UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO

Departamento de Engenharia e Ciências Exatas

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

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.

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:

1 2 3 4 5 6

10.000

20.000

30.000

40.000

kJ/m

ol

Número de ionização

Energia de ionização do carbono

Solução – C: 1s2 2s

2 2p

2. 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.

Elemento químico

Densidade (g/cm3)

Número atômico

K 0,86 19

Ca 1,53 20

Sc 2,99 21

Ti 4,55 22

V 6,11 23

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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 2p

3) para o oxigênio ([He]2s

2 2p

4) 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)d

10. 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

(ev)

5,4 9,3 8,3 11,3 14,5 13,6 17,6 21,6

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 2p

1) 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 Ca

2+ 0,99

Zn 1,31 Zn2+ 0,74

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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]2s

2. 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.