Universidade Federal do Rio de JaneiroInstituto de Química

Departamento de Química InorgânicaProf. Emerson Schwingel Ribeiro

Disciplina: Química Geral I – IQG 115

1) A teoria atômica de John Dalton explica várias leis simples de combinação química que eram conhecidas naquela época. Citar e explicar as diferentes leis. Lei da composição constante (em determinado composto o número relativo de átomos e seus tipos são constantes); Lei da conservação da massa (a massa total dos materiais presentes depois da reação química é igual à massa total antes da reação); Lei das proporções múltiplas (se dois elementos, A e B, se combinam para formar mais de um composto, as massas de B, que podem se combinar com a massa de A, estão na proporção de números inteiros e pequenos).

2) Como a teoria atômica de Dalton considera o fato de que quando 1,000 g de água decompõem-se em seus elementos, obtêm-se 0,111 g de hidrogênio e 0,889 g de oxigênio independentemente de qual for a origem da água? A teoria atômica afirma que o número relativo e os tipos de átomos em um composto são constantes, não importando a origem. Portanto, 1,0 g de água pura deverão conter sempre as mesmas quantidades relativas de hidrogênio e oxigênio, não importando onde nem como a amostra é obtida.

3) Um químico descobre que 30,82 g de nitrogênio reagirão com 17,60 g; 35,20 g; 70,40 g ou 88,0 g de oxigênio para formar quatro compostos diferentes. (a) Calcule a massa de oxigênio por grama de nitrogênio em cada composto. (b) Como os números do item (a) confirmam a teoria atômica de Dalton? (a) 0,5711 g de O/1 g de N; 1,142 g de O/1 g de N; 2,284 g de O/1 g de N; 2,855 g de O/1 g de N. (b) Os números no item (a) obedecem à lei de proporções múltiplas. As proporções múltiplas surgem uma vez que os átomos são entidades indivisíveis que se combinam, como declarado na teoria atômica de Dalton.

4) Através dos estudos envolvendo tubos de Crookes (tubos de descarga características dos raios catódicos) descobriu-se o elétron. Então, faça um resumo das evidências usadas por J. J. Thomson para deduzir que os raios catódicos constituem-se de partículas carregadas negativamente. (1) Os campos elétricos e magnéticos desviaram os raios da mesma forma que eles desviariam partículas carregadas negativamente. (2) Uma chapa de metal exposta a raios catódicos adquiriu uma carga negativa.

5) (a) Qual é o objetivo da fonte de raios X no experimento da gota de óleo de Millikan? (b) Como visto a placa carregada positivamente está acima da placa carregada negativamente. Qual seria o efeito na velocidade das gotas de óleo que estão descendo se as cargas nas placas fossem invertidas (negativa acima da positiva)? (c) Em sua série original de experimentos, Millikan mediu a carga de 58 gotas de óleos separadas. Por que você acha que ele escolheu tantas gostas antes de chegar às suas conclusões finais? (a) No experimento de gota de óleo de Millikan, os raios X interagem com átomos ou moléculas gasosos dentro da câmara, formando íons positivos e elétrons livres. Os elétrons livres são dessa forma capazes de se recombinar com íons ou de se juntar às gotas de óleo. (b) Se a chapa positiva ficasse mais baixa do que a chapa negativa, as gotas de óleo ‘revestidas’ com elétrons carregados negativamente seriam atraídos à chapa carregada positivamente e desceriam muito mais rápido. (c) Quanto mais vezes uma medição é repetida, maior a chance de se detectar e compensar erros experimentais. Millikan queria demonstrar a validade de seu resultado pela sua reprodutibilidade.

6) Quais são as unidades do sistema internacional (SI) básicas para (a) o comprimento de onda da luz, (b) a frequência da luz, (c) a velocidade da luz? (a) Metros; (b) 1/segundos e (c) metros/segundo.

7) Classifique cada uma das seguintes afirmativas como falsas ou verdadeiras. Corrija as afirmativas que são falsas. (a) A luz visível é uma forma de radiação eletromagnética. (b) A frequência de radiação aumenta à medida que o comprimento de onda aumenta. (c) A luz ultravioleta tem comprimentos de

onda maiores que a luz visível. (d) A radiação eletromagnética e as ondas sonoras movem-se à mesma velocidade. (a) Verdadeira. (b) Falsa. A frequência da radiação diminui com o aumento do comprimento de onda. (c) Falsa. A luz ultravioleta tem comprimentos de onda menores do que a luz visível. (d) Falsa. A radiação eletromagnética e as ondas sonoras movem-se com diferentes velocidades.

8) (a) Qual é a frequência de radiação que tem um comprimento de onda de 0,452 pm? (b) Qual é o comprimento de onda de radiação que tem uma frequência de 2,55 x 1016 s-1? (c) Quais radiações seriam visíveis a olho nu, as do item (a) ou do item (b)? (d) Qual a distância percorrida por uma radiação eletromagnética em 7,50 ms? (a) 6,63 x 1020 s-1; (b) 1,18 x 10-8 m; (c) nenhuma das duas é visível e (d) 2,25 x 106 m.

9) Qual é a diferença entre um espectro contínuo e espectro de linhas. Como eu posso ter um espectro contínuo.

10) Átomos de mercúrio excitados emitem luz intensa em um comprimento de onda de 436 nm. Qual é a frequência desta radiação? Utilizando as diferentes regiões do espectro eletromagnético, determine a cor associada ao seu comprimento de onda. 6,88 x 1014 s–1; azul

11) Explique o experimento de Rutherford sobre o espalhamento de partículas e seu modelo atômico.

12) (a) O que significa dizer que a energia é quantizada? (b) Por que não notamos a quantização da energia nas atividades cotidianas? (a) Quantização significa que a energia só pode ser absorvida ou emitida em quantidades específicas ou em múltiplos dessas quantidades. Essa quantidade mínima de energia é igual a uma constante vezes a frequência da radiação absorvida ou emitida; E = h. (b) Em atividades cotidianas, objetos macroscópicos como nossos corpos ganham e perdem quantidades totais de energia bem maiores do que um único quantum h. O ganho ou a perda do relativamente minúsculo quantum de energia não são notados.

13) (a) Calcule o menor incremento de energia (um quantum) que pode ser emitido ou absorvido a um comprimento de onda de 812 nm. (b) Calcule a energia de um fóton de frequência 2,72 x 10 13 s-1. (c) Que comprimento de onda de radiação tem fótons de energia 7,84 x 1018 J? Em que porção do espectro eletromagnético essa radiação seria encontrada? (a) 2,45 x 10-19 J; (b) 1,80 x 10-20 J; (c) 25,3 nm; ultravioleta.

14) Um tipo de queimadura de sol ocorre com a exposição à luz UV de comprimento de onda na vizinhança de 325 nm. (a) Qual é a energia de um fóton com esse comprimento de onda? (b) Qual é a energia de um mol desses fótons? (c) Quantos fótons existem em uma rajada de 1,00 mJ dessa radiação? (a) 6,11 x 10-19 J/fóton; (b) 368 kJ/mol; (c) 1,64 x 1015 fótons.

15) O que é radiação de corpo negro e o efeito fotoelétrico?

16) O molibdênio metálico tem de absorver radiação com a frequência mínima de 1,09 x 10 15 s-1 antes que ele emita um elétron de sua superfície via efeito fotoelétrico. (a) Qual é a energia mínima necessária para produzir esse efeito? (b) Qual comprimento de onda de radiação fornecerá um fóton com essa energia? (c) Se o molibdênio é irradiado com luz com comprimento de onda de 120 nm, qual é a possível energia cinética máxima dos elétrons emitidos? (a) Emin = 7,22 x 10-19 J; (b) = 275 nm; (c) E120

= 1,66 x 10-18 J. A energia em excesso do fóton de 120 nm é convertida na energia cinética do elétron emitido. Ec = 9,3 x 10-19 J/elétron.

17) Arrume em ordem crescente de comprimento de onda, os seguintes tipos de fótons de radiação eletromagnética: ondas de rádio, radiação infravermelha, luz visível, radiação ultravioleta. Radiação ultravioleta < luz visível < radiação infravermelho < ondas de rádio.

18) (a) A radiação infravermelha tem comprimento de onda no intervalo de 800 nm a 1 mm. Qual é a frequência da radiação 8,00 x 102 nm? (b) Microondas, como as que são usadas em radares e para

aquecer comida em fornos de microondas, têm comprimento de onda maior que 3 mm. Qual a frequência da radiação de 3,0 mm? (a) 3,75 x 1014 s-1; (b) 1,0 x 1011 s-1.

19) Radiação emitida pelo núcleo de um átomo de ferro 57 tem comprimento de onda de 86 pm. Calcule a energia de um fóton dessa radiação . E = h; 2,3 x 10-15 J.

20) Utilize a relação de De Broglie para determinar os comprimentos de onda dos seguintes objetos: (a) Uma pessoa de 85 kg esquiando a 50 km/h; (b) uma bala de revólver de 10,0 g detonada a 250 m/s; (c) um átomo de lítio movimentando-se a 2,5 x 105 m/s. = h/mv. (a) = 5,6 x 10-37 m; (b) = 2,65 x 10-

34 m; (c) = 2,3 x 10-13 m.

21) A velocidade de um elétron que é emitido de uma superfície metálica por um fóton de radiação eletromagnética é 2,2 x 103 km s-1. (a) Qual é o comprimento de onde desse elétron? (b) Nenhum elétron é emitido da superfície do metal até que a frequência da radiação alcance 1,00 x 1015 s-1. Quanta energia é requerida para remover um elétron da superfície do metal? (c) A que classe de radiação eletromagnética pertence o fóton? (a) 3,3 x 10-10 m; (b) 6,63 x 10-19 J; (c) UV distante, próximo a região de raios X.

22) Explique como a existência de espectro de linhas é consistente com a teoria de Bohr sobre energias quantizadas para o elétron no átomo de hidrogênio. Quando aplicada a átomos, a ideia de energias quantizadas significa que apenas certos valores de E são permitidos. Estes são representados pelas linhas no espectro de emissão de átomos excitados.

23) Quando as seguintes transições eletrônicas ocorrem no hidrogênio, a energia é emitida ou absorvida? (a) de n = 4 para n = 2; (b) de uma órbita de raio 2,12 Å para uma de raio 8,48 Å; (c) um elétron se junta ao íon H+ e fica no nível n = 3. (a) Emitida; (b) absorvida; (c) emitida.

24) Utilizando a Equação E=(−2,18 x 10−18 J )( 1n2 ), calcule a energia de um elétron no átomo de

hidrogênio quando n = 2 e quando n = 6. Calcule o comprimento de onda da radiação liberada quando um elétron se move de n = 6 para n = 2. Essa linha está na região visível do espectro eletromagnético? Se a resposta for sim, qual sua cor? E2 = – 5,45 x 10-19 J; E6 = – 0,606 x 10-19 J; E = 4,84 X 10-19 J; = 410 nm, visível, violeta.

25) Todas as linhas de emissão visíveis observadas por Balmer envolviam nf = 2. (a) Explique por que somente as linhas com nf = 2 foram observadas na região do visível do espectro eletromagnético. (b) Calcules os comprimentos de onda das primeiras três linhas na série de Balmer – aquelas cujo ni = 3, 4 e 5 – e identifique essas linhas no espectro de emissão (ver figura do espectro de linhas do Na e H). (a) Apenas linhas com nf = 2 representam valores de E e comprimentos de onda que ficam na porção visível do espectro. Linhas com nf = 1 têm comprimentos de onda menores e linhas com nf > 2 têm comprimentos de onda maiores do que a radiação visível. (b) ni = 3, nf = 2; = 6,56 x 10-7 m; essa é a linha vermelha a 656 nm; ni = 4, nf = 2; = 4,86 x 10-7 m; esta é a linha azul a 486 nm; ni = 5, nf =2; = 4,34 x 10-7 m; esta é a linha violeta a 434 nm.

26) De acordo com o modelo de Bohr, um elétron no estado fundamental de um átomo de hidrogênio move-se em órbita ao redor do núcleo com um raio específico de 0,53 Å. Na descrição do átomo de hidrogênio pela mecânica quântica, a distância mais provável do elétron ao núcleo é 0,53 Å. Por que essas duas afirmativas são diferentes? O modelo de Bohr afirma com 100% de certeza que o elétron no hidrogênio pode ser encontrado a 0,53Å do núcleo. O modelo da mecânica quântica é um modelo estatístico que afirma a probabilidade de se encontrar o elétron em certas regiões em volta do núcleo. Enquanto 0,53 Å é o raio com a maior probabilidade, essa probabilidade é sempre menor do que 100%.

27) Quantos orbitais há em uma subcamada com (a) l = 0; (b) l = 2; (c) l = 1; (d) l = 3. (a) 1; (b) 5; (c) 3; (d) 7.

28) Quais são os números quânticos, principal e de momentum angular do orbital, para cada um dos seguintes orbitais: (a) 3p; (b) 5d; (c) 4f; (d) 6s? (a) n = 3, l = 1; (b) n = 5, l = 2; (c) n = 4, l = 3; (d) n = 6, l = 0.

29) Quantos elétrons no total podem ocupar (a) os orbitais 4p; (b) os orbitais 3d; (c) o orbital 1s; (d) os orbitais 4f. (a) 6; (b) 10; (c) 2; (d) 14.

30) Quantos elétrons podem ter os seguintes números quânticos em um átomo? (a) n = 2, l = 1; (b) n = 4, l = 2, ml = -2; (c) n = 2; (d) n = 3, l = 2, ml = +1. (a) seis; (b) dois; (c) oito; (d) dois.

31) (a) Para n = 4, quais são os possíveis valores de l? (b) Para l = 2, quais são os possíveis valores de ml? (a) n = 4, l = 3, 2, 1, 0; (b) l = 2, ml = –2, –1, 0, 1, 2.

32) Dê os valores numéricos de n e l correspondentes a cada uma das seguintes designações: (a) 3p; (b) 2s; (c) 4f; (d) 5d. (a) 3p: n = 3, l = 1; (b) 2s: n = 2, l = 0; (c) 4f: n = 4, l = 3; (d) 5d: n = 5, l = 2.

33) (a) Quais são as similaridades e diferenças entre os orbitais 1s e 2s do átomo de hidrogênio? (b) Em que sentido um orbital 2p tem caráter direcional? Compare as características direcionais dos orbitais px

e dx2-y

2 (isto é, em qual direção ou região do espaço a densidade do elétron é concentrada?) (c) O que você pode dizer sobre a distância média do núcleo de um elétron em um orbital 2s quando comparada a um orbital 3s? (d) Para o átomo de hidrogênio, liste os seguintes orbitais na ordem decrescente de energia (ou seja, os mais estáveis primeiro): 4f, 6s, 3d, 1s, 2p. (a) Os orbitais 1s e 2s do átomo de hidrogênio têm a mesma forma esférica total, mas o orbital 2s tem uma extensão radial maior e um nó a mais do que o orbital 1s. (b) Um único orbital 2p é direcional em que sua densidade de elétron é concentrada ao longo de um dos três eixos cartesianos do átomo. O orbital dx

2-y2 tem densidade de

elétron ao longo dos eixos x e y, enquanto o orbital px tem densidade somente ao longo do eixo x. (c) A distância média de um elétron ao núcleo em um orbital 3s é maior do que para um elétron em um orbital 2s. (d) 1s < 2p < 3d < 4f < 6s.

34) Para certo valor do número quântico principal, n, como as energias dos subníveis s, p, d e f variam para (a) hidrogênio; (b) um átomo polieletrônico? (a) No átomo de hidrogênio, orbitais com o mesmo número quântico principal, n, têm a mesma energia. (b) Em um átomo com muitos elétrons (átomo polieletrônico), para um dado valor de n, a energia do orbital aumenta com o aumento do valor de l: s < p < d < f.

35) (a) Quais são os possíveis valores do número quântico de spin do elétron? (b) Que peça de equipamento experimental pode ser utilizada para distinguir os elétrons que tenham valores diferentes do número quântico de spin de elétron? (c) Dois elétrons em um átomo ocupam o orbital 1s. Qual grandeza deve ser diferente para os dois elétrons? Que princípio governa a resposta a essa pergunta? (a) + ½ , – ½ ; (b) um ímã com forte campo magnético não homogêneo; (c) eles devem ter valores de ms diferentes; o princípio de exclusão de Pauli.

36) (a) O que cada quadrícula em uma configuração de quadrículas representa? (b) Que grandeza é representada pelo sentido (para cima ou para baixo) das setas em uma configuração de quadrículas? (c) A regra de Hund é necessária para se escrever a configuração eletrônica do berílio? Explique. (a) Cada quadrícula representa um orbital; (b) O spin do elétron é representado pelo sentido das semiflechas; (c) Não. No Be, não há elétrons nos subníveis que têm orbitais degenerados, de forma que a regra de Hund não é usada.

37) Os elementos Ga, Ge, As, Se e Br ficam no mesmo período na Tabela Periódica. Escreva a configuração eletrônica esperada para o estado fundamental dos átomos destes elementos, e prediga quantos elétrons desemparelhados, se existirem, cada elemento terá. Ga = [Ar] 3d104s24p1, um elétron desemparelhado; Ge = [Ar] 3d104s24p2, dois elétrons desemparelhados; As = [Ar] 3d104s24p3, três elétrons desemparelhados; Se = [Ar] 3d104s24p4, dois elétrons desemparelhados; Br = [Ar]3d104s24p5, um elétron desemparelhado.

38) Escreva as configurações eletrônicas condensadas para os seguintes átomos, usando as abreviaturas de núcleo de gás nobre apropriadas: (a) Cs; (b) Ni; (c) Se; (d) Cd; (e) Ac; (f) Pb. (a) Cs, [Xe]6s1; (b) Ni, [Ar]4s23d8; (c) Se, [Ar]4s23d104p4; (d) Cd, [Kr]5s24d10; (e) Ac, [Rn]7s26d1; (f) Pb, [Xe]6s24f 145d106p2.

39) A massa de um átomo de berílio é 1,50 x 10 -26 kg. Quantos átomos de berílio estão presentes estão presentes em 0,210 g de um filme de berílio usado como janela de um tudo de raios X? 1,4 x 1022

átomos

40) Dê o número de prótons, nêutrons e elétrons de um átomo de (a) trítio, 3H; (b) 60Co; (c) 16O; (d) 204Pb. (a) 1 próton, 2 nêutrons e 1 elétron; (b) 27 prótons, 33 nêutrons e 27 elétrons; (c) 8 prótons, 8 nêutrons e 8 elétrons; (d) 82 prótons, 122 nêutrons e 82 elétrons. Obs: Isótopo: um de dois ou mais átomos que tem o mesmo número atômico, mas diferentes massas atômicas. Exemplo: 1H, 2H e 3H são todos isótopos do hidrogênio.

41) Identifique o isótopo que tem átomos com (a) 63 nêutrons, 48 prótons e 48 elétrons; (b) 46 nêutrons, 36 prótons e 35 elétrons; (c) 6 nêutrons, 5 prótons e 5 elétrons. (a) 111Cd; (b) 82Kr; (c) 11B.

42) (a) Quais características têm em comum os átomos de 12C, 13C e 14C? (b) Em que eles são diferentes? (Considere os números de cada tipo de partícula subatômica). (a) Todos têm 6 prótons e 6 elétrons. (b) Eles têm diferentes números de nêutrons: um átomo de 12C tem 6 nêutrons, um átomo de 13C tem 7 nêutrons e um átomo de 14C tem 8 nêutrons.

43) Dê o nome dos elementos: (a) Li; (b) Ga; (c) Xe; (d) K. Escreva o símbolo dos elementos: (e) cádmio; (f) crômio; (g) antimônio. Verifique seus números de grupo na Tabela Periódica e identifique cada um como metal, não metal e metaloide (semimetal). (a) lítio, metal do Grupo I; (b) gálio, metal do Grupo 13; (c) xenônio, não metal do Grupo 18; (d) potássio, metal do Grupo I; (e) Cd, metal do Grupo 12; (f) Cr, metal do grupo 6; (g) Sb, metaloide ou semimetal do Grupo 15.

44) Destaque três propriedades físicas que são típicas dos (a) metais; (b) não metais. (a) os metais são maleáveis, conduzem eletricidade e têm brilho. (b) os não metais não são maleáveis ou dúcteis, nem conduzem eletricidade.

45) O que se entende por (a) um composto iônico e (b) um composto molecular? Quais são as propriedades típicas das duas classes de compostos? (a) Um composto iônico é feito por íons, ex: NaCl; (b) Um composto molecular é constituído de moléculas, ex: sacarose ou açúcar.

46) Estabeleça se os seguintes elementos estão ou não propensos a formar um cátion ou ânion e escreva a fórmula para o íon: (a) enxofre; (b) potássio; (c) estrôncio; (d) cloro. (a) Enxofre é um não metal do Grupo 16 e formará o íon S2-; (b) Potássio é um metal do Grupo 1 e formará íons K+; (c) Estrôncio é um metal do Grupo 2 e formará íons Sr2+; (d) Cloro é um não metal do Grupo 17 e formará íons Cl-.

47) Quantos prótons, nêutrons e elétrons estão presentes em (a) 2H+; (b) 9Be2+; (c) 80Br-; (d) 32S2-. (a) 2H+

tem 1 próton, 1 nêutron e nenhum elétron. (b) 9Be2+ tem 4 prótons, 5 nêutrons e 2 elétrons. (c) 80Br- tem 35 prótons, 45 nêutrons e 36 elétrons. (d) 32S2- tem 16 prótons, 16 nêutrons e 18 elétrons.

48) Escreva a fórmula de um composto formado pela combinação de (a) Al e S; (b) Na e O; (c) Mg e S; (d) Ba e I. (a) íons Al3+ e íons S2-, Al2S3; (b) íons Na+, íons O2-, Na2O; (c) íons Mg2+, íons S2-, MgS; (d) íons Ba2+, íons I-, BaI2.

49) Dê o estado de oxidação mais comum para os seguintes elementos: (a) metais alcalinos; (b) oxigênio encontrado em compostos; (c) halogênio. (a) +1; (b) -2; (c) -1.

50) Qual é o número de oxidação positivo máximo esperado para os seguintes elementos: (a) ósmio; (b) tungstênio; (c) boro; (d) cloro? (a) +8; (b) +6; (c) +3; (d) +7.

51) Preveja o número de elétrons de valência presente em cada um dos seguintes átomos (a) P; (b) Al; (c) Te; (d) Fe. (a) 5; (b) 3; (c) 6; (d) 8.

52) Quais elementos em cada um dos seguintes conjuntos têm a energia de ionização mais alta? (a) fósforo, arsênio, antimônio; (b) cádmio, ródio, molibdênio; (c) potássio, cálcio, gálio. (a) P; (b) Cd; (c) Ca.

53) Coloque os seguintes íons em ordem crescente de raio iônico: Te2-, O2-, Se2-, S2-. O2- < S2- < Se2- < Te2-.

54) Qual elemento tem a maior afinidade eletrônica: (a) oxigênio; (b) nitrogênio; (c) flúor; (d) cloro. (d) Cl.

55) Descreva as diferenças entre a ligação covalente e iônica.

56) Por que Mendeleev deixou lacunas em sua primeira versão da tabela periódica? Como ele previu as propriedades dos elementos que pertenciam àquelas lacunas? Mendeleev colocou elementos com propriedades químicas físicas similares dentro de uma família ou coluna da tabela. Para os elementos não conhecidos, ele deixou espaços em branco. Ele previu propriedades para os ‘espaços em branco’ com base nas propriedades de outros elementos na família e em cada lado.

57) (a) O que significa o termo carga nuclear efetiva? (b) De que forma a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons de valência de um átomo varia indo da esquerda para a direita em um período da tabela periódica? (a) Carga nuclear efetiva, Zef, é uma representação do campo elétrico médio sofrido por um único elétron. É o ambiente de média criado pelo núcleo e os outros elétrons na molécula, expresso como uma carga positiva líquida no núcleo. (b) Da esquerda para a direita em um período, a carga nuclear efetiva aumenta.

58) Qual sofrerá a maior carga nuclear efetiva, os elétrons no nível n = 3 em Ar ou os do nível n = 3 em Kr? Qual será o mais próximo do núcleo? Explique. Os elétrons n = 3 em Kr sofrem uma carga nuclear efetiva maior e consequentemente têm maior probabilidade de estar perto do núcleo.

59) (a) Por que os raios de íons isoeletrônicos diminuem com carga nuclear crescente? (b) Qual sofre a maior carga nuclear efetiva, um elétron 2p em F-, um elétron 2p em Ne, ou um elétron 2p em Na+? (a) Como o número de elétrons em uma série isoeletrônica é o mesmo, os efeitos de repulsão e de blindagem são normalmente similares para as diferentes partículas. À medida que Z aumenta, os elétrons de valência são mais fortemente atraídos pelo núcleo e o tamanho da partícula diminui. (b) Um elétron 2p em Na+.

60) (a) Por que as energias de ionização são sempre grandezas positivas? (b) Por que F tem maior energia de ionização do que O? (c) Por que a segunda energia de ionização de um átomo é sempre maior que sua primeira energia de ionização? (a) De acordo com a lei de Coulomb, a energia de um elétron em um átomo é negativa. Para aumentar a energia do elétron e removê-lo do átomo, a energia deve ser adicionada ao átomo. A energia de ionização, E para este processo, é positiva. (b) F tem uma primeira energia de ionização maior que O porquê F tem Zef maior e os elétrons mais externos em ambos os elementos estão aproximadamente à mesma distância do núcleo. (c) A segunda energia de ionização de um elemento é maior do que a primeira porque mais energia é necessária para superar Zef

maior do cátion 1+ do que a do átomo neutro.

61) (a) Qual é a relação geral entre o tamanho de um átomo e sua primeira energia de ionização? (b) Qual elemento na tabela periódica tem a maior energia de ionização? E qual tem a menor? (a) Quanto menor o átomo, maior sua primeira energia de ionização (dos elementos não radioativos). (b) He tem a maior e Cs tem a menor primeira energia de ionização.

62) Escreva a configuração eletrônica para (a) o íon de Co2+ e (b) o íon do In+. Quantos elétrons desemparelhados cada um contém? (a) Co2+, [Ar]3d7, 3 elétrons desemparelhados; (b) In+, [Kr]5s24d10, 0 elétron desemparelhado.

63) Ao reagir com o cloro, o elemento potássio perde somente um elétron por átomo, ao passo que o cálcio perde dois. Explique esse fato em termos de considerações de energia. K perde um único elétron de valência, enquanto Ca perde dois elétrons para conseguir um octeto completo. A remoção de um elétron do cerne de K+ ou de Ca2+ seria energeticamente desfavorável porque os elétrons mais internos são estabilizados por uma forte atração eletrostática pelo núcleo. Mesmo uma grande energia de rede não é suficiente para promover a remoção de um elétron mais interno.

64) (a) Defina o termo energia de rede. (b) Quais fatores governam a magnitude da energia de rede de um composto iônico? (a) Energia de rede é a energia necessária para separar totalmente um mol de composto iônico sólido em seus íons gasosos. (b) A ordem de grandeza da energia de rede depende das ordens de grandeza das cargas dos dois íons, seus raios e o arranjo de íons na rede.

65) Necessita-se de energia para remover dois elétrons do Ca para formar Ca 2+ e também para adicionar dois elétrons em O para formar O2-. Por que, então, CaO é estável em relação aos elementos livres? A grande energia atrativa entre Ca2+ e O2– contrariamente carregados mais do que compensa a energia necessária para formar Ca2+ e O2– a partir dos átomos neutros.

66) Descreva polaridade na ligação química.

67) Para cada par, determine qual composto tem ligações com maior caráter iônico: (a) HCl ou HI; (b) CH4

ou CF4; (c) CO2 ou CS2. (a) HCl; (b) CF4; (c) CO2.

68) Determine o número de oxidação do elemento em itálico nos seguintes compostos: (a) H2SO3; (b) B2O3; (c) NH3; (d) N2O3; (e) SO3; (f) H3PO3; e também para cada íon: (g) IO3

-; (h) CrO42-; (i) VO2+; (j)

BrO4-; (k) IO2

-. (a) +4; (b) +3; (c) -3; (d) +3; (e) +6; (f) +3; (g) +5; (h) +6; (i) +4; (j) +7; (k) +3.

69) Fluoreto de sódio e cloreto de sódio cristaliza-se ambos no mesmo tipo de estrutura. Qual você indicaria como tendo a maior energia de rede, NaF ou NaCl? Fluoreto de sódio, porque a energia de rede é inversamente proporcional à distância entre os íons e o íon fluoreto é menor que o íon cloreto.

70) Explique por que a energia de rede do óxido de magnésio (3.850 kJ mol -1) é maior que a do óxido de bário (3.114 kJ mol -1), sabendo-se que eles têm arranjos de íons similares no retículo cristalino. Mg2+ é menor.

71) Escreva a estrutura de Lewis de: (a) CCl4; (b) CCl2O; (c) ONF; (d) NF3; (e) cloreto de amônio; (f) fosfeto de potássio; (g) hipoclorito de sódio.

72) O naftaleno tem fórmula C10H8. É similar ao benzeno, mas tem dois anéis de seis membros que compartilham uma ligação C-C. A conectividade é mostrada abaixo. Complete a estrutura desenhando as ligações múltiplas que satisfaçam a regra do octeto para cada átomo de carbono. Estruturas de ressonância são possíveis. Desenhem tantas quantas você possa encontrar.

73) Selecione de cada um dos seguintes pares de estruturas de Lewis, aquela que é mais favorável para fazer a contribuição dominante para o híbrido de ressonância. Explique a sua seleção.

(a) As cargas formais em Xe e F são 0 na primeira estrutura; na segunda estrutura, Xe tem -1, um F é igual a 0 e outro F é igual a +1. A primeira estrutura é favorecida pelas cargas formais. (b) Na primeira estrutura, todos os átomos têm cargas formais 0; na segunda, um oxigênio tem uma carga formal de +1 e outro de -1. A primeira estrutura é preferida.

74) Escreva a estrutura de Lewis e dê o número de pares isolados sobre o xenônio, o átomo central, dos seguintes compostos: (a) XeOF2; (b) XeF4; (c) XeOF4.

75) Arranje os cátions Rb+, Be2+ e Sr2+ em ordem crescente de poder polarizante. Dê uma explicação de seu arranjo. Rb+ < Sr2+ < Be2+; o poder de polarizar cresce com o aumento da carga e com a diminuição do raio.

76) Arranje os íons Cl-, Br-, N3- e O2- em ordem crescente de polarizabilidade, dando as razões de suas decisões. O2- < N3- < Cl- < Br-; a polarizabilidade cresce com o aumento do tamanho do íon.

77) Para cada par, determine qual composto tem ligações com maior caráter iônico: (a) HCl ou HI; (b) CH4

ou CF4; (c) CO2 ou CS2. (a) HCl; (b) CF4; (c) CO2.

78) Usando seu conhecimento sobre estruturas de Lewis, preveja quais das seguintes moléculas ou íons deverão ter o mais longo comprimento para a ligação indicada: (a) a ligação C-O em CO, CO2 ou CO3

2-; (b) a ligação S-O em SO2, SO3 ou SO3

2-; (c) a ligação C-N em HCN, CH2NH ou CH3NH2. (a) CO32-; (b) SO3

2-; (c) CH3NH2.

79) Nitrogênio, fósforo, oxigênio e enxofre existem como N2, P4 tetraédrico, O2 e moléculas cíclicas de S8. Racionalize em termos das habilidades dos átomos de formar diferentes tipos de ligações. Tanto P como S tem um átomo grande que é menos capaz de formar ligações múltiplas com outro átomo do mesmo tipo, diferente dos átomos pequenos N e O. Todas as ligações em P4 e S8 são ligações simples, enquanto que N2

tem uma ligação tripla e O2 uma ligação dupla.

80) (a) Qual é a forma da molécula de clorofórmio, CHCl3? (b) Quantos ângulos de ligação H-C-Cl diferentes existem nesta molécula? (c) Quais os valores esperados para os ângulos da ligação H-C-Cl? (a) tetraédrica; (b) uma; (c) 109,5o.

81) (a) Qual é a forma do íon nitrônio, NO2+? (b) Qual é o ângulo de ligação O-N-O? (a) linear; (b) 180o.

82) (a) Qual é a forma do íon carbonato, CO32-? (b) Quantos ângulos diferentes O-C-O existem nesta

molécula? (c) Quais são os valores esperados para os ângulos O-C-O? (a) trigonal planar; (b) uma; (c) 120o.

83) Utilizando as estruturas de Lewis e a teoria RPECV, preveja a forma de cada uma das seguintes espécies: (a) tetracloreto de enxofre; (b) tricloreto de iodo; (c) IF4

-; (d) trióxido de xenônio. Dê a designação AXnEm do modelo RPECV em cada caso. Desenhe as formas estruturais. (a) gangorra, AX4E; (b) forma T, AX3E2; (c) quadrado planar, AX4E2; (d) pirâmide trigonal, AX3E.

84) Preveja a forma molecular e os ângulos de ligação para cada um dos seguintes casos: (a) I3-; (b) IF3; (c)

IO4-; (d) TeF6. Dê a designação AXnEm do modelo RPECV em cada caso. Desenhe as formas estruturais.

(a) linear, 180o, AX2E3; (b) forma T, duas a 90o e uma a 180o, AX3E2; (c) tetraédrica, 109,5o, AX4; (d) octaédrica, 90o e 180o, AX6.

85) Escreva as estruturas de Lewis e a fórmula RPECV, indicando a forma, e preveja aproximadamente os ângulos de ligação para (a) CF3Cl; (b) GaI3; (c) XeOF4; (d) CH3

-. Dê a designação AXnEm do modelo RPECV em cada caso. (a) tetraédrica, todos os ângulos de ligação = 109,5o, AX4; (b) trigonal planar, ângulos de ligação de aproximadamente 120o, AX3; (c) pirâmide quadrada, O-Xe-F com ângulos de 90o e F-Xe-F com ângulos de 90o e 180o, AX5E; (d) pirâmide trigonal, ângulos um pouco menores que 109,5o, AX3E.

86) Escreva as estruturas de Lewis e preveja se as seguintes moléculas são polares ou apolares (não polares): (a) CH2Cl2; (b) CCl4; (c) CS2; (d) SF4. As moléculas (a) e (d) serão polares e (b) e (c) serão apolares.

87) Muitas moléculas orgânicas são apolares ou fracamente polares. Preveja se as seguintes moléculas se comportam como polares ou apolares: (a) C6H6 (benzeno); (b) CH3OH (metanol); (c) H2CO (formaldeído, utilizado em soluções aquosas para preservar espécies biológicas). (a) apolar; (b) polar; (c) polar.

88) Dê as orientações relativas dos seguintes orbitais: (a) sp3; (b) sp; (c) sp3d2; (d) sp2. (a) 109,5o; (b) 180o; (c) 90o e 180o; (d) 120o.

89) As orientações relativas das ligações ao átomo central de uma molécula que não possui pares isolados de elétrons podem ser qualquer uma das listadas a seguir. Qual é a hibridização dos orbitais utilizadas por cada átomo central para seus pares de ligação: (a) tetraédrica; (b) bipirâmide trigonal; (c) octaédrica; (d) linear?

90) Dê a hibridização do átomo em negrito das seguintes moléculas: (a) SF4; (b) BCl3; (c) NH3; (d) (CH3)2Be. Dica: pares isolados ocupam orbitais híbridos de maneira muito similar aos elétrons ligantes. (a) sp3d; (b) sp2; (c) sp3; (d) sp.

91) Desenhe um diagrama de níveis de energia de orbital molecular e determine a ordem de ligação esperada para cada uma das seguintes espécies: (a) Li2; (b) Li2

+; (c) Li2-. Estabeleça se cada molécula ou íon

terá caráter paramagnético ou diamagnético. Se for paramagnético, fornecer o número de elétrons desemparelhados. (a) OL = 1, diamagnético; (b) OL = ½, paramagnético; (c) OL = ½, paramagnético.

92) (a) Com base na configuração da molécula neutra O2, escreva a configuração do orbital molecular das valências dos orbitais moleculares para (1) O2

-; (2) O2+; (3) O2

2-. (b) Forneça a ordem de ligação esperada para cada espécie. (c) Quais dessas espécies são paramagnéticas, se tiver alguma? (d) É o orbital de mais alta energia que contém um elétron com caráter ou . (a) Faça; (b) (1) 1,5; (2) 2,5; (3) 1. (c) (1) e (2) são paramagnéticos, com um elétron desemparelhado cada. (d) nos três casos.

93) Utilizando a teoria do orbital molecular, explique por que a energia de ligação N=N (dupla) não é equivalente ao dobro da energia de ligação N-N (simples). Uma ligação dupla N=N é composta de uma ligação e uma , enquanto que uma ligação simples N-N é uma ligação . As ligações comumente têm

energias mais altas que as ligações porque seus orbitais se sobrepõem menos efetivamente que as ligações , ou seja, são mais fracas.

94) (a) Desenhe o diagrama de níveis de energia do orbital molecular para N2 e nomeie os níveis de energia conforme o tipo de orbital do qual ele provem, se eles são ou não orbitais e , e se são ligantes ou antiligantes. (b) O íon diatômico heteronuclear CN- tem uma estrutura orbital similar a do N2. Como o fato do C ter diferente eletronegatividade que o N afetará o diagrama de níveis de energia quando comparado com o do N2? Utilizando esta informação, desenhe o diagrama dos níveis de energia para CN-. (c) Os elétrons terão uma maior probabilidade de estar perto do C ou do N? Por quê? (a) Faça; (b) O átomo de nitrogênio é mais eletronegativo; então seus orbitais terão energias mais baixas que os do átomo de C. Como N é mais eletronegativo, todos os orbitais ligantes estarão mais próximos em energia a N que a C e todos os orbitais antiligantes estarão mais próximos em energia a C do que a N. (c) Os elétrons em orbitais ligantes têm uma probabilidade maior de estarem em N porque é o átomo mais eletronegativo e seus orbitais têm energias mais baixas.

95) Defina ordem de ligação e qual o seu efeito sobre: (a) comprimento da ligação; (b) energia da ligação e (c) frequências de vibrações.

96) O sódio é uma substância altamente maleável, enquanto o cloreto de sódio não é. Explique essa diferença nas propriedades. O sódio é metálico; cada átomo está ligado a muitos outros. Quando a rede metálica é distorcida, muitas ligações permanecem intactas. No NaCl as forças iônicas são fortes, e os íons estão arranjados em redes muito regulares. As forças iônicas tendem a ser quebradas ao longo de determinados planos de clivagem no sólido, e a substância não suporta muita distorção antes de quebrar.

97) A prata tem as mais altas condutividades elétrica e térmica entre todos os metais. Como o modelo de mar de elétron pode explicá-las? No modelo de mar de elétrons, os elétrons movimentam-se na rede metálica, enquanto os átomos de prata permanecem mais ou menos fixos na posição. Sob a influência de um potencial aplicado, os elétrons estão livres para movimentar-se por toda a estrutura, dando origem à condutividade térmica e elétrica.

98) De acordo com a teoria de banda, como os isolantes diferem dos condutores? Como os semicondutores diferem dos condutores? De acordo com a teoria de banda, um isolante tem as bandas de energia que estão completamente preenchidas ou completamente vazias, com uma distância de energia grande entre as bandas cheias e vazias. Um condutor tem bandas de energia parcialmente preenchidas. Um semicondutor tem banda de energia preenchida ou parcialmente preenchida separada por uma pequena distância de energia de uma banda vazia ou quase vazia.

99) Defina o termo liga. Distinga entre ligas de solução e ligas heterogêneas. Uma liga contém átomos de mais de um elemento e tem as propriedades de um metal. Em uma liga de solução os componentes estão aleatoriamente dispersos. Em uma liga heterogênea os componentes não estão uniformemente dispersos e podem ser distinguidos no nível macroscópico.

100) Identifique os tipos de forças intermoleculares que possam surgir entre as moléculas das seguintes substâncias: (a) Cl2; (b) HCl; (c) C6H6; (d) C6H5Cl. (a) Forças de London; (b) forças dipolo-dipolo, forças de London; (c) forças de London; (d) forças dipolo-dipolo, forças de London.

101) Para quais das seguintes moléculas as interações dipolo-dipolo serão importantes: (a) CH4; (b) CH3Cl; (c) CH2Cl2, (d) CHCl3, (e) CCl4. (b), (c) e (d).

102) Quais das seguintes moléculas provavelmente formam ligações de hidrogênio: (a) HF; (b) CH4; (c) NH3; (d) CH3OH. (a); (c); (d).

103) Sugira, dando razões, qual substância, em cada par, tem provavelmente tem o ponto de fusão mais alto (as estruturas de Lewis poderão ajudar em seus argumentos): (a) C2H5OC2H5 (éter dietílico) ou C4H9OH (butanol); (b) HF ou HCl; (c) H2O ou CH3OH. (a) Butanol, pois a ligação de hidrogênio está

presente somente no butanol. (b) HF, a ligação de hidrogênio está presente em HF, mas não significativamente em HCl. (c) H2O, tem a ligação de hidrogênio mais forte.

104) Embora HCl e H2SO4 tenham propriedades muito diferentes como substâncias puras, suas soluções aquosas possuem propriedades comuns. Relacione algumas propriedades gerais dessas soluções e explique seu comportamento comum em termos de espécies presentes. As soluções de HCl e H2SO4

conduzem eletricidade, têm sabor azedo, mudam a cor do papel de tornassol vermelho (são ácidas), neutralizam as soluções de bases e reagem com metais ativos para formar H2(g). As soluções de HCl e de H2SO4 têm essas propriedades em comum porque ambos os compostos são fortemente ácidos. Isto é, ambos dissociam-se completamente em H2O para formar H+(aq) e um ânion. (HSO4– não está completamente dissociado, mas a primeira etapa de dissociação para H2SO4 é completa.) A presença de íons possibilita que as soluções conduzam eletricidade; a presença de H+(aq) acima de 1x 10–7 mol/L explica todas as outras propriedades relacionadas.

105) (a) Qual é a diferença entre as definições de um ácido de Arrhenius e de Brønsted-Lowry? (b) NH3(g) e o HCl(g) reagem para formar o sólido iônico NH4Cl(s). Qual substância é o ácido e a base de Brønsted-Lowry nessa reação? (a) A definição de Arrhenius de um ácido está restrita às soluções aquosas; a definição de Brønsted–Lowry aplica-se a qualquer estado físico. (b) HCl é um ácido de Brønsted-Lowry; NH3 é uma base de Brønsted–Lowry.

106) Dê a base conjugada dos seguintes ácidos de Brønsted-Lowry: (a) H2SO3; (b) HC2H3O2; (c) H2AsO4

-; (d) NH4+. (a) HSO3–;(b) C2H3O2– ;(c) HAsO42–;(d) NH3.

107) (a) Qual é o significado do termo auto ionização? (b) Explique por que água pura é uma má condutora de eletricidade. (c) Diz-se que uma solução aquosa é ácida. O que significa essa declaração? (a) A auto-ionização é a ionização de uma molécula neutra em um ânion e um cátion. A expressão de equilíbrio para a auto-ionização da água é H2O(l) ↔ H+(aq)+OH–(aq). (b) A água pura é um condutor de eletricidade ruim porque ela contém poucos íons. (c) Se uma solução for ácida, ela contém mais íons H+ do que OH–.

108) Calcula [H+] para cada uma das seguintes soluções, e indique se a solução é ácida, básica ou neutra: (a) [OH-] = 0,00005 mol L-1; (b) [OH-] = 3,2 x 10-9 mol L-1; (c) uma solução na qual [OH-] é cem vezes maior que [H+]. (a) [H+] = 2 x 10–10 mol L-1, básica; (b) [H+] = 3,1 x 10–6 mol L-1, ácida; (c) [H+] = 1,0 x 10–8

mol L-1, básica.

109) O pH médio normal do sangue arterial é 7,40. A temperatura normal do corpo é 36 0C, Kw = 2,4 x 10-

14. Calcule [H+] e [OH-] para o sangue a essa temperatura. [H+] = 4,0 x 10–8 mol L-1; [OH–] = 6,0 x 10–7 mol L-1.

110) (a) O que é um ácido forte? (b) Uma solução é rotulada como 0,500 mol L-1 de HCl. Qual é [H+] para a solução? (c) Quais das seguintes espécies são ácidos fortes: HF, HCl, HBr e HI? (a) Um ácido forte está completamente dissociado em seus íons em solução aquosa; (b) [H+] = 0,500 mol L-1; (c) HCl, HBr, HI.

111) Calcule a concentração de uma solução aquosa de NaOH que tem um pH de 11,50. 3,2 x 10–3 mol L-1

de NaOH

112) O ácido lático (HC3H5O3) tem um hidrogênio ácido. Uma solução de 0,10 mol L -1 de ácido láctico tem um pH de 2,44. Calcule o Ka. Ka = 1,4 x 10–4

113) Qual é a característica estrutural essencial de todas as bases de Brønsted-Lowry? Todas as bases de Brønsted–Lowry contêm no mínimo um par de elétrons não ligante (solitário) para atrair H+.

114) Calcule a concentração em quantidade de matéria de íons OH - em uma solução de 0,075 mo L-1 de etilamina (C2H5NH2) (Kb = 6,4 x 10-4). Calcule o pH dessa solução. A partir da fórmula da equação de segundo grau, [OH–] = 6,6 x 10–3 mol L-1, pH = 11,82.

115) (a) Dado que Ka para o ácido acético é 1,8 x 10-5 e que Ka para o ácido hipocloroso é 3,0 x 10-8, qual é o ácido mais forte? (b) Qual é a base mais forte, o íon acetato ou o íon de hipoclorito? (a) O ácido acético é mais forte; (b) O íon hipoclorito é a base mais forte.

116) Se uma substância for uma base de Arrhenius, ela é necessariamente uma base de Brønsted-Lowry? Ela é necessariamente uma base de Lewis? Justifique sua resposta. Sim. A definição de uma base de Arrhenius, um doador de OH–(aq), é mais restritiva; a definição de Brønsted-Lowry, um receptor de H+, é mais geral; e a definição de Lewis, um doador de par de elétrons, é mais geral. Qualquer substância que se encaixe na restrita definição de Arrhenius se encaixará nas definições mais amplas de Brønsted e de Lewis.

117) Identifique o ácido de Lewis e a base de Lewis entre os reagentes em cada uma das seguintes reações;(a) Fe(ClO4)3(s) + 6H2O(l) ↔ Fe(H2O)6

3+(aq) + 3ClO4-(aq)

(b) CN-(aq) + H2O(l) ↔ HCN(aq) + OH-(aq)(c) (CH3)3N(g) + BF3(g) ↔ (CH3)3NBF3(s)(d) HIO(lq) + NH2

-(lq) ↔ NH3(lq) + IO-(lq) (lq significa amônia líquida como solvente)(a) Ácido, Fe(ClO4)3 ou Fe3+; base, H2O; (b) Ácido, H2O; base,CN–;(c) Ácido, BF3; base, (CH3)3N; (d) Ácido, HIO; base, NH2–

118) Determine o número de oxidação do átomo de metal nos seguintes complexos: (a) [Fe(CN)6]4-; (b) [Co(NH3)6]3+; (c) [Co(CN)5(H2O)]2-; (d) [Co(SO4)(NH3)5]+. (a) +2; (b) +3; (c) +3; (d) +3.

119) Quais os nomes dos complexos do exercício anterior? (a) íon hexacianoferrato(II); (b) íon hexaaminocobalto(III); (c) íon aquapentacioanocobaltato(III); (d) íon pentaaminosulfatocobalto(III).

120) Escreva as fórmulas para cada um dos seguintes complexos de coordenação: (a) hexacianocromato(III) de potássio; (b) cloreto de pentaaminasulfatocobalto(III); (c) brometo de tetraaminadiaquacobalto(III); (d) ferrato(III) de sódiodiaquabis(oxalato). (a) K3[Cr(CN)6]; (b) [Co(NH3)5(SO4)]Cl; (c) [Co(NH3)4(H2O)2]Br3; (d) Na[Fe(H2O)2(C2O4)2].

121) Quais dos seguintes ligantes podem ser polidentados? Se o ligante puder ser polidentado, dê o número máximo de locais nas quais o ligante pode ligar-se simultaneamente a um único centro metálico. (a) HN(CH2CH2NH2)2; (b) CO3

2-; (c) H2O; (d) oxalato. (a) 3; (b) 1 ou 2; (c) 1; (d) 2. Sendo que a, b e d podem ser polidentados.

122) Determine o tipo de isomerismo estrutural que existe nos seguintes pares de compostos: (a) [Co(NO2(NH3)5]Br2 e [Co(ONO)(NH3)5]Br2; (b) [Pt(SO4)(NH3)4](OH)2 e [Pt(OH)2(NH3)4]SO4; (c) [CoCl(SCN)(NH3)4]Cl e [CoCl(NCS)(NH3)4]Cl; (d) [CrCl(NH3)5]Br e [CrBr(NH3)5]Cl. (a) isômeros de ligação; (b) isômeros de ionização; (c) isômeros de ligação; (d) isômeros de ionização.

123) Escreva as fórmulas para os isômeros hidratados de um composto tendo a fórmula empírica CoCl3.6H2O e um número de coordenação 6. [Co(H2O)6]Cl3, [CoCl(H2O)5]Cl2.H2O, [CoCl2(H2O)4]Cl.2H2O, [CoCl3(H2O)3].3H2O

124) Escreva a fórmula de um isômero de ligação do [CoCl(NO2(en)2]Cl. [CoCl(ONO)(en)2]Cl.

125) Um complexo tetraédrico pode mostrar: (a) estereoisomerismo; (b) isomerismo geométrico; (c) isomerismo óptico? (a) sim, na forma de isômeros ópticos; (b) não; (c) sim. Se quatro grupos ligantes diferentes estão ligados ao átomo central, o átomo central é quiral e exibe atividade óptica.

126) Desenhe um diagrama de níveis de energia de orbitais mostrando a configuração dos elétrons d sobre o íon de metal nos seguintes complexos: (a) [Co(NH3)6]3+; (b) [NiCl4]2- (tetraédrico); (c) [Fe(H2O)6]3+; (d) [Fe(CN)6]3-. Prediga o número de elétrons desemparelhados para cada complexo. (a) Octaédrico, ligante de campo forte, nenhum; (b) tetraédrico, ligante de campo fraco, dois; (c) octaédrico, ligante de campo fraco, cinco; (d) octaédrico, ligante de campo forte, um.

127) Os complexos (a) [Co(en)3]3+ e (b) [Mn(CN)6]3- tem configuração eletrônica de spin baixo. Quantos elétrons desemparelhados existem em cada um dos complexos? (a) nenhum elétron desemparelhado; (b) dois elétrons desemparelhados.

128) Explique a diferença entre um ligante de campo fraco e um ligante de campo forte. Quais medidas podem ser usadas para classificá-los? Ligantes de campo fraco não interagem com os elétrons d no íon metálico, então produzem somente um pequeno desdobramento do campo cristalino dos estados de energia do elétron d. O oposto é verdade para ligantes de campo forte. Com os ligantes de campo fraco, os elétrons desemparelhados permanecem desemparelhados se há orbitais não preenchidos; então um ligante de campo fraco pode também levar a um complexo de spin alto. Ligantes de campo forte fazem com que os elétrons a mais que os três elétrons orientados para cima ocupem os orbitais de energia mais baixa. Um ligante de campo forte também pode levar a um complexo de spin baixo. Arranjos dos ligantes em séries espectroquímicas ajudam a distinguir ligantes de campo forte e de campo fraco. Medidas de suscetibilidade magnética (e de paramagnetismo) podem ser usadas para determinar o número de elétrons desemparelhados, que, por sua vez, estabelece se o ligante associado é um ligante de campo forte ou de campo fraco.

129) Dos dois complexos (a) [CoF6]3- e (b) [Co(en)3]3+, um é amarelo e o outro é azul. Identifique o complexo com a cor e explique sua escolha. (a) azul, pois F- é um ligante de campo fraco; (b) amarelo, pois o ligante en é um ligante de campo forte. O desdobramento entre os níveis é menor em (a) que em (b), portanto (a) irá absorver luz de comprimento de onda mais longo que (b) e consequentemente, mostrará uma cor com comprimento de onda menor.

130) Sugira a razão pela qual os íons Zn2+(aq) são incolores. Você espera que os compostos de zinco sejam paramagnéticos? Explique seu raciocínio. No Zn2+, os orbitais d estão preenchidos (d10). Pode não haver transições eletrônicas entre os níveis t2g e eg; então, nenhuma luz visível será absorvida e o íon aquoso será incolor. A configuração d10 não tem elétrons desemparelhados; logo, os compostos de Zn não serão paramagnéticos.

131) Estime o desdobramento do campo ligante para (a) [CoCl6]3- (máx = 740 nm); (b) [Cr(NH3)6]3+

((máx = 460 nm); (c) [ Cr(H2O)6]3+ (máx = 575 nm, onde máx é o comprimento de onda da luz mais intensamente absorvida. Arranje os ligantes em ordem crescente de força de campo ligante. (a) 208 kJ mol-1; (b) 260 kJ mol-1; (c) 208 kJ mol-1; Cl < H2O < NH3.

132) Calcule o comprimento de onda e a energia por mol de fótons de radiação de frequência: (a) 9,4 x 1019 Hz; (b) 5,7 x 1021 Hz; (c) 3,7 x 1020 Hz; (d) 7,3 x 1022 Hz. = c/; E = h; regra de três para achar a energia de um mol. (a) 3,2x10-12 m, 3,8x1010 J mol-1; (b) 5,3x10-14 m, 2,3x1012 J mol-1; (c) 8,1x10-13 m, 1,5x1011 J mol-1; (d) 4,1x10-15 m, 2,9x1013 J mol-1.

133) No rearranjo do núcleon dos seguintes núcleos filhos, a energia varia pela quantidade apresentada, é emitido um raio . Determine a frequência e o comprimento de onda do raio em cada caso: (a) cobalto-60, 1,33 MeV; (b) arsênico-80, 1,64 MeV; (c) ferro-59, 1,10 MeV. (1 MeV = 1,602 x 10-13 J). (a) 3,21x1020

Hz, 9,35x10-13 m; (b) 3,97x1020 Hz, 7,59x10-13 m; (c) 2,65x1020 Hz, 1,13x10-12 m.

134) Identifique o núcleo filho de cada um dos seguintes decaimentos e escreva a equação nuclear balanceada: (a) decaimento do trítio; (b) decaimento + do ítrio-83; (c) decaimento do criptônio-87; (d) decaimento protactínio-225; (e) captura eletrônica para o berílio-7. Nota: O decaimento (sem o sinal) significa sempre a ejeção de uma partícula -. O decaimento que resulta em um pósitron é sempre representado por +. (a) 3He; 3

1T 0-1e + 3

2He; (b) 83Sr; 8339Y 0

1e + 8338Sr; (c) 87Rb; 87

36Kr 0-1e + 87

37Rb; (d) 221Ac; 225

91Pa 42 + 221

84Ac; (e) 7Li; 74Be + 0

-1e 73Li.

135) Determine a constante de decaimento para: (a) o trítio, t1/2 = 12,3 a; (b) lítio-8, t1/2 = 0,84 s; (c) nitrogênio-13, t1/2 = 10,0 min. t1/2 = ln 2 / k. (a) 5,63 x 10-2 a-1; (b) 0,83 s-1; (c) 0,0693 min-1.

136) Faça a distinção entre fissão e fusão nuclear. Explique por que os nuclídeos pesados têm maior chance de sofrer fissão, e os nuclídeos leves têm maior chance de sofrer fusão.

137) Calcule a energia em joules equivalente (a) 1,0 de matéria; (b) 1 elétron. E = mc2; (a) 9,0 x 1013 J; (b) 8,187 x 10-14 J.

138) Explique o cinturão de estabilidade.