1. UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO
CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO
Departamento de Engenharia e Ciências Exatas
LISTA DE EXERCÍCIOS
Química Geral – Professor Sandro Greco
Tabela Periódica
1ª Questão (8.36-Kotz): Usando os seus conhecimentos sobre as tendências periódicas dos elementos ao longo
da tabela periódica, explique por que a densidade dos elementos aumenta gradativamente quando se vai do
potássio ao vanádio no quarto período.
Elemento Densidade Número
químico (g/cm3) atômico
K 0,86 19
Ca 1,53 20
Sc 2,99 21
Ti 4,55 22
V 6,11 23
Solução – Ao passar do potássio ao vanádio no quarto período da tabela periódica, verifica-se uma diminuição
do raio atômico, pois os elétrons são adicionados na mesma camada e estão tão próximos do núcleo como os
demais elétrons da mesma camada. Como eles estão espalhados, a blindagem da carga nuclear sobre um elétron
pelos demais não é muito eficiente e a carga nuclear efetiva cresce ao longo do período. Com a diminuição do
raio, ocorre uma diminuição do volume e ao mesmo tempo um aumento da massa. Como a densidade é
diretamente proporcional a massa e inversamente proporcional ao volume, o aumento da massa e a diminuição
do volume favorece o aumento da densidade ao longo do período, como mostrado na tabela.
2ª Questão (7.80-Brown): Explique a variação nas energias de ionização do carbono, como mostrado no
seguinte gráfico:
Energia de ionização do carbono
40.000
30.000
kJ/mol
20.000
10.000
1 2 3 4 5 6
Número de ionização
Solução – C: 1s2 2s2 2p2. A seqüência das energias de ionização I1 até I4 representa a perda de elétrons dos
orbitais 2p e 2s, da camada externa do átomo. Os valores de I1- I4 aumenta como esperado. A carga nuclear é
constante, mas a remoção de cada elétron reduz as interações repulsivas entre os elétrons remanescentes,
aumentando a carga nuclear efetiva, o que aumenta a energia de ionização. I5 e I6 representam a perda de elétrons
do orbital 1s interno. Esses elétrons 1s estão muito mais próximos do núcleo e experimentam uma carga nuclear
total (não são blindados), então os valores de I5 e I6 são significativamente maiores do que I1- I4. I6 é maior do
que I5 pois todas as interações repulsivas foram eliminadas.
3ª Questão (SJG): Observando a tabela periódica mostrada a seguir, verificam-se algumas anomalias nas
primeiras energias de ionização dos elementos químicos no segundo período. Explique.
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Solução – A diminuição na energia de ionização do berílio ([He]2s2) ao boro ([He]2s2 2p1) ocorre porque os
elétrons no orbital preenchido 2s são mais eficientes em blindar os elétrons no subnível 2p de átomos
polieletrônicos apresentam energia mais alta que o 2s. A diminuição na energia de ionização ao passar do
nitrogênio ([He]2s2 2p3) para o oxigênio ([He]2s2 2p4) é relativa à diminuição na repulsão dos elétrons
emparelhados na configuração p4.
4ª Questão (1.99-Atkins): O tálio é o mais pesado dos elementos do grupo 13/III. O alumínio é também um
membro desse grupo e sua química é dominada pelo estado de oxidação +3. O tálio, porém, é encontrado mais
usualmente no estado de oxidação +1. Explique estas tendências observadas.
Solução – A tendência em formar íons com carga duas unidades mais baixa do que a esperada para o número do
grupo é conhecida como efeito do par inerte. O efeito do par inerte deve-se, simplificadamente, às energias
relativas dos elétrons de valência s e p. Nos átomos mais pesados, os elétrons de valência s têm energia muito
baixa por causa da boa penetração e da baixa capacidade de blindagem dos elétrons d. Os elétrons de valência s
podem, então, permanecer ligados ao átomo durante a formação do íon.
5ª Questão (7.86-Brown): A tabela mostrada a seguir fornece as afinidades eletrônicas, em kj/mol, para os
metais do grupo 1A e do grupo 1B. Explique as tendências opostas nos valores das afinidades eletrônicas destes
dois grupos.
1A 1B
Li (-60) Cu (-119)
Na (-53) Ag (-126)
K (-48) Au (-223)
Rb (-47)
Solução – No grupo 1A há um decréscimo da afinidade eletrônica ao se descer no grupo, pois o elétron é
adicionado cada vez mais distante do núcleo, ocupando um subnível mais energético o que faz diminuir a
interação com o núcleo, consequentemente a afinidade eletrônica. Os elétrons de valência nos elementos do
grupo 1B apresentam uma carga nuclear efetiva alta devido ao aumento do número atômico com os elétrons
ocupando os subníveis (n-1)d. Portanto as afinidades eletrônicas são maiores e mais negativas. Os elementos do
grupo 1B são exceções na distribuição eletrônica, possuindo uma configuração eletrônica genérica ns1(n-1)d10. O
elétron adicional deverá completar o subnível ns, experimentando uma repulsão com o outro elétron ns. Ao
descer no grupo, o tamanho do subnível ns aumenta, minimizando o efeito de repulsão. Isto é, a carga nuclear
efetiva é maior descendo no grupo porque ocorre uma diminuição na repulsão, tornando a afinidade mais
negativa.
6ª Questão (SJG): Em geral, as primeiras energias de ionização (energias necessárias para remover um elétron
do átomo neutro) aumentam ao longo do segundo período (veja a seqüência abaixo), por quê? Entretanto, o boro
e o oxigênio exibem um comportamento anômalo; as suas energias de ionização são menores que as esperadas.
Explique esta alternativa.
Li Be B C N O F Ne
I1 5,4 9,3 8,3 11,3 14,5 13,6 17,6 21,6
(ev)
Solução – Ocorre um aumento na energia de ionização dos átomos ao longo de um período, como mostrado na
tabela anterior, pois, concomitantemente ocorre um aumento um aumento da carga nuclear efetiva e uma
diminuição do raio atômico. A diminuição na energia de ionização do boro ([He]2s2 2p1) ocorre porque os
elétrons no orbital preenchido 2s são mais eficientes em blindar os elétrons no subnível 2p de átomos
polieletrônicos apresentam energia mais alta que o 2s. Já a diminuição na energia de ionização do o oxigênio
([He]2s2 2p4) é relativa à diminuição na repulsão dos elétrons emparelhados na configuração p4.
7ª Questão (7.81-Brown): Os raios atômicos e iônicos (2+) para o cálcio (Ca) e para o zinco (Zn) estão
relacionados a seguir. Sugira uma razão para a diferença nos raios iônicos ser bem menor que a diferença nos
raios atômicos.
Raios atômicos (A)
Ca 1,74 Ca2+ 0,99
Zn 1,31 Zn2+ 0,74
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Solução – Ca: [Ar]4s2; Ca2+: [Ar] – Zn: [Ar] 4s2 3d10; Zn2+: [Ar] 3d10. Nos dois casos, os íons formados
envolvem a perda de elétrons da camada n=4. A distância média dos elétrons na camada n=3 ao núcleo é menor
e por isso o raio dos íons é menor. O raio atômico do Ca é maior do que o do Zn, pois o Zn tem um número
atômico e uma carga nuclear efetiva significativamente maior. Em ambos os átomos Ca e Zn os elétrons de
valência estão na camada n=4. O maior Z e Zef do Zn tornam o seu raio muito menor. Nos íons 2+, ambos
perdem os seus elétrons 4s. Os elétrons de valência no Zn estão no subnível 3d e são significativamente
blindados pelos elétrons do cerne [Ar]. Portanto, o raio do Zn2+ aproxima-se muito mais do raio do Ca2+ do que
os raios dos átomos neutros.
8ª Questão (8.95-Chang): A um aluno são dadas amostras de três elementos, X, Y e Z, que poderiam ser um
metal alcalino, um membro do grupo 14 e um membro do grupo 15. Ele faz as seguintes observações: O
elemento X tem um brilho metálico e conduz eletricidade. Reage lentamente com o ácido clorídrico para
produzir hidrogênio gasoso. O elemento Y é um sólido amarelo-claro que não conduz a eletricidade. O elemento
Z tem um brilho metálico e conduz eletricidade. Quando exposto ao ar, o elemento Z forma lentamente um pó
branco. Uma solução do pó branco em água é básica. Dessas observações, o que se pode se concluir acerca
desses elementos?
Solução – X deve pertencer ao grupo 4A; ele é provavelmente o Sn ou o Pb, pois ele não é um metal muito
reativo (ele certamente não é reativo como um metal alcalino); Y é um não-metal visto que não conduz
eletricidade. Como ele é um sólido amarelo, provavelmente é o átomo de fósforo (grupo 5A); Z é um metal
alcalino, pois ele reage com o ar para formar um óxido básico ou peróxido.
9ª Questão (Ex.1.3-Shriver): Aponte uma razão para o aumento do Zef ser menor para um elétron 2p entre os
átomos de nitrogênio e oxigênio do que entre os átomos de carbono e nitrogênio, dado que as configurações dos
três átomos são: C – [He]2s2 2p2, N – [He]2s2 2p3 e O – [He]2s2 2p4.
Solução – Seguindo do C ao N, o elétron adicional ocupa um orbital vazio 2p. Seguindo do N ao O, o elétron
adicional deve ocupar um orbital 2p que já está ocupado por um elétron. Deste modo, o elétron experimenta uma
repulsão mais forte e o aumento na carga nuclear é mais completamente cancelada do que entre C e N.
10ª Questão (Ex.1.6- Shriver): Justifique o grande decréscimo na afinidade eletrônica entre o lítio e o berílio,
apesar do aumento da carga nuclear efetiva.
Solução – As configurações eletrônicas dos dois átomos são [He]2s1 e [He]2s2. O elétron adicional entra no
orbital 2s do lítio, mas ele deve entrar no orbital 2p do berílio, e deste modo está muito menos ligado. De fato, a
carga nuclear está tão bem blindada no berílio que o ganho de elétron é endotérmico.
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