Primeira lista de exercícios
01. Determine a diferença entre fórmula molecular, mínima ou empírica, estrutural e eletrônica.
Fórmula molecular: Demonstra quantos átomos de cada tipo de elemento estão presentes em uma única molécula do
composto.
Fórmula mínima (empírica): Demonstra a proporção numérica de cada tipo de elemento presentes no composto.
Fórmula Estrutural: Indica como os átomos estão ligados, mas não mostra seu arranjo tridimensional.
Fórmula Eletrônica: Demostra os átomos e suas ligações representadas por pares eletrônicos das camadas de valência.
02. Escreva as fórmulas estruturais para ácido fórmico (CHO2H), ácido acético (CH3COOH) e acetato de etila
(CH3COOCH2CH3). Dados os números atômicos: C = 6 ; H = 1 ; O = 8
Ácido fórmico
Ácido acético
Acetato de etila
03. A partir da diferença de eletronegatividade proposta por Linus Pauling diferencie uma ligação iônica de uma ligação
covalente.
Em uma ligação iônica, devido a grande diferença de eletronegatividade, ocorre uma transferência de elétrons
formando íons positivos os cátions e negativos os ânions.
Em uma ligação covalente, onde a diferença de eletronegatividade não é muito elevada, ocorre um compartilhamento
de elétrons.
04. Escreva a fórmula estrutural e classifique as diferentes ligações químicas presentes na molécula de acetato de
sódio (C2H3O2Na), de acordo com a teoria de Linus Pauling, considerando que o número atômico e a eletronegatividade
dos átomos são, respectivamente: C = 6 e 2,5; H = 1 e 2,1; O = 8 e 3,5; Na = 11 e 0,9.
Ligação
Diferença de
eletronegatividade
1,2 e 3
4
5
6
7
0,4
0,0
1,0
1,0
2,6
Classificação (ligação)
covalente
covalente
covalente
covalente
iônica
05. (UFPR_2010) Escreva a fórmula estrutural e classifique as diferentes ligações químicas presentes na molécula de
formiato de sódio (CHO2Na), de acordo com a teoria de Linus Pauling, considerando que o número atômico e a
eletronegatividade dos átomos são, respectivamente: C = 6 e 2,5; H = 1 e 2,1; O = 8 e 3,5; Na = 11 e 0,9.
Ligação
1
2
3
4
Diferença de
eletronegatividade
0,4
1,0
1,0
2,6
Classificação (ligação)
covalente
covalente
covalente
iônica
06. Cite quatro propriedades que diferenciam compostos covalentes de compostos iônicos.
Algumas propriedades
Iônicos
Covalentes
São sólidos em condições normais de temperatura (25°C)
e pressão (1 atm);
Podem ser encontrados nos três estados físicos à
temperatura ambiente.
São duros e quebradiços;
Possuem pontos de fusão e de ebulição elevados.
Em solução aquosa (dissolvida em água) ou fundidos
(líquidos) conduzem corrente elétrica.
Existem compostos covalentes tanto polares como
apolares, o que determina suas solubilidades em solventes
polares como a água ou apolares como o querosene por
exemplo.
Muitos de seus compostos apresentam considerável
solubilidade em água.
Geralmente apresentam pontos de ebulição e de fusão
inferiores aos das substâncias iônicas.
Na sua forma pura, a maioria das substâncias covalentes
não conduz corrente elétrica, com exceção da grafita,
porém em meio aquoso ácidos de Arrhenius são
condutores.
07. Coloque os elementos do grupo I em ordem crescente de raio atômico e do grupo II em ordem crescente de
potencial de ionização.
Grupo I:
Na, Mg, Al, Si
Grupo II: K, Fe, Br, Kr
Si < Al < Mg < Na
K < Fe < Br < Kr
08. (UFPR_2010) Com base nas propriedades periódicas, discuta, justificando, a veracidade ou falsidade das seguintes
afirmativas:
a) Os elementos dos grupos 1 e 2, quando se associam com elementos dos grupos 16 e 17, tendem a formar compostos
iônicos.
Verdadeiro: Os elementos dos grupos 1 e 2 apresentam as menores energias de ionização da tabela periódica e, ainda,
são os elementos com os menores valores de eletronegatividade. Por outro lado, os elementos dos grupos 16 e 17
liberam maior quantidade de energia quando recebem um elétron (afinidade eletrônica) e são os elementos com os
maiores valores de eletronegatividade, segundo a escala de Linus Pauling
b) Dentro de um mesmo período, a energia de ionização tende a diminuir da esquerda para a direita da tabela
periódica.
Falso: O aumento do número atômico da esquerda para a direita leva a uma tendência de diminuição do raio atômico,
pois dentro do mesmo período, elétrons são adicionados dentro da mesma camada, com isso a atração núcleo elétrons
de valência aumenta.
09. Qual a relação entre o tamanho de um átomo e sua primeira energia de ionização?
Quando o raio de um elemento é grande, o(s) elétron(s) da camada de valência encontram-se muito distantes do
núcleo tornando pequeno o consumo de energia necessária para retirada do último elétron. Analisando o exposto é
possível deduzir que para a grande maioria dos casos, quanto maior o raio menor será sua primeira energia de
ionização.
10. (Consulte a tabela periódica) A incidência de radiação eletromagnética sobre um átomo é capaz de ejetar o elétron
mais externo de sua camada de valência. A energia necessária para a retirada deste elétron pode ser determinada
pelo princípio da conservação de energia, desde que se conheça sua velocidade de ejeção (Eradiação) = Ecinética + Eionização).
Para um dado elemento, verificou-se que a velocidade de ejeção foi de 1,00 x 106 m/s, quando submetido a 1070,9
kJ/mol de radiação eletromagnética.
Considerando a propriedade periódica apresentada no gráfico (Energia de Ionização x Número Atômico) e a massa do
elétron igual a 9,00 x 1031kg, determine:
2500
He
Ne
Energia de ionização, kJ/mol
2000
F
Ar
1500
N
O
H
Cl
C
1000
P
Be
Mg
B
500
0
Na
Li
0
1
2
3
4
5
6
7
8
Si
S
Ca
Al
Na
9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
Número Atômico
a) O elemento em questão, sabendo que este pertence ao terceiro período da Tabela Periódica;
a) Eradiação = Ecinética + Eionização
Eradiação = NA . m V2 + Eionização
2
1070,9kJ.mol- = 6,02.1023 mol- x 9,00.10-31kg x (1,00.106 m.s-)2 + Eionização
2
1070,9kJ.mol- = 270,9 kJ.mol- + Eionização
Eionização = 8,00.102kJ.mol-
Analisando a tabela de energia de ionização, o elemento do 30 período é o silício (Si).
b) O número atômico do próximo elemento do grupo;
b) 14Si
O próximo elemento do grupo é o Germânio ( 32Ge)