Química 1 - Lista de Exercícios (Ensino Superior)

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Lista de Exercícios para a Primeira Avaliação de Química 1 
 
Teoria Atômica 
 
Questão 1) Desde 1800 quando Dalton inspirado pela ideia atomística de Demócrito propôs 
que o átomo consiste em uma partícula invisível e indivisível, a maneira de tratar o átomo 
passou por diversas modificações, por exemplo: Thomson descobriu os elétrons em 1903, 
Rutherford definiu a posição das cargas positivas em 1911, em 1913 o espectro de linhas do 
átomo de hidrogênio pôde ser explicado pelo modelo atômico de Bohr, o qual trata o elétron 
como partículas restritas a certos níveis de energia. Considerando esses fatos responda: 
 
a) Por que o modelo atômico de Dalton não explica o experimento do tubo de raios catódicos 
de Thomson? 
 
b) No modelo atômico de Thomson, qual a disposição das partículas negativas em relação as 
partículas positivas? 
 
c) Devido a qual razão o modelo atômico de Thomson não explica a estabilidade do átomo? 
 
d) Através de um experimento que consistia em bombardear partículas α em uma fina película 
de ouro, Rutherford propôs o modelo atômico nuclear. Quais as observações experimentais 
obtidas nesse experimento permitiram a Rutherford inferir que o átomo é esférico dotado de 
carga positiva localizada no centro possuindo as cargas negativas difusas em relação ao centro? 
 
e) Por que o modelo atômico de Rutherford não explica a estabilidade do átomo? 
 
 Universidade Federal de Sergipe 
Centro de Ciências Exatas e Tecnologia 
Departamento de Química 
Prof. José Diogo de Lisboa Dutra 
f) Para o experimento do bombardeamento de partículas α, qual o resultado que seria 
esperado caso o modelo atômico de Thomson, denominado “Pudim de Passas”, fosse aplicado 
para explicar os resultados? 
 
g) No modelo atômico de Bohr, os elétrons são confinados apenas a determinados níveis de 
energia. De que maneira tal modelo atômico explica o espectro de linhas do átomo de 
hidrogênio, faça uso da expressão 
superior inferiorE - E = h ν
. 
 
Questão 2) A luz vermelha é caracterizada por apresentar frequência igual a 4,3×1014 Hz, 
enquanto que a frequência da luz azul é de 6,4×1014 Hz. 
a) Explique sem fazer nenhum cálculo qual das duas radiações tem o maior comprimento de 
onda, considerando apenas que 
c 
, em que c é a velocidade da luz. 
 
b) Calcule o comprimento de onda correspondente à luz vermelha (ν = 4,3×1014 Hz) e à luz 
azul (ν = 6,4×1014 Hz) em nanômetros, considere a velocidade da luz como sendo igual a 3×108 
m s-1. 
 
Questão 3) a) Calcule o comprimento de onda da radiação emitida por um átomo de hidrogênio 
para n1 = 2 e n2 = 3. Vale lembrar que a relação entre comprimento de onda e os números n1 e 
n2 é pode ser dada pela expressão: 

  
 
  
2 2
1 2
c 1 1
= = -
λ n n 
em que, ℛ = 3,29×1015Hz e c é a velocidade da luz, considere c = 3×108 m s-1. 
b) Diga em que consiste a figura abaixo e identifique a linha espectral correspondente ao 
comprimento de onda calculado no item a). 
 
c) Repita o cálculo para n1 = 2 e n2 = 5 e identifique a linha espectral na figura acima. 
 
Questão 4) Uma estrela pode ser considerada um corpo-negro, logo, podemos usar as 
propriedades da radiação do corpo-negro para medir sua temperatura. A intensidade máxima 
de radiação solar ocorre a 490 nm. Qual é a temperatura da atmosfera do Sol? A relação entre 
temperatura e comprimento de onda máximo é dada pela lei de Wien, a qual é expressa 
matematicamente por 
 -3max
1
λ = 2,9×10 m K 
T

 
 
Questão 5) a) Qual é a energia de um fóton de luz azul de frequência 6,4 × 1014 Hz? Lembre-se 
de que a relação entre energia e frequência é dada pela lei de Planck, a qual é expressa 
matematicamente por: 
E = h
, em que h é a constante de Planck, sendo igual a 6,626 × 10-34 J 
s. 
 
b) Qual a energia por mol de fótons da mesma frequência? Lembre-se que 1 mol de fótons 
equivale a 6,022 × 1022 fótons. 
 
Questão 6) A velocidade de um elétron emitido pela superfície de uma amostra de potássio 
pela ação de um fóton é de 668 km·s-1. A função de trabalho do potássio é de 2,29 eV. 
a) Sabendo que a energia cinética é igual a 
2
2
e
c
m v
E =
, em que me = 9,109×10
-31 kg e v é a 
velocidade com a qual o elétron é ejetado da placa, calcule a energia cinética do elétron ejetado? 
 
b) O efeito fotoelétrico é comumente explicado pela seguinte expressão matemática: 
v2e
1
m ν = h
2
 
Identifique cada uma das quantidades presentes na equação acima e explique o seu significado 
físico. 
 
c) Com base na expressão matemática dada no item b, mostre que o comprimento de onda da 
radiação que provocou a fotoejeção do elétron é igual a 349 nm? Note que o valor de 

 foi 
dado em eV e será necessário converte-lo para J (1eV = 1,602×10-19 J). 
 
d) Qual é o comprimento de onda mais longo de radiação eletromagnética capaz de ejetar 
elétrons do potássio? Não esqueça que 

 consiste na energia mínima necessária para promover 
a ejeção do elétron e que 1eV = 1,602×10-19 J. Além disso, vale destacar que a lei de Planck, 
c
E = h h


, mostra a relação entre comprimento de onda e energia, em que h = 6,626 × 10-
34 J s e c = 3 × 108 m s-1. 
 
Questão 7) A função de trabalho do zinco é 3,63 eV. Qual é o comprimento de onda mais longo 
de radiação eletromagnética capaz de ejetar elétrons do zinco? No item d da Questão 6 as dicas 
são apresentadas. 
 
Questão 8) Em 1925, o cientista francês Louis de Broglie sugeriu que todas as partículas 
deveriam ser entendidas como tendo propriedades de ondas. Ele sugeriu, também, que o 
comprimento de onda associado à “onda da partícula” é inversamente proporcional à massa da 
partícula, m, e à velocidade, v, e que 
h
=
mv

 
a) A partir da relação de de Broglie calcule o comprimento de onda de uma bala de espingarda 
de massa 5,0 g viajando a duas vezes a velocidade do som (a velocidade do som é 331 m∙s-1). 
 
b) Como o experimento do efeito fotoelétrico pode mostrar o comportamento corpuscular da 
radiação eletromagnética ao passo que o experimento da fenda dupla mostra que a radiação 
eletromagnética apresenta comportamento ondulatório. 
 
Questão 9) Considerando a figura abaixo 
 
a) Explique como o modelo atômico de Bohr permite fazer previsão sobre as posições das 
linhas espectrais do átomo de hidrogênio. 
 
b) No modelo de Bohr, qual o significado do número quântico n. 
 
Questão 10) a) Trate, por exemplo, um átomo de hidrogênio como uma caixa unidimensional 
de comprimento 150 pm (o diâmetro aproximado do átomo) contendo um elétron e prediga o 
comprimento de onda da radiação emitida quando o elétron cai de um nível de energia mais 
alto para o nível de energia imediatamente abaixo. Considere que o elétron cai do nível de 
energia associado a n = 2 para o estado caracterizado por n = 1. Lembre-se que para a partícula 
na caixa, a energia de um dado nível de energia é igual a 2 2
28
n
e
n h
E
m L

, em que me = 9,109×10
-31 
kg, h = 6,626 × 10-34 J s e L é o comprimento da caixa. Não esqueça que quando um elétron 
passa de um nível de maior energia para um de menor energia, fóton é emitido e que a energia 
do fóton é proporcional à separação de energia entre os dois níveis, matematicamente dada por: 
superior inferiorE - E = E = h
. 
 
b) Usando o mesmo modelo para o hélio, supondo que a caixa tem largura igual a 100 pm, 
porque o átomo é menor, mostre que o comprimento de onda da mesma transição (n = 2 → n = 
1) é igual a 11,0 nm. Como podemos explicar o fato desse comprimento de onda calculado ser 
menor do que o calculado no item a, leve em a expressãode energia 2 2
28
n
e
n h
E
m L

. 
 
Questão 11) Como consequência natural da solução da equação de Schroedinger, números 
ditos quânticos são obtidos. a) Quais são os nomes e os símbolos dos quatro números quânticos 
necessários para definir a energia dos elétrons nos átomos? b) A que esses números se referem 
e que valores numéricos são possíveis para cada um deles? c) Em um determinado estado, os 
três números quânticos do elétron de um átomo de hidrogênio são n = 4, l = 2 e ml = -1. Em que 
tipo de orbital esse elétron está localizado? d) Em um determinado estado, os três números 
quânticos do elétron de um átomo de hidrogênio são n = 3, l = 1 e ml = -1. Em que tipo de 
orbital esse elétron está localizado? 
 
Questão 12) Prediga a configuração eletrônica do átomo de magnésio e do átomo de alumínio 
no estado fundamental. Vale destacar que quando neutro o átomo de magnésio apresenta 12 
elétrons e o átomo de alumínio 13. Não esqueça de levar em consideração a seguinte ordenação 
dos níveis de energia: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d. Além disso, o princípio de exclusão de 
Pauli (garante que no máximo dois elétrons emparelhados devem ocupar um orbital) e a regra 
de Hund (nos diz que se deve adicionar elétrons desemparelhados até completar a subcamada) 
não podem ser violados. 
 
Propriedades Periódicas dos Elementos 
 
Questão 13) Saber como a carga nuclear efetiva (Zef) varia ao longo da tabela periódica permite 
racionalizar diversas propriedades dos átomos. a) Como podemos explicar o aumento de Zef 
subindo ao longo de um grupo, levando em consideração a configuração eletrônica dos 
elementos químicos? b) Como podemos explicar o aumento de Zef da esquerda para a direita 
em um mesmo período? c) De que forma a Zef afeta o tamanho do átomo e a energia de 
ionização, ou seja, o que podemos esperar quando Zef aumenta para essas duas propriedades? 
 
Questão 14) O cátion consiste em uma espécie química deficiente de elétrons, em oposição ao 
ânion. Com base nesse fato, explique por que os cátions têm raio iônico menor enquanto que 
os ânions têm raio iônico maior frente aos átomos que lhe deram origem. 
 
Questão 15) A energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um 
átomo na fase gasosa. Para o átomo de cobre, é necessário fornecer 7,73 eV para promover a 
remoção do elétron de valência. Contudo, para removermos um segundo elétron devemos 
fornecer 20,29 eV de energia. Essa tendência observada para o átomo de cobre é geral, ou seja, 
a segunda energia de ionização sempre é mais elevada do que a primeira. Por quê? 
 
Questão 16) Como podemos explicar o aumento da energia de ionização à medida que subimos 
em um dado grupo e à medida que deslocamos da esquerda para a direita ao longo de um mesmo 
período? Em um mesmo grupo leve em considere a distribuição eletrônica dos elementos 
químicos e ao longo de um período o número de prótons. 
 
Questão 17) Os principais fatores responsáveis pela quebra da tendência periódica da energia 
de ionização são: tipo do orbital de valência e repulsão eletrônica sentida pelo elétron a ser 
ionizado. Com base nisso, explique a maior energia de ionização do átomo de N frente a energia 
de ionização do átomo de O. Leve em consideração as configurações eletrônicas desses dois 
elementos. 
 
Questão 18) A afinidade eletrônica é a energia liberada ou fornecida quando um elétron é 
adicionado a um átomo na fase gasosa. A afinidade eletrônica do carbono é maior do que a do 
nitrogênio. Na verdade, a afinidade eletrônica do nitrogênio é negativa. Sugira uma explicação 
para isso, levando em consideração as configurações eletrônicas desses dois elementos 
químicos 
 
Questão 19) Escreva as configurações eletrônicas das seguintes espécies químicas: íon 
cobre(I), íon cobre(II) e íon magnésio(II). Vale destacar que o cobre e o magnésio apresentam 
número atômico igual a 29 e 12, respectivamente. Leve em consideração a seguinte ordenação 
dos níveis de energia: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d. O princípio de exclusão de Pauli e a 
regra de Hund não podem ser violados. 
 
Ligação Química: Iônica e Covalente 
 
Questão 20) A ligação iônica consiste em arranjos rígidos e simétricos de íons mantidos devido 
à tração de cargas opostas (cátions e ânions). A energia de ionização para formação do cátion e 
a afinidade eletrônica para formação do ânion têm que ser energeticamente favoráveis. 
Contudo, em sua maior parte, a energia necessária para a formação de ligações iônicas é 
fornecida pela atração entre íons de cargas opostas. Com base nas características das ligações 
iônicas como podemos explicar o fato dos sólidos iônicos serem duros e quebradiços, 
apresentarem altos pontos de fusão e ebulição além de serem maus condutores de eletricidade 
quando sólidos? 
 
Questão 21) Considerando a ligação iônica entre duas espécies químicas ditas A e B nota-se 
que a energia potencial de interação entre as duas espécies químicas é diretamente proporcional 
ao produto das cargas de A e B, porém inversamente proporcional à distância entre os íons, tal 
como indicado na seguinte equação: 
A B
p
z z
E
d

, em que 
cátion âniond r r 
. Com base nessas 
informações, em qual dos dois sólidos os íons estão presos mais fortemente uns aos outros por 
interações coulômbicas? 
a) NaCl e KCl 
b) CaO e KCl 
c) KBr e KCl 
 
Questão 21) As estruturas de Lewis são úteis para a descrição de uma ligação covalente. Para 
a construção de uma dada estrutura de Lewis as seguintes etapas têm que ser seguidas: i) contar 
o número de elétrons de valência em cada átomo, ii) no caso de íons, ajustar o número de 
elétrons para levar em conta a carga, iii) dividir o número total de elétrons da molécula por 2 
para obter o número de pares de elétrons, iv) escrever os arranjos mais prováveis dos átomos 
usando padrões comuns, v) colocar um par de elétrons entre cada par de átomos ligados, e por 
fim, vi) completar o octeto (ou dupleto, no caso de H) de cada átomo colocando os pares de 
elétrons remanescentes em torno dos átomos. Com base em tal procedimento desenhe a 
estrutura de Lewis para os seguintes compostos químicos: 
a) H2O 
b) H2CO 
c) ClO2
- 
 
Questão 22) Algumas moléculas não são representadas adequadamente por uma única estrutura 
de Lewis e por essa razão devemos representá-las por meio de híbridos de ressonância. 
Responda. 
 
a) O ozônio da estratosfera, O3, protege a vida na Terra da radiação ultravioleta prejudicial 
do Sol. Sugira duas estruturas de Lewis que contribuam para a estrutura de ressonância da 
molécula O3. Os dados experimentais mostram que as duas ligações têm o mesmo 
comprimento. 
b) Escreva as estruturas de Lewis que contribuem para o híbrido de ressonância do íon nitrito, 
NO2
–. 
 
Questão 23) A carga formal consiste em uma medida da redistribuição de elétrons de um átomo 
em uma dada estrutura de Lewis. Matematicamente a carga formal é dada por 
1
Carga Formal -
2
V L B
 
  
 
 
 
em que V é o número de elétrons de valência do átomo livre, L é o número de elétrons presentes 
nos pares isolados e B é o número de elétrons compartilhados. Note que a soma do número de 
elétrons dentro dos parênteses indica o número de elétrons presentes no átomo quando está na 
molécula. 
 
a) Use a expressão da carga formal para explicar o significado de uma carga formal positiva 
e qual o significado de uma carga formal negativa? 
 
b) A carga formal é útil para apontar qual estrutura de Lewis é a mais estável para uma dada 
molécula. Uma estrutura de Lewis em que as cargas formais dos átomos individuais estejam 
mais próximasde zero representa, em geral, o arranjo de menor energia dos átomos e elétrons. 
Com base nesse critério, desenhe as duas possíveis estruturas de Lewis do CO2 e do N2O. Em 
seguida, calcule as cargas formais de cada átomo e indique qual a estrutura mais estável. 
 
Questão 24) Os átomos C, N e F obedecem rigorosamente à regra do octeto desde que existam 
elétrons disponíveis suficientemente. Contudo, os átomos de P, S e Cl podem acomodar mais 
do que 8 elétrons na camada de valência. Quando, entretanto, o átomo central de uma molécula 
tem orbitais d vazios, ele pode acomodar 10, 12 ou até mais elétrons. Em adição, o tamanho do 
átomo central é um fator importante para a expansão da camada de valência. 
 
a) Embora o fósforo e o nitrogênio pertençam ao Grupo VA, o fósforo é bem maior do que o 
nitrogênio. Como podemos explicar a existência do composto PCl5 enquanto que o NCl5 não é 
conhecido? Desenhe a estrutura de Lewis para o composto PCl5 e dê o número de elétrons da 
camada de valência expandida. 
 
b) O fluoreto SF4 forma-se quando uma mistura dos gases flúor e nitrogênio passa sobre um 
filme de enxofre em 275°C, na ausência de oxigênio e umidade. Escreva a estrutura de Lewis 
do tetrafluoreto de enxofre e dê o número de elétrons da camada de valência expandida. 
 
Questão 25) A maior parte das ligações reais tem caráter intermediário, parte iônica e parte 
covalente. Dessa forma, é preciso adicionar correções ao modelo iônico e ao modelo covalente 
para a descrição da ligação química. Através da eletronegatividade e da polarizabilidade 
correções são incluídas nos modelos covalente e iônico, respectivamente. 
 
a) De que forma a eletronegatividade e a polarizabilidade corrigem tais modelos de ligação 
química? 
 
b) A nuvem eletrônica de um ânion volumoso é facilmente distorcida, sendo, portanto, 
altamente polarizável. Com base nisso, indique qual íon é mais polarizável, o F- ou o I-? 
 
c) Um cátion pode ter um alto poder de polarização se ele for pequeno e tiver número elevado 
de cargas. Baseando-se nessa informação, qual íon apresenta maior poder polarizante, o Be2+ 
ou o Li+? O Be2+ ou o Mg2+? A disposição na tabela periódica dos elementos químicos Li, Be 
e Mg encontra-se apresentada abaixo: