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Sandrogreco Gabarito Da Lista De ExercíCios Tabela PerióDica Q. Geral 2007

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Sandrogreco Gabarito Da Lista De ExercíCios Tabela PerióDica Q. Geral 2007

  1. 1. UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO Departamento de Engenharia e Ciências Exatas LISTA DE EXERCÍCIOS Química Geral – Professor Sandro Greco Tabela Periódica 1ª Questão (8.36-Kotz): Usando os seus conhecimentos sobre as tendências periódicas dos elementos ao longo da tabela periódica, explique por que a densidade dos elementos aumenta gradativamente quando se vai do potássio ao vanádio no quarto período. Elemento Densidade Número químico (g/cm3) atômico K 0,86 19 Ca 1,53 20 Sc 2,99 21 Ti 4,55 22 V 6,11 23 Solução – Ao passar do potássio ao vanádio no quarto período da tabela periódica, verifica-se uma diminuição do raio atômico, pois os elétrons são adicionados na mesma camada e estão tão próximos do núcleo como os demais elétrons da mesma camada. Como eles estão espalhados, a blindagem da carga nuclear sobre um elétron pelos demais não é muito eficiente e a carga nuclear efetiva cresce ao longo do período. Com a diminuição do raio, ocorre uma diminuição do volume e ao mesmo tempo um aumento da massa. Como a densidade é diretamente proporcional a massa e inversamente proporcional ao volume, o aumento da massa e a diminuição do volume favorece o aumento da densidade ao longo do período, como mostrado na tabela. 2ª Questão (7.80-Brown): Explique a variação nas energias de ionização do carbono, como mostrado no seguinte gráfico: Energia de ionização do carbono 40.000 30.000 kJ/mol 20.000 10.000 1 2 3 4 5 6 Número de ionização Solução – C: 1s2 2s2 2p2. A seqüência das energias de ionização I1 até I4 representa a perda de elétrons dos orbitais 2p e 2s, da camada externa do átomo. Os valores de I1- I4 aumenta como esperado. A carga nuclear é constante, mas a remoção de cada elétron reduz as interações repulsivas entre os elétrons remanescentes, aumentando a carga nuclear efetiva, o que aumenta a energia de ionização. I5 e I6 representam a perda de elétrons do orbital 1s interno. Esses elétrons 1s estão muito mais próximos do núcleo e experimentam uma carga nuclear total (não são blindados), então os valores de I5 e I6 são significativamente maiores do que I1- I4. I6 é maior do que I5 pois todas as interações repulsivas foram eliminadas. 3ª Questão (SJG): Observando a tabela periódica mostrada a seguir, verificam-se algumas anomalias nas primeiras energias de ionização dos elementos químicos no segundo período. Explique. Centro Universitário Norte do Espírito Santo - Rua Humberto de Almeida Francklin, 257 Bairro Universitário, CEP 29.933-415, São Mateus - ES (Sede Provisória) Sítio Eletrônico: http://www.ceunes.ufes.br, Tel.: +55 (27) 3763-8650
  2. 2. UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO Departamento de Engenharia e Ciências Exatas Solução – A diminuição na energia de ionização do berílio ([He]2s2) ao boro ([He]2s2 2p1) ocorre porque os elétrons no orbital preenchido 2s são mais eficientes em blindar os elétrons no subnível 2p de átomos polieletrônicos apresentam energia mais alta que o 2s. A diminuição na energia de ionização ao passar do nitrogênio ([He]2s2 2p3) para o oxigênio ([He]2s2 2p4) é relativa à diminuição na repulsão dos elétrons emparelhados na configuração p4. 4ª Questão (1.99-Atkins): O tálio é o mais pesado dos elementos do grupo 13/III. O alumínio é também um membro desse grupo e sua química é dominada pelo estado de oxidação +3. O tálio, porém, é encontrado mais usualmente no estado de oxidação +1. Explique estas tendências observadas. Solução – A tendência em formar íons com carga duas unidades mais baixa do que a esperada para o número do grupo é conhecida como efeito do par inerte. O efeito do par inerte deve-se, simplificadamente, às energias relativas dos elétrons de valência s e p. Nos átomos mais pesados, os elétrons de valência s têm energia muito baixa por causa da boa penetração e da baixa capacidade de blindagem dos elétrons d. Os elétrons de valência s podem, então, permanecer ligados ao átomo durante a formação do íon. 5ª Questão (7.86-Brown): A tabela mostrada a seguir fornece as afinidades eletrônicas, em kj/mol, para os metais do grupo 1A e do grupo 1B. Explique as tendências opostas nos valores das afinidades eletrônicas destes dois grupos. 1A 1B Li (-60) Cu (-119) Na (-53) Ag (-126) K (-48) Au (-223) Rb (-47) Solução – No grupo 1A há um decréscimo da afinidade eletrônica ao se descer no grupo, pois o elétron é adicionado cada vez mais distante do núcleo, ocupando um subnível mais energético o que faz diminuir a interação com o núcleo, consequentemente a afinidade eletrônica. Os elétrons de valência nos elementos do grupo 1B apresentam uma carga nuclear efetiva alta devido ao aumento do número atômico com os elétrons ocupando os subníveis (n-1)d. Portanto as afinidades eletrônicas são maiores e mais negativas. Os elementos do grupo 1B são exceções na distribuição eletrônica, possuindo uma configuração eletrônica genérica ns1(n-1)d10. O elétron adicional deverá completar o subnível ns, experimentando uma repulsão com o outro elétron ns. Ao descer no grupo, o tamanho do subnível ns aumenta, minimizando o efeito de repulsão. Isto é, a carga nuclear efetiva é maior descendo no grupo porque ocorre uma diminuição na repulsão, tornando a afinidade mais negativa. 6ª Questão (SJG): Em geral, as primeiras energias de ionização (energias necessárias para remover um elétron do átomo neutro) aumentam ao longo do segundo período (veja a seqüência abaixo), por quê? Entretanto, o boro e o oxigênio exibem um comportamento anômalo; as suas energias de ionização são menores que as esperadas. Explique esta alternativa. Li Be B C N O F Ne I1 5,4 9,3 8,3 11,3 14,5 13,6 17,6 21,6 (ev) Solução – Ocorre um aumento na energia de ionização dos átomos ao longo de um período, como mostrado na tabela anterior, pois, concomitantemente ocorre um aumento um aumento da carga nuclear efetiva e uma diminuição do raio atômico. A diminuição na energia de ionização do boro ([He]2s2 2p1) ocorre porque os elétrons no orbital preenchido 2s são mais eficientes em blindar os elétrons no subnível 2p de átomos polieletrônicos apresentam energia mais alta que o 2s. Já a diminuição na energia de ionização do o oxigênio ([He]2s2 2p4) é relativa à diminuição na repulsão dos elétrons emparelhados na configuração p4. 7ª Questão (7.81-Brown): Os raios atômicos e iônicos (2+) para o cálcio (Ca) e para o zinco (Zn) estão relacionados a seguir. Sugira uma razão para a diferença nos raios iônicos ser bem menor que a diferença nos raios atômicos. Raios atômicos (A) Ca 1,74 Ca2+ 0,99 Zn 1,31 Zn2+ 0,74 Centro Universitário Norte do Espírito Santo - Rua Humberto de Almeida Francklin, 257 Bairro Universitário, CEP 29.933-415, São Mateus - ES (Sede Provisória) Sítio Eletrônico: http://www.ceunes.ufes.br, Tel.: +55 (27) 3763-8650
  3. 3. UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO Departamento de Engenharia e Ciências Exatas Solução – Ca: [Ar]4s2; Ca2+: [Ar] – Zn: [Ar] 4s2 3d10; Zn2+: [Ar] 3d10. Nos dois casos, os íons formados envolvem a perda de elétrons da camada n=4. A distância média dos elétrons na camada n=3 ao núcleo é menor e por isso o raio dos íons é menor. O raio atômico do Ca é maior do que o do Zn, pois o Zn tem um número atômico e uma carga nuclear efetiva significativamente maior. Em ambos os átomos Ca e Zn os elétrons de valência estão na camada n=4. O maior Z e Zef do Zn tornam o seu raio muito menor. Nos íons 2+, ambos perdem os seus elétrons 4s. Os elétrons de valência no Zn estão no subnível 3d e são significativamente blindados pelos elétrons do cerne [Ar]. Portanto, o raio do Zn2+ aproxima-se muito mais do raio do Ca2+ do que os raios dos átomos neutros. 8ª Questão (8.95-Chang): A um aluno são dadas amostras de três elementos, X, Y e Z, que poderiam ser um metal alcalino, um membro do grupo 14 e um membro do grupo 15. Ele faz as seguintes observações: O elemento X tem um brilho metálico e conduz eletricidade. Reage lentamente com o ácido clorídrico para produzir hidrogênio gasoso. O elemento Y é um sólido amarelo-claro que não conduz a eletricidade. O elemento Z tem um brilho metálico e conduz eletricidade. Quando exposto ao ar, o elemento Z forma lentamente um pó branco. Uma solução do pó branco em água é básica. Dessas observações, o que se pode se concluir acerca desses elementos? Solução – X deve pertencer ao grupo 4A; ele é provavelmente o Sn ou o Pb, pois ele não é um metal muito reativo (ele certamente não é reativo como um metal alcalino); Y é um não-metal visto que não conduz eletricidade. Como ele é um sólido amarelo, provavelmente é o átomo de fósforo (grupo 5A); Z é um metal alcalino, pois ele reage com o ar para formar um óxido básico ou peróxido. 9ª Questão (Ex.1.3-Shriver): Aponte uma razão para o aumento do Zef ser menor para um elétron 2p entre os átomos de nitrogênio e oxigênio do que entre os átomos de carbono e nitrogênio, dado que as configurações dos três átomos são: C – [He]2s2 2p2, N – [He]2s2 2p3 e O – [He]2s2 2p4. Solução – Seguindo do C ao N, o elétron adicional ocupa um orbital vazio 2p. Seguindo do N ao O, o elétron adicional deve ocupar um orbital 2p que já está ocupado por um elétron. Deste modo, o elétron experimenta uma repulsão mais forte e o aumento na carga nuclear é mais completamente cancelada do que entre C e N. 10ª Questão (Ex.1.6- Shriver): Justifique o grande decréscimo na afinidade eletrônica entre o lítio e o berílio, apesar do aumento da carga nuclear efetiva. Solução – As configurações eletrônicas dos dois átomos são [He]2s1 e [He]2s2. O elétron adicional entra no orbital 2s do lítio, mas ele deve entrar no orbital 2p do berílio, e deste modo está muito menos ligado. De fato, a carga nuclear está tão bem blindada no berílio que o ganho de elétron é endotérmico. Centro Universitário Norte do Espírito Santo - Rua Humberto de Almeida Francklin, 257 Bairro Universitário, CEP 29.933-415, São Mateus - ES (Sede Provisória) Sítio Eletrônico: http://www.ceunes.ufes.br, Tel.: +55 (27) 3763-8650

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