2º Lista de Exercícios de Química Geral I

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2º Lista de Exercícios de Química Geral I
É bom relembrar....
Metais: são bons condutores de corrente elétrica e calor, apresentam brilho metálico característico, possuem elevada temperatura de fusão, são maleáveis e dúcteis (fáceis de moldar), exemplos: Ouro (Au), Cobre (Cu) e Prata (Ag); 
Ametais: maus condutores de eletricidade, apresentam coloração opaca, baixo ponto de fusão e quando se encontram no estado sólido se fragmentam, ou seja, não é possível transformá-los em objetos. Exemplos de não-metais: Enxofre (S), Cloro (Cl), Bromo (Br). 
Semimetais: as características desta classe ficam entre as dos metais e ametais: condutibilidade elétrica intermediária, brilho metálico moderado, temperatura de fusão elevada e podem se fragmentar. Exemplos: Boro (B) e Silício (Si). 
- a coluna que se encontra na cor azul pertence aos gases nobres, eles se classificam como ametais; 
- destaque o Hidrogênio: esclareça para a turma que o elemento Hidrogênio se encontra na cor verde porque não se classifica em nenhuma das classes citadas, é um elemento atípico que em temperaturas ambientes é um gás inflamável. 
1) Estanho (Sn): metais
Enxofre (S): não-metais
Zinco (Zn): metais de transição
Silício: semi-metais
2) 
3) Se percorrermos os períodos da esquerda para a direita, observaremos de maneira geral um aumento nas cargas nucleares efetivas. Quanto maior a carga nuclear efetiva, maior a força de atração que o núcleo exercerá sobre os elétrons no orbital mais externo, isto provoca uma redução do raio atômico, diminuindo, assim, o tamanho do átomo.
Eletronegatividade é a tendência que um átomo tem de atrair elétrons. É muito característico dos não metais. A eletronegatividade aumenta conforme o raio atômico diminui. 
Quanto maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelos elétrons mais afastados e, então, menor a eletronegatividade.
 Eletropositividade é a tendência que um átomo tem de perder elétrons. É muito característico dos metais. Pode ser também chamado de caráter metálico. É o inverso da eletronegatividade.
 Quanto maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelo elétron mais afastado, maior a facilidade do átomo em doar elétrons e, então, maior será a eletropositividade.
 
4) Esses elementos fazem parte da família dos calcogênios na tabela periódica, como eles estão na mesmo família o raio atômico aumentará de cima para baixo na tabela. 
Eles em ordem crescente: 
O2- ,S2-; Se2-; Te2-
5) Com a perda de elétrons, o raio atômico diminui e o íon fica cada vez mais positivo, portanto, a atração com o núcleo fica mais forte e, consequentemente, será necessária mais energia para retirar o próximo elétron e assim sucessivamente.
Por isso, se considerarmos os elementos em uma mesma família ou num 
mesmo período da tabela periódica, veremos que conforme aumentam os números atômicos, menores são as energias de ionização, porque mais afastados do núcleo os elétrons estão. 
**Desse modo, a energia de ionização cresce na tabela periódica de baixo para cima e da esquerda para a direita. 
Respondendo a seguinte questão: 
Quais elementos em cada um dos seguintes conjuntos têm a energia de ionização mais alta? (a) fósforo, arsênio, antimônio; (b) cádmio, ródio, molibdênio; (c) potássio, cálcio, gálio.
R: a) Fósforo (P), pois aumenta pra cima e tem maior número atômico (15u).
b) Cádmio (Cd),pois aumenta por período, ou seja para a direita. Além de possuir maior número atômico (48u).
c) Gálio (Ga), pois aumenta por período, ou seja, para a direita. Além de possuir o maior número atômico (31u).
6) 
“Quanto menor o tamanho do átomo, maior será sua afinidade eletrônica.”
“Afinidade eletrônica é a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, captura um elétron.”
Entre os elementos oxigênio, nitrogênio, flúor, cloro, o que possui maior afinidade eletrônica é o Flúor (F), pois está aumentando da esquerda para a direita, além de aumentar de cima pra baixo. Possui o menor raio atômico.
7) 
8) 
9) 
10) O gálio e o alumínio têm raios atômicos muito parecidos. Apesar de o alumínio ter menos elétrons e menor carga nuclear, a repulsão (blindagem) entre os elétrons da nuvem eletrônica é muito maior do que no caso do gálio. Esse fato compensa o fato de ter menos elétrons e menor carga nuclear. Como o raio é idêntico, a energia de ionização será idêntica. 
11) Entre os dois, o Lítio possui uma maior afinidade por elétrons, porque ele está desemparelhado, já o Berílio, pra receber um elétron, teria que mudar de sub-nível (2p) e isso precisaria de muita energia, e para um processo espontâneo, o Lítio recebe elétron mais facilmente.
Obs.: Veja que o tamanho do raio atômico não necessariamente faz o Berílio ser mais eletronegativo, já que possui um raio menor. Ele está emparelhado e o Lítio não.
Pela regra do octeto os elementos químicos devem sempre conter 8 elétrons na última camada eletrônica ou camada de valência. Desta forma os átomos ficam estáveis, com a configuração idêntica à dos gases nobres. Na camada L, cabem 8 elétrons. 
Veja que o Flúor tem 2 elétrons na camada K e 7 elétrons na camada L, precisando de 1 elétron apenas para ficar estável, cabendo aí o conceito de eletro afinidade, que é tendência do átomo a perder ou ganhar elétrons para ficar estável. 
O neônio já tem os elétrons completos na camada L, não tem tendência a ganhar mais elétrons por já estar estável e sendo assim considerado um gás nobre.
12) Devo saber que para o orbital s o número correspondente é 0, para p é 1 e consecutivamente: 
orbital s ---> 0
 orbital p ---> 1
 orbital d ---> 2 
 orbital f ---> 3
 O número quântico que me diz isso é o secundário (l)
Se l = 1, meu orbital será do tipo p.
13) 11Na: 1s2 / 2s2 2p6 / 3s1
Família 1: Todos possuem 1 elétron no último nível de energia.
[Ne]3s1
14) 
82 Pb: [Pb] 5d10 5f4
1s²/ 2s²/ 2p6/ 3s²/ 3p6/ 3d10/ 4s²/ 4p6/ 4d10/ 4f14/ 5s²/ 5p6/ 5d10/ 5f4
15) 
16) O átomo que perdeu elétrons torna-se um cátion, que é um íon com carga positiva. Nesse caso, o raio atômico diminui. Por outro lado, quando o átomo ganha elétrons, ele torna-se um ânion (íon com carga negativa) e seu raio atômico aumenta.
No caso de um cátion: perdem elétrons
O número de elétrons nas eletrosferas passa a ser menor que o número de prótons no interior do núcleo, o que torna a força de atração do núcleo maior, atraindo mais para perto de si os elétrons das eletrosferas. O resultado é uma diminuição do raio do átomo. Assim, o raio de um cátion será sempre menor do que o raio do seu átomo neutro.
No caso de um ânion: ganham elétrons
O número de elétrons nas eletrosferas passa a ser maior do que o número de prótons no interior do núcleo. Nesse caso, a força de atração exercida pelo núcleo é superada pela força de repulsão entre os elétrons presentes nas eletrosferas O resultado é um aumento do raio do átomo. Assim, o raio de um ânion será sempre maior do que o raio do seu átomo neutro.
O raio atômico é o raio de um átomo neutro. O raio iônico é o raio de um íon (átomo que perdeu ou ganhou elétrons, sendo chamado, respectivamente, de cátion e ânion). O raio de um ânion é maior que o de seu átomo neutro e o raio do cátion é menor. 
*Variação do raio atômico na Tabela Periódica:
a) Na mesma família: à medida que o número atômico aumenta (de cima para baixo), o raio atômico também aumenta. Isto ocorre porque os níveis de energia ou camadas eletrônicas do átomo no estado fundamental também aumentam. Assim, podemos dizer que o raio atômico cresce de cima para baixo na tabela periódica.
b) No mesmo período: neste caso, ocorre o inverso. À medida que o número atômico aumenta (da esquerda para a direita) em um mesmo período, o raio atômico diminui. Isto acontece porque, à medida que aumenta o número de prótons (carga nuclear), aumenta também a atração sobre os elétrons. Assim, diminui-se o tamanho dos átomos. Podemos confirmar, então, que o raio atômico cresce da direita para a esquerda na Tabela Periódica.
Quanto maior foro número de níveis de energia de um átomo, maior será seu raio atômico.
17) Esse fato ocorre porque quanto mais elétrons se retiram, maior será a atração que o núcleo exercerá sobre os demais elétrons. Consequentemente, haverá um aumento na energia de ionização; ou seja, será necessário fornecer mais energia para romper essa atração com o núcleo.
Por exemplo, considere o caso do magnésio. Como ele pertence à família 2, ele possui dois elétrons na camada de valência. Assim, a energia de ionização para retirar um desses elétrons é 738 kJ . mol-1. Já para retirar o segundo elétron, essa energia aumenta para 1450 kJ . mol-1. Com isso, ele fica com apenas duas camadas ou níveis eletrônicos; portanto, os elétrons estão muito próximos e atraídos ao núcleo. Sua camada de valência agora possui 8 elétrons e para retirar mais um desses elétrons será necessário muito mais energia que na primeira e na segunda energia de ionização (7730 kJ . mol-1). Por esse motivo, o magnésio é encontrado na natureza com a carga +2.
Veja também que as primeiras energias de ionização do fósforo (P), do enxofre (S) e do cloro (Cl) são altas e por isso esses elementos não são encontrados na natureza com carga positiva.  
Os ametais possuem energia de ionização alta, porque, assim como os outros elementos representativos, eles têm a tendência de adquirir a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo (regra do octeto) e, para isso, eles precisam receber elétrons e não perder, como foi visto neste texto.