Estudo Dirigido 2 - 2023-2

MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO FUNDAÇÃO UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO CAMPUS UNIVERSITÁRIO DE SINOP ESTUDO DIRIGIDO 2 NOME DO ALUNO _____________________________________________________________ SEMESTRE: ___________________________________________________________________ DATA:_________________________________________________________________________ i) Sobre os números quânticos, complete com (V) para verdadeiro e (F) para falso: ( ) Um elétron 3p tem a soma n + ℓ = 4. ( ) Um elétron, que ocupa o orbital indicado na figura a seguir, tem ℓ = 1 e mℓ = -1. ( ) Em subnível f, podem existir, no máximo 6 elétrons. ( ) O spin de um elétron pode assumir qualquer valor entre – ½ e + ½. ( ) Em um orbital do tipo p, podem existir 4 elétrons. ( ) Em um subnível f, os números quânticos magnéticos podem variar de –3 a + 3. ( ) O subnível 3p é mais energético que o subnível 5p. ii) Com relação à distribuição eletrônica, o que todos os elementos da família VII A têm em comum? iii) A respeito da classificação dos elementos químicos na tabela periódica, complete com (V) para verdadeiro e (F) para falso: ( ) O fato de os elementos de um mesmo grupo apresentarem o mesmo número de elétrons na camada de valência não faz com que suas propriedades químicas sejam semelhantes. ( ) Os elementos pertencentes a um mesmo período estão dispostos, na tabela periódica, em ordem crescente de número atômico. Cada período se encerra quando o elemento apresenta configuração eletrônica estável de gás nobre. ( ) Elementos de uma mesma família apresentam o mesmo número quântico principal na camada de valência. ( ) Todos os elementos que possuem configuração eletrônica igual a ns1 na camada de valência são chamados de metais alcalinos. ( ) Todos os elementos que possuem configuração eletrônica igual ns2 na camada de valência são chamados de metais alcalino-terrosos. iv) Apenas consultando a Tabela Periódica, escreva o fim da distribuição eletrônica para os átomos abaixo. (a) Bi; (b) Fr; (c) Br; (d) Sn; v) Usando somente a tabela periódica, dê o símbolo do átomo, no estado fundamental, que tem a seguinte configuração na camada de valência: (a) 3s2; (b) 2p1; (c) 4p3; (d) 5s2, 4d7; (e) 6s2, 5d6. vi) As seguintes configurações representam subcamadas onde o “último” elétron foi adicionado de acordo com procedimento de Aufbau. Consultando a tabela periódica escreva o símbolo do átomo correspondente. (a) 2s2, 2p2; (b) 4s2; (c) 4s2, 4p2; (d) 4s2, 3d3; (e) 5s2, 4d9; (f) 3s2, 3p5; (g) 5s2. vii) Usando somente a tabela periódica, apresente o término da configuração eletrônica das espécies abaixo: (a) P; (b) Cr; (c) As; (d) Sr; (e) Cu; (f) Mn3+. viii) Coloque os elementos seguintes em ordem crescente de raio atômico: Pb, C, Na, Cs. ix) Três elementos X, Y e Z pertencem ao 3° período. Associe a esses elementos os grupos 1, 13 e 15. Elemento X Y Z Raio atômico (Å) 1,28 1,90 1,43 x) A primeira energia de ionização do átomo de arsênio é de 231 kJ/mol. Dentre os valores a seguir, dados na mesma unidade, qual deve corresponder ao primeiro potencial de ionização do nitrogênio? ( ) 185 ( ) 199 ( ) 336 xi) Dentre os elementos abaixo, qual possui o menor e o maior potencial de ionização? (a) P e Sn; (b) Na e S. xii) Explique porque a energia de ionização do potássio é menor do que a do sódio, ainda que a carga nuclear efetiva do sódio seja menor. xiii) Qual elemento em cada um dos seguintes pares tem a maior afinidade eletrônica: (a) oxigênio ou flúor; (b) cloro ou bromo. xiv) Coloque os seguintes elementos em ordem crescente de energia de ionização: F, O, S. Justifique sua resposta. b) Qual destes elementos tem a afinidade eletrônica mais negativa: Se, Cl ou Br? Justifique sua resposta. c) Coloque as seguintes espécies em ordem crescente de tamanho: O2-, Na+, F- e F. Justifique sua resposta. d) Seria possível diferenciar os íons cobre(I) de cobre(II) através de suas propriedades magnéticas? Justifique sua resposta. e) Para retirar o segundo elétron do lítio é necessária uma maior quantidade de energia do que para retirar o quarto elétron do carbono. Explique. xiv) Organize os seguintes elementos em ordem decrescente de raio atômico: fósforo, arsênio e selênio. Justifique sua resposta. xv) Para cada um dos seguintes pares de átomos, estabeleça qual deveria ter a maior afinidade eletrônica e explique: a) Br e I b) Li e F c) F e Ne xvi) Dê a carga mais provável dos íons formados por cada um dos elementos: a) Br e) O b) Te f) F c) Cs g) C d) Ga h) P RESOLUÇÃO i) Sobre os números quânticos, complete com (V) para verdadeiro e (F) para falso: (V) Um elétron 3p tem a soma n + ℓ = 4. (V) Um elétron, que ocupa o orbital indicado na figura a seguir, tem ℓ = 1 e mℓ = -1. (F) Em subnível f, podem existir, no máximo 6 elétrons. (V) O spin de um elétron pode assumir qualquer valor entre – ½ e + ½. (F) Em um orbital do tipo p, podem existir 4 elétrons. (V) Em um subnível f, os números quânticos magnéticos podem variar de –3 a + 3. (F) O subnível 3p é mais energético que o subnível 5p. ii) Com relação à distribuição eletrônica, o que todos os elementos da família VII A têm em comum? Os elementos da família VII A, também conhecida como família dos halogênios, têm em comum o fato de todos eles possuírem 7 elétrons na camada de valência, ou seja, na camada externa de seus átomos. Esses elementos pertencem ao grupo 17 da tabela periódica e incluem os elementos flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), iodo (I) e astato (At). Devido ao fato de possuírem 7 elétrons na camada de valência, esses elementos têm uma tendência a ganhar um elétron adicional para atingir a configuração de gás nobre (8 elétrons na camada de valência), formando íons com carga negativa (ânions). Isso contribui para as propriedades químicas distintivas dos halogênios, como alta reatividade e capacidade de formar compostos iônicos com metais, entre outras características. iii) A respeito da classificação dos elementos químicos na tabela periódica, complete com (V) para verdadeiro e (F) para falso: (V) O fato de os elementos de um mesmo grupo apresentarem o mesmo número de elétrons na camada de valência não faz com que suas propriedades químicas sejam semelhantes. (V) Os elementos pertencentes a um mesmo período estão dispostos, na tabela periódica, em ordem crescente de número atômico. Cada período se encerra quando o elemento apresenta configuração eletrônica estável de gás nobre. (F) Elementos de uma mesma família apresentam o mesmo número quântico principal na camada de valência. (F) Todos os elementos que possuem configuração eletrônica igual a ns1 na camada de valência são chamados de metais alcalinos. (F) Todos os elementos que possuem configuração eletrônica igual ns2 na camada de valência são chamados de metais alcalino-terrosos. iv) Apenas consultando a Tabela Periódica, escreva o fim da distribuição eletrônica para os átomos abaixo. (a) Bi – 4f14 5d10 6s2 6p3 (b) Fr – 7s1 (c) Br – 3d10 4s2 4p5 (d) Sn – 4d10 5s2 5p2 v) Usando somente a tabela periódica, dê o símbolo do átomo, no estado fundamental, que tem a seguinte configuração na camada de valência: (a) 3s2 - Mg (b) 2p1 - B (c) 4p3 - As (d) 5s2 4d7 - Ru (e) 6s2 5d6 - Os vi) As seguintes configurações representam subcamadas onde o “último” elétron foi adicionado de acordo com procedimento de Aufbau. Consultando a tabela periódica escreva o símbolo do átomo correspondente. (a) 2s2 2p2 - C (b) 4s2 - Ca (c) 4s2 4p2 - Ge (d) 4s2 3d3 - V (e) 5s2 4d9 - Cd (f) 3s2 3p5 - Cl (g) 5s2 – Sr vii) Usando somente a tabela periódica, apresente o término da configuração eletrônica das espécies abaixo: (a) P – 3s2 3p3 (b) Cr – 3d5 4s1 (c) As – 3d10 4s2 4p3 (d) Sr – 5s2 (e) Cu – 3d10 4s1 (f) Mn3+ - Estado fundamental (3d5 4s2) / Cátion 3+ (3d4) viii) Coloque os elementos seguintes em ordem crescente de raio atômico: Pb, C, Na, Cs. C < Pb < Na < Cs ix) Três elementos X, Y e Z pertencem ao 3° período. Associe a esses elementos os grupos 1, 13 e 15. Elemento X Y Z Raio atômico (Å) 1,28 1,90 1,43 X (Grupo 15) Y (Grupo 1) Z (Grupo 13) x) A primeira energia de ionização do átomo de arsênio é de 231 kJ/mol. Dentre os valores a seguir, dados na mesma unidade, qual deve corresponder ao primeiro potencial de ionização do nitrogênio? ( ) 185 ( ) 199 (X) 336 xi) Dentre os elementos abaixo, qual possui o menor e o maior potencial de ionização? (a) P e Sn = O fósforo (P) está localizado no grupo 15 (ou 5A) da tabela periódica, enquanto o estanho (Sn) está no grupo 14 (ou 4A). Ambos os elementos têm camadas de valência similares, mas o fósforo (P) está mais à direita e tem uma carga nuclear efetiva maior do que o estanho (Sn). Isso sugere que o fósforo (P) deve ter um maior potencial de ionização em comparação com o estanho (Sn). Portanto, o fósforo (P) deve ter o maior potencial de ionização entre esses dois elementos. (b) Na e S = O sódio (Na) está localizado no grupo 1 (ou 1A) da tabela periódica, enquanto o enxofre (S) está no grupo 16 (ou 6A). Ambos têm diferenças significativas na carga nuclear efetiva e no raio atômico, com o sódio (Na) sendo um metal alcalino (baixa energia de ionização) e o enxofre (S) sendo um não-metal (alta energia de ionização). Portanto, o enxofre (S) deve ter um maior potencial de ionização do que o sódio (Na). xii) Explique porque a energia de ionização do potássio é menor do que a do sódio, ainda que a carga nuclear efetiva do sódio seja menor. Ao comparar o potássio (K) e o sódio (Na), observamos que, embora o sódio tenha uma carga nuclear efetiva menor, a energia de ionização do potássio é menor. Isso ocorre devido a dois fatores principais: Tamanho do átomo: O potássio tem um raio atômico maior do que o sódio, fazendo com que os elétrons de valência estejam mais afastados do núcleo. Isso torna esses elétrons menos firmemente ligados ao núcleo, facilitando sua remoção. Configuração eletrônica: O potássio tem uma configuração eletrônica que o aproxima de uma configuração de gás nobre, com um elétron na camada anterior. A remoção desse único elétron de valência resulta em uma configuração mais estável e próxima de um gás nobre, o que contribui para uma energia de ionização menor. Esses fatores combinados explicam por que o potássio, apesar de ter uma carga nuclear efetiva menor que o sódio, tem uma energia de ionização menor, destacando a importância do tamanho do átomo e da configuração eletrônica na determinação das propriedades dos elementos. xiii) Qual elemento em cada um dos seguintes pares tem a maior afinidade eletrônica: (a) oxigênio ou flúor = O flúor (F) tem maior afinidade eletrônica do que o oxigênio (O). Isso ocorre porque o flúor está localizado mais à direita na mesma família (grupo 17) da tabela periódica, e os átomos menores têm uma carga nuclear efetiva mais forte, o que torna a atração por um elétron adicional mais intensa. (b) cloro ou bromo = O cloro (Cl) tem maior afinidade eletrônica do que o bromo (Br). Isso também é devido ao tamanho atômico e à posição na tabela periódica. O cloro está localizado mais à direita e é menor que o bromo, o que leva a uma afinidade eletrônica mais elevada. xiv) Coloque os seguintes elementos em ordem crescente de energia de ionização: F, O, S. Justifique sua resposta. S > O > F: O enxofre (S) deve ter a menor energia de ionização porque está no terceiro período e é mais à esquerda, com elétrons de valência em um subnível 3p. O oxigênio (O) está no segundo período, com elétrons de valência em um subnível 2p, o que resulta em uma energia de ionização ligeiramente maior do que a do enxofre. O flúor (F) está no segundo período, assim como o oxigênio, mas tem uma energia de ionização ligeiramente maior devido à sua maior carga nuclear efetiva. b) Qual destes elementos tem a afinidade eletrônica mais negativa: Se, Cl ou Br? Justifique sua resposta. Cl > Br > Se: O cloro (Cl) deve ter a maior afinidade eletrônica, pois está no terceiro período e é mais à direita, com uma carga nuclear efetiva forte para atrair um elétron adicional. O bromo (Br) está no quarto período, e o selênio (Se) está no quinto, portanto, o bromo deve ter uma afinidade eletrônica maior do que o selênio, pois ambos estão no mesmo grupo e o bromo é mais à direita. c) Coloque as seguintes espécies em ordem crescente de tamanho: O2-, Na+, F- e F. Justifique sua resposta. Na+ < F- < O2- < F: O íon sódio (Na+) tem uma carga positiva e perdeu um elétron, portanto, sua camada de valência é mais interna, resultando em um menor tamanho em comparação com um átomo neutro de sódio. O íon flúor (F-) ganhou um elétron e tem uma camada de valência adicional, aumentando seu tamanho em relação a um átomo neutro de flúor. O íon óxido (O2-) tem duas camadas de valência a mais do que um átomo neutro de oxigênio, resultando em um tamanho maior. O átomo neutro de flúor (F) está entre o íon óxido (O2-) e o íon flúor (F-), portanto, ocupa a posição central em termos de tamanho. d) Seria possível diferenciar os íons cobre(I) de cobre(II) através de suas propriedades magnéticas? Justifique sua resposta. Não é possível diferenciar os íons Cu(I) (cobre com uma carga positiva) e Cu(II) (cobre com duas cargas positivas) através de suas propriedades magnéticas. Ambos os íons têm o mesmo número de elétrons desemparelhados, que é um elétron desemparelhado no caso do cobre em qualquer uma dessas cargas. Isso resulta na mesma configuração eletrônica com um elétron desemparelhado em ambos os casos (3d¹⁰4s¹). Como as propriedades magnéticas dependem principalmente do número de elétrons desemparelhados, não é possível diferenciar os íons Cu(I) e Cu(II) com base em suas propriedades magnéticas. e) Para retirar o segundo elétron do lítio é necessária uma maior quantidade de energia do que para retirar o quarto elétron do carbono. Explique. Isso ocorre porque o segundo elétron a ser removido do lítio (Li) está em uma camada de valência mais próxima do núcleo em comparação com o quarto elétron a ser removido do carbono (C). A carga nuclear efetiva é maior para o segundo elétron do lítio, resultando em uma atração mais forte do núcleo para esse elétron. Portanto, é necessária uma maior quantidade de energia para retirar o segundo elétron do lítio em comparação com o quarto elétron do carbono, que está em uma camada de valência mais externa e, portanto, mais afastado do núcleo. xiv) Organize os seguintes elementos em ordem decrescente de raio atômico: fósforo, arsênio e selênio. Justifique sua resposta. As > Se > P O raio atômico cresce da direita para a esquerda e de cima para baixo, o As é do grupo 15 enquanto o Se é do grupo 16, fazendo com que As > Se, já o P também é grupo 15, porém está acima do As, fazendo com que Se > P. xv) Para cada um dos seguintes pares de átomos, estabeleça qual deveria ter a maior afinidade eletrônica e explique: a) Br e I = O iodo (I) deve ter uma maior afinidade eletrônica em comparação com o bromo (Br). Isso ocorre porque o iodo está mais à direita na tabela periódica, no mesmo grupo (grupo 17, ou 7A) que o bromo. À medida que se move da esquerda para a direita em um período, a carga nuclear efetiva aumenta, tornando a atração pelos elétrons mais forte. Assim, o iodo, estando mais à direita, tem uma carga nuclear efetiva maior e, portanto, terá uma maior afinidade eletrônica. b) Li e F = O flúor (F) deve ter uma maior afinidade eletrônica em comparação com o lítio (Li). Isso ocorre porque o flúor está mais à direita na tabela periódica, enquanto o lítio está no grupo 1 (ou 1A), sendo um metal alcalino. Os elementos do grupo 17 (ou 7A) têm alta afinidade para ganhar um elétron adicional e completar sua configuração eletrônica com uma camada de valência cheia. Como o flúor está nesse grupo, sua afinidade eletrônica deve ser maior do que a do lítio. c) F e Ne = O flúor (F) deve ter uma maior afinidade eletrônica em comparação com o neônio (Ne). O flúor está no grupo 17 (ou 7A) da tabela periódica, enquanto o neônio é um gás nobre localizado no grupo 18 (ou 8A). Os elementos do grupo 17 têm alta afinidade para ganhar um elétron adicional e completar sua camada de valência com oito elétrons (princípio do octeto). Embora o neônio também tenha uma camada de valência completa, sua configuração eletrônica é excepcionalmente estável, e os gases nobres geralmente têm afinidade eletrônica muito baixa devido a essa estabilidade. Portanto, o flúor, pertencendo ao grupo 17, deve ter uma maior afinidade eletrônica em comparação com o neônio. xvi) Dê a carga mais provável dos íons formados por cada um dos elementos: a) Br (Bromo): O bromo está localizado no grupo 17 (ou 7A) da tabela periódica, o que significa que ele tem 7 elétrons na camada de valência. Para alcançar uma configuração de gás nobre (oito elétrons na camada de valência), o bromo precisaria ganhar um elétron. Portanto, a carga mais provável para o íon formado pelo bromo é -1 (Br^-). b) Te (Telúrio): O telúrio está localizado no grupo 16 (ou 6A) da tabela periódica, o que significa que ele tem 6 elétrons na camada de valência. Para alcançar uma configuração de gás nobre, o telúrio precisa ganhar dois elétrons. Portanto, a carga mais provável para o íon formado pelo telúrio é -2 (Te^2-). c) Cs (Césio): O césio está localizado no grupo 1 (ou 1A) da tabela periódica, o que significa que ele tem 1 elétron na camada de valência. Para alcançar uma configuração de gás nobre, o césio precisa perder um elétron. Portanto, a carga mais provável para o íon formado pelo césio é +1 (Cs^+). d) Ga (Gálio): O gálio está localizado no grupo 13 (ou 3A) da tabela periódica, o que significa que ele tem 3 elétrons na camada de valência. O gálio está próximo à configuração de gás nobre, com apenas um elétron a mais para atingir a configuração de oito elétrons na camada de valência. Para alcançar uma configuração de gás nobre, o gálio precisa perder três elétrons. Portanto, a carga mais provável para o íon formado pelo gálio é +3 (Ga^3+). e) O (Oxigênio): O oxigênio está localizado no grupo 16 (ou 6A) da tabela periódica, o que significa que ele tem 6 elétrons na camada de valência. Para alcançar uma configuração de gás nobre, o oxigênio precisa ganhar dois elétrons. Portanto, a carga mais provável para o íon formado pelo oxigênio é -2 (O^2-). f) F (Flúor): O flúor está localizado no grupo 17 (ou 7A) da tabela periódica, o que significa que ele tem 7 elétrons na camada de valência. Para alcançar uma configuração de gás nobre, o flúor precisa ganhar um elétron. Portanto, a carga mais provável para o íon formado pelo flúor é -1 (F^-). g) C (Carbono): O carbono está localizado no grupo 14 (ou 4A) da tabela periódica, o que significa que ele tem 4 elétrons na camada de valência. Para alcançar uma configuração de gás nobre, o carbono pode perder quatro elétrons para formar uma carga de +4 (C^4+) ou ganhar quatro elétrons para formar uma carga de -4 (C^4-). No entanto, essas cargas são menos comuns para o carbono. O carbono também pode compartilhar elétrons na formação de moléculas, o que é muito mais comum. Em muitos compostos, o carbono forma ligações covalentes, onde compartilha elétrons em vez de ganhar ou perder elétrons para formar íons. h) P (Fósforo): O fósforo está localizado no grupo 15 (ou 5A) da tabela periódica, o que significa que ele tem 5 elétrons na camada de valência. Para alcançar uma configuração de gás nobre, o fósforo precisa ganhar três elétrons. Portanto, a carga mais provável para o íon formado pelo fósforo é -3 (P^3-). .