LISTA 2-QUÍMICAA

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Cursos: Bacharelado em Engenharia Elétrica 
Turma: 1º PERÍODO - Turno: Manhã/Tarde 
Unidade Curricular: Química Geral 
Professor: Leandro Batista Machado 
2ª Lista de Exercícios – Atomística, Mecânica Quântica, Tabela Periódica e Ligações. 
Nome: ANDRESSA GARCIA CASTILHO 
 
 QUESTÕES 
 
1) Complete o seguinte quadro: 
ELEMENTO 
QUÍMICO 
SÍMBOLO PRÓTONS NÊUTRONS ELÉTRONS NÚMERO 
DE MASSA 
CLORO CL 17 18 17 35 
ZINCO ZN 30 35 30 65 
CÁLCIO CA 20 20 20 40 
LANTÂNIO LA 57 82 57 139 
ÓSMIO OS 76 114 76 190 
ESTANHO SN 50 69 50 119 
TUNGSTÊNI
O 
W 74 110 74 184 
MANGANÊS MN 25 30 25 55 
 
 
2) Compare os modelos atômicos de Dalton, Thomson, Rutherford eBohr. 
Dalton pensava que as substâncias eram compostas por átomos partícula que não podia ser criado e 
nem destruído, já o Thomson propôs um novo modelo de átomo, em que os átomos não eram mais 
uma única partícula e sim formados por uma esfera de cargas positivas. Rutherford acha que as 
cargas elétricas positiva ficavam no centro do Átomo. E Bohr acrescentou e concluiu que os elétrons 
giravam em torno desse núcleo formado por camadas, cada camada possuindo um nível de energia. 
3) Arranje, em ordem crescente de frequência, os seguintes tipos de fótons de radiação 
eletromagnética: onda de rádio, radiação infravermelha, luz visível, radiação ultravioleta. 
Ondas de rádio, Infravermelha, Luz visível, Ultravioleta. 
 
4) a. Qual foi a contribuição do físico Louis de Broglie, a respeito da natureza doelétron? A todo 
elétron em movimento está associada uma onda característica. 
b. O que é o princípio da incerteza de Heisenberg? 
Que não é possível determinar simultaneamente com uma grande precisão a velocidade e a posição de 
um elétron de determinado átomo. 
 
5) Como o modelo atômico mecânico quântico foiobtido? 
Eletrons com ondas. 
 
6) a. Quantas subcamadas (l) existem para o número quântico principaln=5? 4 
subcamadas 
b. Quantos orbitais existem na camada com n=5? 
3 
 
7) Faça a distribuição eletrônica do átomo de Boro (Z=5) e dê os quatro números quânticos de todos os 
elétrons da camada devalência. 
Resposta: 
O boro tem 5 Eletros então a distribuição e 1s², 2s², 2p¹ 
Números quanticos dos elétrons: 
n = 2, 
l= 0 elétrons do subníevel s 
e l=1 elétrons no subnível p 
m = 0 para os elétrons de subnível s 
m = -1 e 0 para os elétrons do subnível p 
spin = + ½ e – ½ para os elétrons do subnpivel s 
spin = -1/2 para os elétrons do subnível p 
 
 
8) a. Por que a tabela periódica moderna lista os elementos em ordem crescente de número 
atômico? 
Ao colocar os elementos em número crescente de número atômico, organiza-se os mesmos 
em função de suas principais carateríscas químicas. Tal como quantidade de elétrons na 
camada de valencia 
 
b. Explique os seguintes termos: período, grupo, elemento representativo, elemento de transição, 
elemento de transição interna. 
Período é a linha horizontal da tabela periódica. 
Grupo, é a linha vertical da tabela periódica. 
Elementos representativos são os elementos que apresentam como elétrons diferenciador, 
aquele que é também o seu elétron de valencia. Os elementos representativos são os dos 
grupos, 1, 2, 13, 14, 15, 16,17 e 18 
 
c. Por que o número de elementos de cada período da tabela periódica aumenta de cima para baixo? 
Há uma relação entre as camadas eletrônicas e os períodos da tabela periódica. 
Cada período tem mesma quantidade de elementos quantos quantos elétrons pode ter na 
respectiva camada eletrônica. 
Camada 1 → 2 elétrons → período 1 → 2 elementos 
Camada 2 → 8 elétrons → período 2 → 8 elementos 
Camada 3 → 18 elétrons* → período 3 → 8 elementos ➔ Elétrons do subnível 3d só é prenchido 
após a camada 4 ser usada 
Camada 4 → 22 elétrons → período 4 → 18 elementos ➔ Elétrons do subnível 4f só é prenchido 
após a camada 5 ser usada.. 
9) Usando a tabela periódica, dê as configurações eletrônicas nos estados fundamentaisde: 
 
a. P (Z=15) 1s² 2s² 2p63s² 3p5 
 
b. As (Z=33) 
1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s2 3d10 4p3 
 
c. Cu (Z=29) 
1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s1 3d10 exceção 
 
d. Al3+ (Z=13) 
1s² 2s² 2p6 
 
e.O2-(Z=08) 
1s² 2s² 2p6 
f. Br-(Z=35) 
1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s2 3d104p6 5s² 5d10 4p6 
 
10) Classifique como elemento de transição ou representativo os elementos com os números atômicos dados 
abaixo. Diga a qual período da tabela periódica pertencem e, para os representativos, diga também 
ogrupo. 
 
a. Z=16 Oxigenio representativo 
 
b. Z=35 Bromo representativo 
 
c. Z=9 Fluor Representativo 
 
d. Z=12 Magnésio representativo 
 
e. Z=40 Zirconio de transição 
 
f. Z=19 Potássio representativo 
 
11) Em qual região da tabela periódica você encontra: 
 
a. metais, mais a esquerda b. Não metais.mais a direita 
 
12) a. Qual o significado do tamanho de um átomo? Quais são os problemas associados com as 
determinações do tamanhoatômico? 
Tamanho é distancia entre o núcleo e a camada de valência 
só difíceis de se determinar dependendo do estado físico da substância 
 
b. Como você explica o decréscimo do raio atômico ao longo de um período da tabela 
periódica? 
Aumenta a força de atração entre núcleo e elétron. 
 
c. Por que os raios atômicos aumentam em um mesmo grupo de tabelaperiódica? 
Por que ao longo de um mesmo grupo os elementos mais a baixo tem mais camadas eletronicas 
 
13) O que é Energia de Ionização? EXPLIQUE como ela varia ao longo de um período e de um grupo da 
tabelaperiódica. 
É a energia que se gasta para arrancar um elétron do átomo 
Ela aumenta da esquerda pra direita, e baixo pra cima 
 
14) Onde se encontram na tabela periódica os elementos com primeiras energias de ionização mais 
altas?EXPLIQUE. 
Na famílai dos gases nobres, por que tem as maiores forças de atração entre núcleo e elétrons 
 
15) Paracadaumdosseguintesparesdeátomos,indiquequaltemaprimeiraenergiadeionização mais alta e 
explique porque: 
a. S e P ➔ S núcleo mais positivo 
 
b. Al e Mg➔ Mg núcleo mais positivo 
c. Cu e Zn.➔ Zn núcleo mais positivo 
 
 
16) Por que a segunda energia de ionização de qualquer átomo é maior do que aprimeira? 
 
Por que é mais difícil retirar o elétrons do um íon positivo por que tem menos repulsão entre os 
elétrons remanescentes, e até mesmo pode estar sendo retirado elétron de uma camada mais 
interna. 
 
17) Calcule a frequência e o comprimento de onda de luz necessária para ionizar átomos de lítio, sendo 
que a primeira energia de ionização é 520kJ/mol. 
E = h.c/λ➔ 520 000 = 6,626 . 10-34 . 3 . 108 / λ 
λ =
6,626−34.3 .108 
520000 
= 3,822 . 10-31 = 3,822 ; 10-12 nm 
 
Frequencia 
𝐸 = ℎ . 𝑣 
𝑣 = 𝐸/ℎ 
520000 
𝐸 = 
6,626 . 10−34 
= 7,8 . 1038 
18) O que é Afinidade Eletrônica? EXPLIQUE como ela varia ao longo de um período e de um grupo da 
tabelaperiódica. 
Energia liberada pelo átomo ao ganhar um elétrons. 
Ao menta da esquerda pra direita – exceto gases nobres- e de baixo pra cima; 
 
19) Para cada um dos seguintes pares de átomos, estabeleça qual deveria ter a maior afinidade 
eletrônica e explique porque: 
a. C e N➔ N Tem maior carga positiva no núcleo 
b. Br e I ➔ Br tem menos número de camadas 
c. F e Ne.➔ F gás nobre tem baixa afinidade eletrônica, já estão com o octeto completo 
 
 
20) Como a primeira energia de ionização do íon Cl-está relacionada com afinidade eletrônica do átomo 
deCl? 
Os dois são como cara e coroa numa moeda, a ionização do Cl- é o processo inverso da 
afinidade eletrônica do Cl 
 
O cl ao ganhar um elétron forma o Cl- e o vice versa 
 
21) Cite uma diferença química e uma diferença física entre um metal e um não metal. 
Metais tem facilidade de perder elétrons e metais conduzem eletricidade 
Ametais não conduzem eletricidade e ametais em geral tendem a ganhar elétrons. 
 
22) a. Por que os metais tendem a formar íons carregadospositivamente? 
Atraem pouco seus elétrons de valencia 
a. Por que o flúor é o mais reativo doshalogênios?Por que ele tem uma grande eletronegatividade e uma grande afinidade eletrônica, forma um íon 
muito estável ao ganhar um elétron. 
 
b. Por que os gases nobres formam poucos compostos em relação a outroselementos? Por que 
já estão com suas camadas eletrônicas completas 
c. Dê algumas propriedades dos nãometais. 
 
Não metais não conduzem calor e nem eletricidade, são isolantes. 
 
23) Qualéacausafundamentaldasperiodicidadesobservadasnaspropriedadesatômicas,físicas 
equímicas? 
Os períodos refletem características em comum da distribuição eletrônica, assim elementos com mesmo 
número de elétrons em suas camadas de valencias apresentam propriedades semelhantes. 
 
 
 
24) a. Em geral, os átomos de que elementos tendem a reagir para formar compostos iônicos. 
Justifique suaresposta. 
Metais, principalmente os alcalinos e halogênio, são os que tem maiore enrgias de ionização e 
maiores afinidades eletronicas respectivamente. 
 
b. Quando ocorre uma ligação iônica, os íons produzidos tendem a formar pares iônicos 
isolados? EXPLIQUE. 
Não, os compostos iônicos tendem a forma grandes cristais compostos de vários íons. 
c.Discutaaestruturadossólidosiônicos.Compareasestruturasdocloretodesódioedocloreto 
decésio. 
As estrutura mudam de acordo com o empacotamento de cada substância formando cristais mais ou 
menos resistentes, mas todos são iônicos. 
 
25) Escreva a estrutura de Lewis para os seguintes compostosiônicos: 
 
 
a. fluoreto de rubídio [Rb]+ [ ::F::]- 
 
b. iodeto de bário [Ba]+2[::I::]- 
 
c. sulfeto de magnésio [Mg]+2 [::S::] -2 
 
d. óxido de potássio 2 [K]+[::O::]-2 
 
e. nitreto de césio 3 [Cs]+ [::N::] -3 
 
f. fosfeto de estrôncio.3 [Sr] 2[::P::]-3 
 
 
26) O íon fosfato é PO3−.4Faça a previsão das fórmulas empíricas dos seguintes fosfatos iônicos: de potássio, 
de alumínio, de césio, de magnésio e derádio. 
K3PO4 AlPO4 
Cs3PO4 
Mg3(PO4)2 
27) O íon hidreto tem fórmula H-. Qual é a fórmula empírica do hidreto de sódio? Do hidreto de cálcio? Quando 
adicionado à água, o hidreto de sódio reage para formar gás hidrogênio, como um dos produtos. Escreva 
a equação desta reação. 
NaH 
CaH2 
2 NaH + H2O ➔ 2 NaOH + H2 
 
28) a. O que é uma ligaçãocovalente? 
Ligação com compartilhamento de elétrons, e em geral acontece entre ametais. 
b. Escreva a estrutura de Lewis para as seguintes moléculas: CHI3, PCl3, HOCl, BCl3, CS2, 
CO, C3H6, C2H2, HCN, C2H3Cl. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
c.EscrevaaestruturadeLewisparaosseguintesíons:PH4+,SO3−2,PO43−,BF4−,CN-,HPO42−. 
 
 
 
 
4 
4 
 
 
 
 
 
29) Escreva as configurações eletrônicas para H e Na. Explique por que o HCl é covalente, enquanto 
o NaCl éiônico. 
H – 1s1 
Na – 1s2 2s2 2p6 3s1 
 
O H precisa manter 2 elétrons para atingir a sua estabildiade, ele segue a regra do “Dueto” 
Já o Na segue a regra do octeto e precisa de 8 elétrons em sua camada de valencia, então ele 
forma cátions perdendo seu elétrons mais externo e ficando com sua camada anterior com 
configuração equivalente a de um gás nobre. 
 
 
 
30) a. O que é uma ligação covalentecoordenada? 
Ligação covalente em que só um elemento tem elétrons para compartilhar. 
 
 
b. Mostre que cada uma das seguintes espécies tem uma ligação covalente coordenada: NH+, 
SO2−, H3O+, H3PO4. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31) Mostre que no cloreto de amônio, NH4Cl, estão presentes ligações iônicas ecovalentes. 
No íon amônio que está representado abaixo há ligações covalentes entre seus átomos de N e H. 
Esse íon por sua vez se liga aos ânion cloreto por ligação iônica. 
 
 
 
 
 
32) A expansão da camada de valência para permitir que mais de oito elétrons sejamacomodados somente 
pode ocorrer se há um número suficiente de orbitais. Lembrando-se disso, explique por que o fósforo 
forma dois cloretos PCl3, PCl5, enquanto o nitrogênio somente um,NCl3. 
 
O P tem orbitais do tipo d em sua camada de valencia que pode usar para expandir a camda de 
valencia enquanto o N não possui. 
 
 
33) a. O que é um híbrido deressonância? 
São estruturas semalhantes que coexistem, mudando apenas a posição de ligações duplas entre 
as duas estruturas. 
 
b. Desenhe as estruturas de ressonância para SO2, NO−, NO−, CO2−. 
3 2 3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
34) a. O que é eletronegatividade? Como ela difere da afinidade eletrônica ? 
Eletronegatividade é a força com a qual um átomo atria para si os elétrons de uma ligação química 
é usada para comparar qual átomo vai tomar mais “posse” do par de elétrons de uma ligação. 
 
A afinidade eletrônica mede a energia liberada quando um átomo ganha um elétrons, sem haver 
competição por esse átomo por meio da ligação química. 
b. Quais os fatores que influenciam a eletronegatividade de um átomo? Interprete as variações 
observadas nos períodos e nos grupos da tabela periódica. 
O raio do átomo influencia, quanto maior o raio menor a eletronegatividade. 
Elemtentos de um mesmo período são mais eletronegativos quanto mais a esquerda na tabela 
periódica a medida que aumenta seu carga nuclear, 
 
 
35) O que é uma ligação covalente polar e apolar? Cite exemplos. 
Ligação covalente apolar é aquela que se dá entre átomos de um mesmo elemento químico, onde 
nenhum dos átomos atrai com mais intensidade os elétrons da ligação para si. 
 
36) Explique por que o momento dipolar da molécula de HCl (µ=1,08 Debye) é maior do que o da 
molécula de HBr (µ=0,82Debye). 
O HCl é mais polar devido ao Cloro ter uma maior eletronegatividade, dessa forma os elétrons da 
ligação H-Cl estão mais proximos do cloro, fazendo o cloro ter uma carga parcial negativa mais 
acentuada a que se observa no H-Br. 
O cloro é mais eletronegativo devi ao seu menor número de camdas eletrônicas, que lhe 
proporciona um menor raio. 
 
 
37) Como adistribuição de carga no BrCl diferedo Cl2 ?Desenhe figuras para ilustrar sua resposta. 
No Br-Cl os elétrons estão mais próximos do Cl, enquanto que no Cl-Cl os elétrons estão no meio 
entre os dois átomos. 
 
 
 
 
 
 
 
38) a. Defina energia média deligação. 
É a energia liberada pelos átomos ao formarem uma determinada ligação química. 
b. Compare os comprimentos de ligação carbono-carbono em ligações simples, dupla e tripla. 
Discuta suas energias médias de ligação. 
Ligações simples são mais curtas que ligações duplas que são ainda mais curtas que ligações 
triplas. 
Quanto maior a ordem de ligação mais fortemente ligados estão os átomos. 
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39) Desenhe um diagrama de níveis de energia dos orbitais moleculares e determine a ordem de ligação 
esperada para cada uma das seguintes espécies:a.Li2,b.Li+,c.Li−.Decidase cada 
molécula ou íon tem caráter paramagnético ou diamagnético. No caso de ser para magnético, 
dê o número de elétrons não-emparelhados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
40) Classifique a ligação nos seguintes compostos como predominantemente covalente ou iônica: 
CsBr➔iônica 
MgO➔Iônica 
NO➔Covalente 
SF4➔Covalente 
BaI2➔Iônica 
CS2➔Covalente 
OF2 ➔Covalente 
KI ➔ Ionica 
Rb2O➔Iônica