Lista de Exercicios 2 - Quimica geral I (1)- respondida PDF

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA Disciplina: Química Geral I Profa. Dra. Glaucia Braz Alcantara

Lista de Exercícios 2 – Estrutura atômica/Estrutura eletrônica dos átomos 1. Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem nos seguintes átomos: (a) 28Si= P;14 N;14;E;14; (b) 60

Ni; P;28;N;32;E;28 (c) 85Rb;P;37;N;48;E;37 (d)

(f)

238

128

Xe;P;54;N;74;E;54 (e)

195

Pt;P;78;N;117;E;78

U; P;92;N;146;E;92

2. Escreva o símbolo correto, com índice superior e índice inferior, para cada um dos seguintes elementos. Use uma tabela periódica quando for necessário: (a) o nuclídeo do háfnio que contém 107 nêutrons; (b) o isótopo do argônio com número de massa 40; (c) o isótopo do índio com número de massa 115; (d) o nuclídeo de silício que tem um número igual de prótons e nêutrons. 3. O elemento de chumbo (Pb) compõe-se de quatro isótopos encontrados na natureza com massas de 203,97302; 205,97444; 206,97587 e 207,97663 u. A abundância relativa desses quatro isótopos são 1,4; 24,1; 22,1 e 52,4%, respectivamente. A partir desses dados, calcule a massa atômica do Pb. 0.014 x (203,97302) + 0.241x (205,97444) + 0.221x (206,97587) + 0.524x (207,97663)= 207 amu 4. Para cada um dos seguintes elementos, escreva o símbolo químico respectivo, determine o nome do grupo ao qual ele pertence, como observado na tabela abaixo (Tabela 2.3, Brown, 2005) e indique se é um metal, um metalóide ou um não-metal: (a) potássio;1A; Metal;K (b) iodo; 7A; Não- metal;I (c) magnésio;2A; Metal; Mg (d) argônio; 8A; Não- metal; Ar (e) enxofre. 6A; Nãometal; S

5. O primeiro artigo de Einstein de 1905 sobre o efeito fotoelétrico foi a primeira importante aplicação da hipótese de quantum de Planck. Descreva a hipótese original de Planck e explique como Einstein a usou em sua teoria do efeito fotoelétrico. Planck propôs que a energia podia ser liberada ou absorvida por átomos apenas em ‘’pedaços’’ distintos de tamanhos mínimos. Ele nomeou de quantum para a menor quantidade de energia que podia ser emitida ou absorvida como radiação eletromagnética. Ele considerou que a energia E, de um único quantum é igual a constante multiplicada pela frequência (E=hv) - onde h é conhecido como constante de Planck, valor de 6,63x10-34j/s. De acordo com a teoria, a energia é emitida ou absorvida pela matéria em múltiplos inteiros de hv, 2hv,3hv... Mais tarde, Einstein usou a teoria de Planck para explicar o efeito fotoelétrico, ele supôs que a energia radiante atingindo a superfície metálica é um fluxo de

pacotes minúsculos de energia- denominado por Einstein de fóton- comporta-se como uma partícula minúscula. Ampliando a teoria de Planck, Einstein deduziu que cada fóton deveria ter uma energia proporcional a frequência da luz: E= hv. Portanto, a própria energia radiante é quantizada. 6. Cada um dos seguintes elementos é capaz de formar um íon em reação química. Recorrendo a uma tabela periódica, determine a carga do íon mais estável de cada um deles: (a) Al; (b) Ca; (c) S; (d) I; (e) Cs. 7. Explique como a existência de espectro de linhas é consistente com a teoria de Bohr sobre energias quantizadas para o elétron no átomo de hidrogênio. Quando aplicada a átomos, a ideia de energia quantizada significa que apenas certos valores de ΔE são permitidos. Estes são representados pelas linhas no espectro de emissão de átomos excitados. 8. (a) Para n = 4, quais são os possíveis valores de l? (b) Para l = 2, quais são os possíveis valores de ml? (a) n = 4, l = 3, 2, 1, 0; (b) l = 2, ml = –2, –1, 0, 1, 2. 9. Quantos valores possíveis para l e ml quando (a) n = 3; (b) n = 5? 10. Dê os valores numéricos de n e l correspondentes a cada uma das seguintes designações: (a) 3p; (b) 4s; (c) 4f; (d) 5d. (a) 3p: n = 3, l = 1; (b) 2s: n = 2, l = 0; (c) 4f: n = 4, l = 3; (d) 5d: n = 5, l = 2. 11. Dê os valores para n, l e ml para (a) cada orbital no subnível 2p; n= 2 l= 1 ml= -1 n= 2 l=1 ml=0 n=2 l=1 ml= +1 (b) cada orbital no subnível 5d. 12. Quais das seguintes alternativas são conjuntos permitidos de números quânticos para um elétron em um átomo: (a) n = 2, l = 1, ml = 1; 2sp3 (b) n = 1; l = 0; ml = -1; (c) n = 4, l = 2, ml = -2; 4d1 (d) n = 3, l = 3, ml = 0? Para as combinações que foram permitidas, escreva a designação apropriada para o subnível a que o orbital pertence (isto é, 1s, e assim por diante). 13. Faça um esboço da forma e orientação dos seguintes tipos de orbitais: (a) s; (b) pz; (c) dxy; (d) px; (e) dz2; (f) dx2 – dy2. (a) Quais são as similaridades e as diferenças entre os orbitais 1s e 2s do átomo de hidrogênio? Elas têm o mesmo formato, mas diferem no tamanho, porque a 2s é maior do que a 1s e além disso, possui um nó a mais do que o orbital 1s (b) Em que sentido um orbital 2p tem caráter direcional? Compare as características ‘direcionais’ dos orbitais px e dx2 - dy2 (isto é, em qual direção ou região do espaço a densidade do elétron é concentrada?). Um único orbital 2p é direcional em que sua densidade de elétron é concentrada ao longo de um dos três eixos cartesianos do átomo. O orbital dx2 - dy2 tem densidade de elétron ao longo dos eixos x e y, enquanto o orbital px tem densidade somente ao longo do eixo x. (c) O que você pode dizer sobre a distância média do núcleo de um elétron em um orbital 2s quando comparado a um orbital 3s? A distância média de um elétron ao núcleo em um orbital 3s é maior do que para um elétron em um orbital 2s. 14. Os primeiros 25 anos do século XX foram significativos para a rápida mudança na compreensão dos cientistas sobre a natureza da matéria. (a) De que forma os experimentos de Rutherford, sobre dispersão de partículas α ao longo de uma chapa de ouro, prepararam o terreno para a teoria de Bohr sobre o átomo de hidrogênio? (b) De que modo a hipótese de De Broglie, quando aplicada aos elétrons, é consistente com a conclusão de J.J. Thomson de que o elétron tem massa? Em que

sentido ela corrobora com a proposta de raios catódicos deveriam ser tratados como fenômenos ondulatórios nos experimentos que precederam os trabalhos de Thomson?

(a) Explique o princípio da exclusão de Pauli com suas próprias palavras. Segundo o princípio de exclusão de Pauli: não pode haver, em um átomo, mais de um elétron com um dado conjunto de valores para os números quânticos n, �, m e ms. Isto significa que, em cada orbital podem existir até dois elétrons, um com spin “para cima” e outro com spin “para baixo”. (b) O princípio da exclusão de Pauli é, em um sentido importante, o segredo para a compreensão da tabela periódica. Explique por quê. Porque se não existissem as restrições nos possíveis valores para os números quânticos dos elétrons, todos os elétrons se aglomerariam no orbital 1s pois é o mais baixo em energia. Entretanto, com o principio de exclusão de Pauli que nos diz que pode haver no máximo dois elétrons em um único orbital. Assim, os orbitais são preenchidos em ordem crescente de energia, com não mais que dois elétrons no orbital. (a) Com referência à figura abaixo (Figura 6.18, Brown, 2005), qual é a relação entre o número de nós em um orbital s e o valor do número quântico principal? Que o número de nós aumenta com a elevação do valor do número quântico principal, n.-1

(b) Identifique o número de nós, isto é, identifique os lugares onde a densidade eletrônica é zero, no orbital 2px; no orbital 3s. 3s orbitais radiais. 2px só temos um nó, que fica no plano xyz (c) Os nós no orbital s são superfícies esféricas, observe a figura citada no item (a). Em que tipo de superfície você espera que os nós estejam nos orbitais p, apresentada na figura abaixo (Figura 6.20, Brown, 2005). Uma superfície de um plano de xyz.

18. Qual é o número máximo de elétrons que pode ocupar cada um dos seguintes subníveis: (a) 3d; 10-e (b) 4s;2 -e (c) 2p; 6-e (d) 5f ; 14-e 19. Qual é o número máximo de elétrons em um átomo que possuem os seguintes números quânticos: (a) n = 2, ms = -1/2; (b) n = 5, l = 3; (c) n = 4, l = 3, ml = -3; (d) n = 4, l = 1, ml = 1.

20. (a) O que são ‘elétrons de nível mais externo’? (b) O que são ‘elétrons desemparelhados’? É quando um elétron não está acompanhado por um companheiro de spin ao contrário (c) Quantos elétrons de nível mais externo um átomo Si possui? Quantos deles são desemparelhados? (a) O que cada quadrícula em uma configuração de quadrículas representa? Cada orbital é representado por uma quadricula e cada elétron, por uma meia-seta. Uma meia-seta apontando para baixo (↑) representa um elétron com número quântico magnético de spin positivo (m2= + ½) e a meiaseta apontando para baixo (↓) representa um elétron com número quântico magnético de spin negativo (m2= - ½) (b) Que grandeza é representada pelo sentido (para cima ou para baixo) das setas em uma configuração de quadrículas? O spin do elétron é representado pelo sentido das semiflechas (c) A regra de Hund é necessária para se escrever a configuração eletrônica do berílio? Explique. Não. No Be, não há elétrons nos subníveis que têm orbitais degenerados, de forma que a regra de Hund não é usada. 21. Escreva as configurações eletrônicas condensadas para os seguintes átomos, usando as abreviaturas de núcleo de gás nobre apropriadas: (a) Cs; (b) Ni; (c) Se; (d) Cd; (e) Ac; (f) Pb. b. (a) Cs, [Xe]6s1 ; (b) Ni, [Ar] 4s2 3d8 ; (c) Se, [Ar] 4s2 4d1o 4p4 ; (d) Cd, [Kr] 5s2 4d10; (e) Ac, [Rn]7s2 6d1 ; (f) Pb, [Xe] 6s2 4f14 5d10 6s2 22. Faça a configuração de quadrículas para os elétrons de valência de cada um dos seguintes elementos e indique quantos elétrons desemparelhados cada um tem: (a) S; (b) Sr; (c) Fe; (d) Zr; (e) Sb; (f) U. 23. Indique o grupo de elementos que corresponde a cada uma das seguintes configurações eletrônicas gerais: (a) [gás nobre]ns2np5 grupo 17 (halogênios) (b) [gás nobre]ns2(n – 1)d2 grupo 1 (metais alcalinos) (c) [gás nobre]ns2(n – 1)d10np1 grupo 16 (calcogênios) (d) [gás nobre]ns2(n – 2)f6 grupo 18 (gases

nobres)...