo número de prótons do núcleo.
5. O que são os números quânticos de um átomo?
	Os números quânticos representam um conjunto de quatro números cujos valores são usados para identificar possíveis estados eletrônicos. Três dos números quânticos são inteiros, que também especificam o tamanho, a forma e a orientação espacial de uma densidade de probabilidade de um elétron; o quarto número designa a orientação do spin.
Número quântico principal n: representa os níveis principais de energia de um elétron. Pode ser imaginado como uma camada no espaço com alta probabilidade de achar um elétron. O seu valor só pode ser um numero inteiro: 1, 2, 3, ..
Numero quântico secundário l: especifica subníveis de energia dentro de um nível de energia. Pode ser imaginado como uma região onde existe uma grande probabilidade de encontrar um elétron. Este número é associado a letras minúsculas, logo:
 l=o, é representado por a letra s
 l=1, é representado por a letra p
l= é representado por a letra d
Numero quântico magnético ml: especifica a orientação espacial de um orbital. O seu valor depende de l (ml=2l+l)
Numero quântico de spin de elétron ms: especifica as condições permitidas de um elétron para girar sobre seu próprio eixo. O seu valor pode ser + ou -.
6. Qual é o princípio de exclusão de Pauli?
	O princípio de exclusão de Pauli diz que apenas dois elétrons podem ter os mesmos números quânticos orbitais e estes não são idênticos já que tem spins contrários.
7. Os elementos 21 a 29, 39 a 47 e 72 a 79 são conhecidos como elementos de transição. Quais características comuns apresentam a distribuição de elétrons na eletrosfera destes elementos?
	Os elementos de transição possuem orbitais eletrônicos \u201cd\u201d parcialmente preenchidos e, em alguns casos, um ou dois elétrons na camada imediatamente mais alta. Estes elementos têm como característica começarem a preencher camadas mais externas da eletrosfera antes de haverem preenchido a anterior. Nestes elementos o subnível d é o mais energético.
8. Escreva a configuração eletrônica (ex. 1s2, ...) para Be, F, Fde, Co e Ni. Quantos elétrons há no subnível 3d destes três últimos elementos? e como estão alinhados os spins dos seus elétrons nesse subnível? 
Be=>4 elétrons => 1s2, 2s2	
F=>9 elétrons => 1s2, 2s2, 2p5
Fe =>26 elétrons => 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d6, 4s2	
Co =>27 elétrons => 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d7, 4s2	
Ni =>28 elétrons => 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d8, 4s2
9. Caracterize: ligação iônica; ligação covalente e ligação metálica.
	Nas ligações iônicas os elétrons de valência são cedidos ou recebidos de um átomos para outro provocando uma formação de íons. Os átomos doadores passam a ser cátions (eletricamente positivos) e os que recebem passam a ser ânions(eletricamente negativos). Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos maior a possibilidade de formar ligações iônicas.O caráter iônico aumenta em elementos com distribuição eletrônica de final s\u2013p. É a ligação que ocorre entre elementos de grande diferença de eletronegatividade, onde um elemento tende a perder e o outro a ganhar elétrons.
	Nas ligações covalentes os elétrons de valência são compartilhados e são formados por átomos de alta eletronegatividade. Esse tipo de ligação é comum em compostos orgânicos. É a ligação entre elementos de baixa diferença de eletronegatividade, onde temos compartilhamento de elétrons.
	Nas ligações metálicas os átomos envolvidos têm baixa eletronegatividade (em torno de 3 elétrons de valência). Os elétrons de valência são divididos por todos os átomos (não estão ligados a nenhum átomo em particular) e assim eles estão livres para conduzir. É originada pela atração entre íons metálicos carregados positivamente envoltos numa nuvem de elétrons carregada negativamente.
10. Descreva as ligações conhecidas por forças de van der Waals e por pontes de hidrogênio.
	As forças de van der Waals são ligações de natureza física; são geradas pela polarização (formação de dipolos) devido a estrutura de ligação produz forças atrativas e repulsivas entre átomos e molécula. A ligação de van der Waals não é direcional e é fraca. 
	Pontes de hidrogênio é uma das mais fortes ligações secundárias. É um caso especial de ligação da molécula polar. Ocorre entre moléculas nas quais o hidrogênio está covalentemente unido ao Flúor (HF), oxigênio (H2O) e nitrogênio (NH3).
11. Compare os tipos de ligações em termos de energia de ligação envolvida.
As energias de ligação se relacionam da seguinte forma:
E iônico ( E covalente ( E metálico ( E ponte de H ( E molécula polar-dipolo induzido ( E dipolo induzido
12. Classifique ligações iônicas, covalente e metálicas como direcionais ou não-direcionais. Faça uma breve justificativa para cada.
	A ligação iônica não é direcional, os elétrons doados ficam girando na eletrosfera do outro átomo e não tem posição fixa.
	A ligação covalente é direcional; os elétrons envolvidos estão sendo atraídos de um lado para outro, sendo divididos pelos átomos numa dada posição, não ficam passeando pelos elétrons.
	A ligação metálica não é direcional porque os elétrons livres protegem o átomo carregado positivamente das forças repulsivas eletrostáticas e,também, não há restrições quanto ao número