QuímicaInorgânicaII_2019_2

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MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO E DO DESPORTO
UNIVERSIDADE FEDERAL DO PIAUÍ
CENTRO DE CIÊNCIAS DA NATUREZA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Disciplina: QUÍMICA INORGÂNICA I
Ministrante: Prof. Samuel Sousa
Aluno(a):____________________________________________Matrícula:_______________
Data___/___/___
TRABALHO AVALIATIVO
PARTE I:
01- Calcule a carga nuclear efetiva do Alumínio e do Gálio. O que o resultado pode
dizer sobre a relação entre os raios atômicos destes elementos?
02- A afinidade eletrônica e eletronegatividade medem a tendência de um átomo em
atrair elétrons. Explique claramente como elas diferem.
03- Para a determinação da 1ª energia de ionização de um determinado elemento
químico, forneceu-se uma radiação eletromagnética de 1152,0 eV ao seu átomo. O
elétron foi, então, ejetado a uma velocidade de 2,0 × 107 m/s. Calcule a 1ª energia de
ionização do elemento analisado. Mostre os cálculos.
04- As bases da atual classificação periódica foram estabelecidas em 1869 por
Mendeleev, um químico russo. Na época, nem todos os elementos eram conhecidos; o
mérito de Mendeleev foi deixar espaços em branco, como o ocupado pelo elemento X,
na figura abaixo, prevendo a existência e, ainda mais importante, as propriedades
químicas (posteriormente confirmadas) de alguns elementos ainda desconhecidos
naquela época. Atualmente, o elemento X é muito utilizado na tecnologia eletrônica.
a) Compare a afinidade eletrônica do átomo de X com o átomo de As. Justifique
b) Compare a energia de ionização do átomo de X com o átomo de Ga, As e Ca.
Justifique.
05- Dois elementos químicos X e Y, em seus estados fundamentais, são tais que: 1. O
elemento X possui os seguintes valores para os números quânticos do último elétron
que entra na sua estrutura, considerando o princípio de construção de Wolfgang Pauli:
n = 3, l = 2, m = -1 e s = -1/2; 2. Os números quânticos principal e secundário do
elétron mais externo do elemento Y são, respectivamente, 2 e 1. Sabe-se ainda que,
em relação a um observador externo, Y possui 4 elétrons de mais baixa energia, ou
que, em relação a um observador situado no núcleo, os elétrons mais energéticos são 4.
Com base nestas informações, responda às seguintes perguntas sobre os elementos X
e Y:
a) Quais são suas distribuições eletrônicas e seus números atômicos?
b) A que grupo e período da tabela periódica pertence cada um dos elementos?
c) Como devem ser classificados os elementos: representativo, de transição ou
transição interna?
d) Qual o elemento mais eletronegativo?
e) Qual o elemento de potencial de ionização mais baixo?
f) Qual o elemento de maior afinidade eletrônica?
g) Em que estado físico devem se encontrar os elementos nas condições ambientes de
pressão e temperatura?
06- Como regra a 1ª energia de ionização dos elementos cresce nos períodos com Z
crescente, isto é, cresce da esquerda para a direita. Entretanto há algumas
irregularidades que ocorrem até o quarto período. Assim a 1ª energia de ionização dos
elementos da família 2 é maior que a dos elementos da família 13 do mesmo período.
Veja alguns exemplos tirados de uma tabela de 1ªs energias de ionização em
kcal.mol-1.
4Be (2) 215 12Mg (2) 176 20Ca (2) 141
5B (13) 191 13Al (13) 138 31Ga (13) 138
Como explicar essas anomalias?
07- Outra anomalia na variação das 1ªs energias de ionização ocorre nos grupos 15 e
16. Exemplos:
7N (15) 335 15P (15) 242
8O (16) 314 16S (16) 238
Como explicar essas anomalias?
08- A partir dos seguintes dados, calcule a energia da rede cristalina do CaCl2, em kJ
por mol. Energia necessária para vaporizar um mol de Ca (s) = 192 kJ, primeiro
potencial de ionização do Ca = 590 kJ.mol-1; segundo potencial de ionização do Ca =
1146 kJ.mol-1, afinidade do elétron do Cl = - 350 kJ.mol-1, energia de ligação do Cl2 =
238 kJ.mol-1 de ligações Cl-Cl; energia liberada pela reação, Ca (s) + Cl2 (g)
CaCl2 (s), - 795 kJ.mol-1 de CaCl2(s) formado.
09- Responda as questões abaixo sobre raio atômico:
a) Como varia o tamanho dos átomos da esquerda para a direita num período da
tabela periódica? E num grupo, de cima para baixo? Quais as razões destas variações?
b) Explique os raios atômicos elevados dos gases nobres.
c) Por que o decréscimo de tamanho entre o Li e o Be é muito maior que o
decréscimo entre o Na e o K ou entre o K e o Ca?
10- Explique porque o considerável decréscimo na primeira energia de ionização,
observado entre Na e K e entre Mg e Ca, não é observado entre o Al e o Ga.
11- Explique detalhadamente a variação periódica ao longo de um grupo e ao longo
de um período de cada propriedade abaixo:
a) Ponto de fusão
b) Ponto de ebulição.
c) Volume atômico.
d) Densidade.
12- Entre as espécies químicas, K(g) e K+(g), qual é a mais estável
termodinamicamente? Justifique.
13- Explique a razão da redução dos raios atômicos ser muito pequena nos metais de
transição quando se avança ao longo de um período.
14- Explique porque a afinidade eletrônica de alguns elementos químicos (N, Cd, Hg
e os gases nobres) é uma quantidade endotérmica.
15- Pesquise quais são as diferentes escalas de eletronegatividade e descreva
resumidamente os fundamentos teóricos em que cada uma delas se baseia.
16- Pesquise quais são as diferentes escalas de eletronegatividade e descreva
resumidamente os fundamentos teóricos em que cada uma delas se baseia.
17- Use as regras de Fajans para explicar a diferença entre poder polarizante e
polarizabilidade. Cite exemplos.
18- Considerando os elementos químicos Be, B, F, Ca e Cs, coloque-os em ordem
crescente de acordo com as propriedades periódicas indicadas.
a) Raio atômico;
b) b) Primeira energia de ionização. Obs.: proponha uma explicação para as suas
respostas.
19- Pesquise as equações que podem ser usadas no cálculo da energia reticular. Cite
exemplos usando estas equações.
20- Explique a influência da energia reticular na solubilidade de um composto iônico
na água.
21- O gráfico abaixo representa os valores das 1ª, 2ª, 3ª...energias de ionização do
alumínio (Z=13) em unidades arbitrárias por mol:
1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 
energia
Por que o trecho entre a 3ª e a 4ª energias de ionização no gráfico é significadamente
mais ascendente? Se fossem assinaladas nesse mesmo gráfico os valores das 7ª, 8ª,...
13ª energias de ionização do Al, qual outro trecho que seria significadamente mais
ascendente? Explique.
22- Que é a contração dos lantanídeos? Como ela pode ser usada para explicar porque
os elementos do 6o período, que seguem os lantanídeos, têm energia de ionização
mais alta que os elementos diretamente acima deles, do 5o período (por exemplo, o
potencial de ionização da Pt= 870 kJ/ mol e Pd= 805kJ/mol)?
23- Por que, entre os elementos representativos, os estados de oxidação menores são
preferidos pelos elementos da parte inferior de um dado grupo na tabela periódica?
Cite exemplos.
24- Por que a segunda afinidade ao elétron para um elemento é uma quantidade
endotérmica?
25- As variações de entalpia envolvidas nas etapas de formação de NaCl(s) a partir de
átomos gasosos são: Na(g) = Na+(g) + e- ΔH = +502,0 kJ .mol- 1 ; Cl(g) + e- = Cl-(g)
ΔH = -342,0 kJ .mol-1 e Na+(g) + Cl-(g) = NaCl(s) ΔH = -788,0 kJ.mol-1
a) Calcule a variação de entalpia da reação Na(g) + Cl(g) = Na+(g) + Cl-(g)
b) Calcule a variação de entalpia do processo global de formação de NaCl(s) a partir
dos átomos gasosos.
c) Considere a afirmativa: “O que estabiliza o cloreto de sódio é a formação de
octetos de elétrons de valência nos íons cloreto e sódio.” A partir dos resultados
obtidos nos itens a e b, indique se a afirmativa é verdadeira ou falsa e justifique a
resposta.
PARTE II:
1. Para cada espécie química abaixo mostre a estrutura de Lewis. Além disso,
indique o arranjo eletrônico, a geometria e a hibridização do átomo central.
a) SeCl4
b) I3-
c) IF4-
d) SOF6 (um F ligado ao O)
e) S2O42- (simétrico, com uma ligação S-S)
f) XeOF5-
g) BH4-
h) PSCl3(P é central)
i) ClO2
j) IF5
k) XeO3
l) SF6
Resumo: Principais formas geométricas
Obs.: Os ângulos de ligação presentes na tabelaacima são válidos quando os ligantes
presentes na molécula são iguais.
2. Explique:
a) PCl5 é uma molécula estável, mas NCl5 não é.
b) SF4 e SF6 são conhecidas, mas OF4 e OF6 não são.
c) Etileno, C2H4, é um molécula planar, mas hidrazina N2H4, não é.
d) ICl2- é linear, mas NH2- é angular.
3. Desenhe as estruturas de ressonância para os íons isoeletrônicos NSO- e SNO- e
atribua as cargas formais. Qual destes íons é provavelmente o mais estável? Explique.
4. Para cada molécula abaixo diga e justifique se é polar ou apolar:
a) BF2Cl
b) KrF2
c) PH3
d) CO2
e) SO3
f) CF2Cl2
g) PF5
5. Coloque as moléculas, H2O, H2S e H2Se, em ordem crescente de ângulo de
ligação. Explique.
6. Forneça as estruturas de ressonância do ácido benzoico e da anilina. Em cada
uma dessas moléculas, mostre as posições de um possível ataque eletrofílico.
7. Explique como as ligações de hidrogênio são responsáveis pelo fato de nas
regiões muito frias da Terra, as águas dos rios e dos lagos só se congelarem na
superfície.
8. Sugira hibridizações compatíveis com as geometrias das seguintes espécies
químicas: NO2-, POCl3, CO32-, BeCl2 e TeF5-.
9. O comprimento médio da ligação simples carbono-oxigênio é de 143pm. No íon
carbonato, a separação entre estes átomos é de 129pm e, no dióxido de carbono,
116pm. Esses valores são compatíveis com as respectivas ordens de ligação?
Explique.
10. A tabela abaixo relaciona comprimentos e entalpias da ligação carbono-oxigênio
nas moléculas de dióxido de carbono e metanol. Discuta as tendências observadas.
CO2 CH3OH
Energia de ligação (kJ/mol) 805 336
Comprimento de ligação (pm) 116 143
11. Por que um elemento deve pertencer pelo menos ao 3º período da tabela periódica
para poder ter “expansão” do octeto? Cite exemplos confirmando sua resposta.
12. Determine as cargas formais de todos os átomos presentes nas seguintes espécies:
H2O, H2SO4 e NO3-.
13. Considere as moléculas isoeletrônicas CH4, NH3 e H2O e seus respectivos
ângulos de ligação, iguais a 109,5º, 107º e 104,5º. Justifique a tendência observada
nos valores desses ângulos.
14. Explique por que a molécula H2O é angular e a molécula XeF2 é linear. Também
explique por que um esquema de hibridização sp3 pode ser aplicado à H2O, mas não
ao XeF2.
15. A molécula do XeF6 não possui uma estrutura octaédrica, apesar de ter seis
átomos ligados ao xenônio. Explique isto e sugira a geometria possível para a
molécula.
16. A ponte de hidrogênio formada com o flúor é mais forte do que a ponte de
hidrogênio formada com o oxigênio, mesmo assim, o ponto de ebulição da água é
maior do que o ponto de ebulição do HF. Sabendo disso, forneça uma explicação para
este fato.
17. Existem três estruturas possíveis para a molécula de PF3(CH3)2, onde o átomo do
fósforo é o átomo central. Desenhe as três estruturas e explique como valores de
momento dipolo obtidos experimentalmente podem ser utilizados para distingui-las.
18. Usando o diagrama de energia linear de orbitais moleculares estabeleça a
sequencia crescente de energia de ligação das espécies (N2, N2+, N22+, N2- e N22-) e
diga quais destas moléculas e íons são diamagnéticas e paramagnéticas. “OBS.: não
desenhar”
19. Calcule a ordem de ligação (OL) das seguintes moléculas: Li2, Be2, B2, C2, N2, O2,
F2 e Ne2. Além disso, forneça o número de elétrons desemparelhados e indique quais
são seus respectivos orbitais de fronteira (HOMO e LUMO)?
Os orbitais de fronteira são ditos orbitais moleculares de fronteira aqueles onde
as reações químicas efetivamente ocorrem. Os principais são homo e lumo.
HOMO – “Highest Occupied Molecular Orbital” ou orbital molecular de mais
alta energia ocupado por pelo menos um elétron. LUMO – “Lowest Unoccupied
Molecular Orbital” ou, orbital molecular de mais baixa energia não ocupado por
elétrons.
20. Desenhe os seguintes orbitais moleculares para as seguintes moléculas
homonucleares (Li2, Be2, B2, C2, N2, O2, F2) e moléculas heteronucleares: (NO, CO, e
HCl). Indique quais são os orbitais de fronteira (HOMO e LUMO)?
21. Explique o conceito de sobreposição de orbitais (relacionando com as suas
funções de onda). Porque estes podem formar orbitais ligantes e antiligantes?
22. Explique porque os orbitais atômicos ‘p’ geram orbitais moleculares σ (ligante), π
(ligante), σ* (antiligante) e π* (antiligante).
23. O íon molecular hidrogênio H2 + pode ser detectado espectroscopicamente.
Escreva a configuração eletrônica do íon em termos de orbitais moleculares. Qual é a
ordem de ligação do íon? A ligação hidrogênio-hidrogênio é mais forte ou mais fraca
no H2+ em relação ao H2? Explique.
24. Use a teoria do orbital molecular para explicar por que a molécula He2 é
desconhecida. Porém, o íon He2+ pode ser observado. Faça uma previsão a respeito da
estabilidade das seguintes moléculas He22+ e H22- com respeito à dissociação.
25. Analise as seguintes energias de dissociação N2 (942 kJ.mol-1 ), N2+ (842
kJ.mol-1 ), O2 (494 kJ.mol-1 ), O2+ (642 kJ.mol-1 ). Faça uma racionalização desses
valores baseado na teoria dos orbitais moleculares.