UFMS/CPCS
AGRONOMIA
Disciplina: Química Geral
Professora
Matildes Blanco
LISTA DE EXERCÍCIOS – REFERENTE À AVALIAÇÃO 01 (P1)
REVISÃO SOBRE TABELA PERIÓDICA E NÚMEROS QÜÂNTICOS
01. Exponha a regra do octeto. Ela se aplica tanto a compostos iônicos quanto
covalentes? Dê exemplos.
R.: A regra do octeto, fundamentada na chamada teoria do octeto, é uma regra química simples,
segundo a qual os átomos tendem a combinar-se de modo a ter, cada um, oito elétrons na sua camada
de valência, ficando com a mesma configuração electrónica de um gás nobre. A regra é aplicável aos
principais grupos de elementos, especialmente ao carbono, nitrogênio, oxigénio e halogénios, mas
também a metais como o sódio ou o magnésio. De forma resumida: as moléculas ou íons tendem a ser
mais estáveis quando a camada de elétrons externa de cada um dos seus átomos está preenchida com
oito elétrons. De fato, parte-se do princípio que, na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a
maior estabilidade possível. Os átomos, por exemplo, ligam-se uns aos outros formando moléculas
para aumentar a sua estabilidade.
De acordo com esta teoria, os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de
completar a sua camada da valência. Isso pode ser conseguido de diversas maneiras, dando origem a
diversos tipos de ligações químicas, que incluem a partilha de elétrons entre átomos. Contudo, existem
arranjos menos estáveis que o de um gás nobre que ocorrem regularmente nos metais de transição.
Essa regra se aplica tanto a compostos iônicos quanto covalentes. E.: NaCl, CH3-CH3,
respectivamente.
02. O que são elétrons de valência? Quantos elétrons de valência um átomo de nitrogênio
possui? Um átomo que tem a seguinte configuração eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3p2.
Quantos elétrons de valência esse átomo tem? R.: São elétrons da camada mais externa do
átomo. O N tem três. Dois.
03.Quantos elétrons um átomo de S (Z = 16) deve ganhar para atingir um octeto em seu
nível de valência? Se um átomo tem a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p3, quantos
elétrons ele deve ganhar para atingir um octeto? R.: Deve ganhar dois elétrons. Três.
04. Dê a configuração eletrônica para os seguintes íons: Na+, Ca2+, O2–, Br–, Fe2+ e Fe3+.
Compare, qualitativamente, o tamanho destes íons com os átomos neutros de origem.
Elemento
Estado Fundamental
Íon formado
2
2
6
1
+
2
Sódio
(Z= 11) Na → 1s 2s 2p 3s
Na → 1s 2s2 2p6
Cálcio
(Z= 20) Ca → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Ca2+ → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
2
2
6
2
4
Oxigênio (Z= 08) O → 1s 2s 2p 3s 3p
O2– → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Bromo
(Z = 35) Br → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Br– → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
4p6
Ferro
(Z = 26) Fe → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Fe2+ → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
Ferro
(Z = 26) Fe → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Fe3+ → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
R.: Ânions são maiores que os átomos de origem, cátions são menores. A diferença é maior para
elementos mais leves.
05. Quais os números quânticos para os elétrons de valência de antimônio (Sb, Z = 51)?
R.: Sb = (Kr) 5s2 4d10 5p3. Os elétrons de valência são cinco: 5s2 e 5p3.
Os números quânticos são: (5 0 0 ½) (5 0 0 -½) (5 1 -1 ½) (5 1 0 ½) (5 1 1 ½)
06. a) Quantos orbitais atômicos existem na camada L? b) Qual é o número máximo de
elétrons em um subnível d? c) Quantos subníveis existem na camada de n = 4?
Quantos orbitais atômicos esta camada possui? R.: a) Dois b) Dez c) Quatro d) 1 + 3 + 5
+ 7 = 16.
07. Que características de um orbital atômico são determinadas pelos números quânticos
principal, secundário e magnético? Quais deles são mais importantes para o cálculo da
energia do elétron no orbital? R.: n= nível energético, l= forma da região do espaço que o
elétron ocupa (subnível), m= Orientação do orbital no espaço.
08. Explique porque Mg2+ é menor que S2–, enquanto o átomo de magnésio é maior do que o
átomo de enxofre. R.: Mg2+ é muito menor que Mg°, pois tem estrutura eletrônica de Ne
(Z=10), mas é ainda mais compacto que o Ne, por ter carga central maior. S2– tem estrutura
eletrônica do Ar (Z=18), mas é maior que Mg2+, por ter carga central maior.
09. Defina eletronegatividade e mostre qual sua tendência dentro dos grupos e períodos da
tabela periódica.
R.: A eletronegatividade (também denominada de caráter ametálico) é uma propriedade
periódica que mede a tendência relativa de um átomo ou molécula em atrair elétrons, quando
combinado em uma ligação covalente. Com sentido oposto à eletronegatividade usa-se o termo
eletropositividade. Os valores da eletronegatividade são determinados quando os átomos estão
combinados. Por isso, para os gases nobres, que em em condições normais são inertes, não
apresentam valor de eletronegatividade.Duas escalas de eletronegatividade são comumente
utilizadas: a escala Pauling (proposta em 1932) e a escala Mulliken (proposta em 1934). Outra
escala proposta foi a escala Alfred-Rochow. A eletronegatividade de um átomo está intimamente
relacionada com o seu raio atómico: Portanto:
Quanto menor o raio atómico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron
que vai adquirir, portanto maior a sua eletronegatividade. Como consequência, esta
propriedade tende a crescer na tabela periódica: Nos períodos: da esquerda para a direita, Nos
grupos: de baixo para cima. Logo conclui-se que o elemento mais eletronegativo da tabela é o
fluor.
Eletronegatividade de um elemento é uma medida da sua capacidade de atrair os elétrons das
ligações covalentes das quais ele participa.Quanto maior for a capacidade de um átomo de atrair
os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa, maior será a sua eletronegatividade.
10. A energia de ionização dos elementos químicos é uma propriedade periódica, isto é,
varia regularmente quando os mesmos estão dispostos num sistema em ordem
crescente de seus números atômicos. O gráfico, a seguir, mostra a variação da energia
de ionização do 1° elétron, em eV, para diferentes átomos. Com base na ilustração,
assinale com V (verdadeiro) ou F (falso) as proposições adiante.
( F ) A carga nuclear é o único fator determinante da energia de ionização.
( F ) Selecionando-se três átomos com maior dificuldade para formarem cátions
monovalentes, teríamos os átomos de He, Li e Na.
( V ) O potássio é o metal que apresenta o menor potencial de ionização, entre os
elementos representativos.
( V ) No intervalo Z = 3 a Z = 10, observa-se que o aumento da carga nuclear tende a
aumentar a força de atração do elétron pelo núcleo.
( V ) Os elevados valores da energia de ionização para os gases He, Ne e Ar são
evidências de que "camadas eletrônicas completas" são um arranjo estável.
( F ) Considerando os elementos que formam um período da tabela periódica, a
tendência da energia de ionização é diminuir com o aumento do número
atômico.
( V ) As menores energias de ionização correspondem aos metais alcalinos.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
11. Relacione a tendência dos átomos de perder ou receber elétrons com os tipos de
ligações que eles formam. Defina, dê exemplos e cite as principais características de
cada tipo de ligação.
Metais: Possuem tendência a perder elétrons, participam de ligações iônicas.
Ametais e Hidrogênio: Possuem tendência de receber elétrons - ligação covalente.
Características dos compostos iônicos
• Apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes;
• Possuem altos ponto de fusão e ponto de ebulição;
• Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água ou fundidos.
Características dos compostos moleculares:
• São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambientes.
• Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos)
• São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em meio aquoso
(ionização).
• A maioria dos compostos moleculares é solúvel em solventes orgânicos.
• Quando no estado sólido podem apresentar dois tipos de retículos cristalinos (R. C.
Moleculares, R. C. Covalente).
12. Ao reagir com metais, o Br aceita um elétron para formar Br–, presente, por exemplo, no
KBr ou o CaBr2, mas não encontramos compostos como K2Br ou CaBr. Explique esse
fato em termos de energia dos orbitais. R. Para formar estes compostos iônicos, o Br
precisaria aceitar dois elétrons, o que exigiria a ocupação de um orbital de alta energia, o 5s,
com um destes elétrons.
13. Indique a condutividade e mostre o mecanismo de condução dos seguintes compostos:
a) NaCl (fundido) - R.:, Condutor, condução iônica.
b) NaCl (solução aquosa) - R.:, Condutor, condução iônica.
c) NaCl (sólido) – R.: Isolante.
d) Cu (sólido) - R.:, Condutor, condução metálica.
e) CCl4 (líquido) - R.:Não condutor.
14. Por que os compostos iônicos geralmente apresentam elevadas temperaturas de fusão,
enquanto que a maioria dos compostos covalentes simples tem baixas temperaturas de
fusão? R. Iônicos: fusão implica em romper ligação iônica, que é forte. Moléculas: fusão implica
em romper ligações secundárias.
15. Uma substância XY, formada a partir de dois elementos diferentes, entra em ebulição a 33 °C. É mais provável que XY seja uma substância iônica ou covalente? Explique. R.
Covalente: Ebulição implica em romper ligações secundárias.
16. Explique o elevado ponto de fusão do diamante. R. O diamante é um cristal formado por
ligações covalentes. Fundi-lo corresponde a romper estas ligações.
17. Como o arranjo dos compostos iônicos influencia seu ponto de fusão, sua dureza e sua
ductilidade? R.: Compostos iônicos: cristais, com ligações fortes (força depende da força de
Coulomb, que envolve carga e distância). Ponto de fusão e dureza: altos, e seu valor depende da
carga, distância e configuração eletrônica. Apresentam ductilidade: baixa, pois usualmente é difícil
deformar cristais iônicos, uma vez que poderíamos ter cargas similares frente a frente.
18. Um dos processos para a obtenção de sal de cozinha consiste em evaporar a água do
mar, obtendo-se desta forma cristais de NaCl. Explique porque os compostos iônicos, ao
se solidificarem, formam cristais. R.: Porque a ligação é apenas eletrostática e portanto não se
esgota em cada par iônico. Cada novo íon disponível pode se encaixar no cristal que vai se
formando.
19. O que você espera que ocorra com a solubilidade em água dos compostos iônicos à
medida que aumenta a força da ligação iônica? R.: A estabilidade de alguma coisa é sempre
um conceito relativo. Se a força da ligação iônica aumenta e a força das ligações entre estes íons
e a água não aumenta correspondentemente, então a solubilidade diminui.
20. Apresentamos a seguir a energia liberada na formação do reticulado de alguns sais de
K+ e F–, em kJ/mol: NaF: 923; MgF2: 2957; AlF3 : 5497; KF: 821; ClF: 715; BrF: 682; IF:
649. Explique estes valores. R.: Para os três primeiros, o crescimento da energia se explica
pelo aumento da carga (1, 2, 3). Para os quatros últimos, o decréscimo se explica pelo aumento da
distância entre as cargas (Cl é maior que K, e assim por diante).
21. Explique porque o aumento do caráter covalente de uma ligação iônica implica em maior
estabilidade dos compostos iônicos. R.: Porque é mais difícil romper uma ligação
compartilhada.
22 O que significam os termos emparelhado e desemparelhado, referente aos elétrons dos
átomos? R.: Elétrons EMPARELHADOS → Refere-se aos elétrons que apresentam diferentes sentidos de
rotação no orbital que ele ocupa. Elétrons DESEMPARELHADOS → Refere-se aos elétrons que
apresentam o mesmo sentido de rotação nos diferentes orbitais de um mesmo subnível.
23– Para os seguintes átomos: Na, Mg, N, S e F responda:
a) Quantos elétrons de valência existem em cada um dos átomos desses elementos?
R.: 1; 2; 5; 6 e 7 respectivamente.
b) Quantos elétrons emparelhados e desemparelhados existem na camada de valência
de cada um desses átomos?
c) Quantas ligações covalentes (comuns e dativas) cada um desses átomos podem
realizar? Justifique.
Elemento
(Z)
Sódio
(11)
Magnésio (12)
Estado Fundamental
Nitrogênio (7)
N→1s2 2s2 2p3
Enxofre (16)
Fluor
(9)
Na → 1s2 2s2 2p6 3s1
Mg → 1s2 2s2 2p6 3s2
2
2
6
2
S→1s 2s 2p 3s 3p
2
2
F → 1s 2s 2p
Camada de
Valência
Emparelhados
0
1
Desemparelhados.
1
0
Ligações
Covalentes
0
0 comum e 0 dativa
1
3
3 comum e 1 dativa
2
2
2 comum e 2 dativa
3
1
1 comum e 3 dativa
4
5
24 Monte as fórmulas eletrônica e estrutural (quando houver) para os seguintes compostos
químicos.
a) HNO3
b) H2O
c) CH4
d) H3C-CH2-OH
e) H3PO4
f) SO2
g) SO3
h) O3
25 Monte as fórmulas mínimas para os compostos iônicos formados pela união dos
seguintes elementos:
a) Na e S
e) Cl e P
b) K e O
f) Mg e H
c) Ba e N
d) Al e O
26 – Explique a razão pela qual é incorreto chamarmos os compostos iônicos de moléculas.
R.: Compostos iônicos resultam da atração coulumbica entre íons de cargas opostas, nessa
interação não está envolvida a participação de orbitais atômicos que se combinam para
formar orbitais moleculares.
27 - Sobre os compostos iônicos, responda:
a) Qual é seu estado físico à temperatura ambiente?
b) Por que, estes compostos possuem altos pontos de fusão e ebulição?
Compostos iônicos têm altos pontos de fusão e ebulição devido a forte atração entre os
íons de cargas opostas. Requerendo, portanto alta energia para deslocar os íons de suas
posições que são muito estáveis no campo eletrostático gerado pelos íons circundantes de
carga oposta.
c) Por que um composto iônico só pode conduzir energia elétrica quando em estado
líquido ou em solução.
28 – Sobre os metais:
a) Como se forma uma ligação metálica?
R.: Forma-se através da força de coesão que é resultante da atração entre os cátions no
reticulado e as nuvens eletrônicas, constituídas de elétrons livres que pertencem a todo o
cristal. Lembrando que os metais possuem baixa energia de ionização, ou seja, facilmente
tornam-se cátions. Portanto os metais são retículos de esferas rígidas (cátions) mantidos
coesos por elétrons que podem se mover livremente – elétrons livres (“mar de elétrons”)
b) Baseando-se nesta teoria, explique a razão pela qual os metais são bons condutores
elétricos e térmicos? R.: A condutividade elétrica e explicada pela facilidade de transporte
dos elétrons, dessa forma quando elétrons são adicionados numa extremidade de um pedaço de
metal, outros elétrons são simultaneamente retirados de outra extremidade. Esta passagem de
elétrons e denominada condução metálica. A condutividade térmica também é alta, pois quando
calor é adicionado a uma extremidade de um pedaço de metal, o resultado é um aumento na
energia cinética média, tanto dos íons, que vibram mais intensamente, como dos elétrons, que
conseqüentemente se movem mais rapidamente através do metal. Assim, a capacidade dos
elétrons livres de transmitir energia rapidamente de uma extremidade do metal a outra é
responsável pela alta condutividade térmica mostrada pela maioria dos metais.
29– Define-se como eletronegatividade, a capacidade de um átomo em atrair para si os
elétrons de uma ligação química. A eletronegatividade dos elementos pode nos dar
idéia sobre o tipo de ligação que será estabelecida entre dois ou mais átomos de
elementos químicos. Sendo assim, o que podemos afirmar sobre a eletronegatividade
dos átomos numa ligação:
a) iônica (Alta)
b) covalente (Normalmente baixa)
c) metálica (Baixa)
30 – Faça um desenho que represente da forma mais correta possível à estrutura de:
a) Um cristal de NaCl
b) Um cristal metálico de ferro.
c) Moléculas de água no estado líquido e gasoso.
31 – Qual é a diferença entre um cristal metálico e um cristal iônico?
R.: Cristal metálico: Consistem em cátions envolvidos por uma nuvem de elétrons livres que
pertencem a todo o cristal. Cristal iônico: Consistem em cátions e ânions nos pontos do
retículo cristalino.
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
32) Na tabela abaixo, a coluna da esquerda contém tipos de ligações entre íons ou
moléculas no estado sólido. A coluna da direita contém fórmulas de algumas substâncias
(considere-as no estado sólido).
Ligação
Substância
Iônica
5
H2O
2
ponte de Hidrogênio
6
NaCl
3
de Van der Waals
7
CH4
4
Polar
8
SO2
A associação correta entre os termos das duas colunas é:
a) 1 - 5; 2 - 7; 3 - 8; 4 - 6.
b) 1 - 6; 2 - 5; 3 - 8; 4 - 7.
c) 1 - 6; 2 - 5; 3 - 7; 4 - 8.
d) 1 - 8; 2 - 7; 3 - 6; 4 - 5.
e) 1 - 6; 2 - 7; 3 - 5; 4 - 8.
33) As forças intermoleculares são responsáveis por várias propriedades físicas e
químicas das moléculas, como, por exemplo, a temperatura de fusão. Considere as
moléculas de F2, Cl2 e Br2.
a) Quais as principais forças intermoleculares presentes nessas espécies?
R.: As moléculas de F2, Cl2 e Br2 são todas apolares. Portanto, as forças intermoleculares
nelas presentes são do tipo interações de London.
b) Ordene essas espécies em ordem crescente de temperatura de fusão.
R.: Como essas interações aumentam com o aumento do número de elétrons na molécula, a
ordem crescente de interações é F2, Cl2, Br2, que, por sua vez, é a mesma ordem de
temperatura de fusão.
34) Com base nas características fundamentais das ligações químicas que se
estabelecem entre átomos e das atrações que ocorrem entre moléculas, assinale o
que for correto.
01. Na molécula de gás hidrogênio, os átomos estão ligados covalentemente. (V)
02. O hidrogênio (Z = 1) liga-se ao cloro (Z = 17) na razão 1:1 por compartilhamento,
formando uma molécula que apresenta polaridade. (V)
04. No hidreto de sódio, a atração entre os átomos de Na (Z = 11) e H (Z = 1) é do tipo
eletrostática. (V)
08. Na água (H2O) e na amônia (NH3), a principal força que mantém unidas as
moléculas é denominada ponte de hidrogênio. (V)
16. Moléculas apolares, como CO2, apresentam interações intermoleculares do tipo
forças de dispersão de London. (V)
35) A molécula que apresenta momento dipolar diferente de zero (molécula polar) é:
a) CS2.
b) CBr4.
c) BCl3.
d) BeH2.
e) NH3
7
01. Indique justificando, qual ou quais, das seguintes moléculas são polares:
CH2Cl2
BrI,
BCl3
02. Considere as seguintes moléculas poliatómicas:
NF3
e
BF3
Preveja a geometria de cada uma delas e compare-as relativamente à sua polaridade.
Justifique a sua resposta recorrendo ao uso de esquemas.
03. Hierarquize, justificando, por ordem crescente da temperatura de ebulição os seguintes
compostos:
RbF
CO2
CH3OH
CH3Br