Correção da ficha de trabalho N.º3

Correção da ficha de trabalho N.º3 1- Classifique as afirmações seguintes em verdadeiras ou falsas, corrigindo estas últimas: A. A passagem de um átomo de um estado excitado ao estado fundamental é acompanhada de libertação de energia; V B. Um átomo fica num estado excitado se absorver uma radiação; V, pode ficar mas só se a energia da radiação incidente for suficiente para o eletrão saltar para um nível superior, caso contrário é falsa C. Se um átomo absorve radiação visível também é capaz de emitir radiação visível; F, Quando um átomo emite radiação visível é porque transita para o nível 2, não depende da energia que foi previamente absorvida, mas também pode acontecer apenas por coincidência. D. O estado de menor energia de um átomo é o estado fundamental, a todos os outros chamamos estados excitados. V 2. Considere as transições A, B, C e D do eletrão no átomo de hidrogénio indicadas na figura. 2.1. Indique, justificando, as transições em que há absorção de energia. B e C porque os eletrões transitam para níveis superiores. 2.2. Em qual das transições é emitida radiação de maior comprimento de onda? Justifique. As transições emitidas são A e D, porque transitam para níveis superiores, destes a que tem maior energia (ou frequência) é a D, por isso, tem menor comprimento de onda, logo a que tem maior comprimento de onda é a A. E f = h. υ => E f e ν são diretamente proporcionais υ = c => ν e são inversamente proporcionais E f = h.υ => E f e são inversamente proporcionais Logo E f => ν => 2.3. Determine a frequência da radiação correspondente à transição D. A transição D corresponde à transição de n = 3 para n = 1, por isso, devemos calcular a energia associada à transição, ΔE, esta energia corresponde à energia de uma radiação (energia do fotão emitido), só depois podemos calcular a frequência da radiação pela expressão: E f = h. υ ΔE = E 1 E 3 <=> ΔE = -2,18 10-18 (- 2,42 10-19 ) <=> ΔE = -2,18 10-18 + 2,42 10-19 <=> ΔE = -1,938 10-18 J ΔE = E f => E f = h. υ Sendo h constante e igual a 6,63 10-34 J.s E f = h. υ <=> 1,938 10-18 = 6,63 10-34 ν <=> υ = 1,938 10 18 <=> ν = 6,63 10 34 2,92 1015 Hz 2.4. Qual a energia envolvida na transição C? A transição C corresponde à transição do nível 1 para o nível 4: ΔE = E 4 E 1 <=> ΔE = -1,36 10-19 (-2,18 10-18 ) <=> ΔE = -1,36 10-19 + 2,18 10-18 <=> ΔE = 2,044 10-18 J 3. Considere as transições A, B, C, D e E do eletrão no átomo de hidrogénio apresentadas na figura. 3.1. Indique uma transição correspondente a: A. uma radiação ultravioleta; A e D B. uma radiação visível; C e B C. uma radiação infravermelha. E 3.2. Qual a energia de ionização do átomo de hidrogénio? E ionização = E E n=1 <=> E ionização = 0 ( 2,18 10 18 ) <=> E ionização = 2,18 10 18 J 3.3. Qual o comprimento de onda correspondente à transição C? ΔE = E 2 E 4 <=> ΔE = 5,44 10 19 ( 1,36 10 19 ) ΔE = 4,08 10 19 J h. c = ΔE <=> = 6,63 10 34 3 10 8 4,08 10 19 <=> = 4,9 10 7 m <=> = 490 nm 3.4. Qual o número de ondas da radiação correspondente à transição A? ΔE = E 1 E 2 <=> ΔE = 2,18 10 18 ( 5,45 10 19 ) <=> ΔE = 1,636 10 18 J 1

E f = h.υ h.υ <=> = <=> = 6,63 10 34 3 10 8 <=> = 1,2 10 7 m E f 1,636 10 18 O número de ondas é dado pela expressão: υ = 1 (não sai do teste) υ = 1 <=> υ = 1 1,2 10 7 <=> υ = 8,2 106 m -1 4. No diagrama da figura estão representados alguns níveis de energia do átomo de hidrogénio. 4.1. Qual a posição do eletrão relativamente ao núcleo atómico, quando a sua energia eletrónica é zero. O eletrão está fora do átomo e parado. 4.2. Por que razão estão associados valores de energia negativos aos diferentes níveis de energia do átomo? O sinal menos indica que quanto menor o n, mais interna será a órbita (menor o raio) e mais negativa será a energia do eletrão. Os físicos usam energias negativas para indicar "confinamento". Isto é, um objeto que tem energia negativa está confinado a uma dada região do espaço (orbita). Este é o caso do eletrão, confinado a uma órbita bem definida. Se a energia fosse positiva, o eletrão ficaria livre para sair do átomo. Obviamente que só é assim porque a carga do eletrão é negativa. 4.3. Desenhe sobre o diagrama setas que representem transições eletrónicas da série de Balmer. A B 4.4. Determine a energia correspondente a cada uma dessas transições. A Transição de N (n = 4) para L (n = 2) Antes devemos calcular a energia dos níveis 4 e 2, através da expressão:e n = 2,18 10 18 n 2 (J) Assim para n=2, E 2 = 2,18 10 18 2 2 2 = 2,18 10 18 4 2 = 5,44 10 19 J Para n = 4 E 4 = 2,18 10 18 4 2 2 = 2,18 10 18 16 2 = 1,36 10 19 J Calculemos agora a energia de transição, ΔE = E 2 E 4 <=> ΔE = -5,44 10-19 (1,36 10-19 ) <=> ΔE = - 5,44 10-19 + 1,36 10-19 <=> ΔE = - 4,08 10-19 J B Transição de M (n = 3) para L (n = 2) Antes devemos calcular a energia do nível 3, porque a do nível 2 já foi calculada anteriormente, através da expressão:e n = 2,18 10 18 n 2 (J) Assim para n = 3 E 3 = 2,18 10 18 3 2 3 = 2,18 10 18 9 3 = 2,42 10 19 J Calculemos agora a energia de transição, ΔE = E 2 E 3 <=> ΔE = -5,44 10-19 (-2,42 10-19 ) <=> ΔE = - 5,44 10-19 + 2,42 10-19 <=> ΔE = - 3,03 10-19 J 2

4.5. Qual a frequência do fotão menos energético emitido quando o eletrão transita de um nível excitado para o nível K. O fotão menos energético numa transição para n =1, tem que ser resultante da transição mais curta logo o eletrão deveria estar em n =2. ΔE = E 1 E 2 Primeiro vamos calcular as energias dos níveis 1 e 2, através da expressão: E n = 2,18 10 18 (J) n 2 E 1 = 2,18 10 18 1 2 1 = 2,18 10 18 1 1 = 2,18 10 18 J E 2 = 2,18 10 18 2 2 2 = 2,18 10 18 4 2 = 5,44 10 19 J ΔE = E 1 E 2 <=> ΔE = -2,18 10-18 (-5,44 10-19 ) <=> ΔE = - 2,18 10-18 + 5,44 10-19 <=> ΔE = - 1,64 10-18 J E f = h. υ <=> 1,64 10-18 = 6,63 10-34 ν <=> υ = 1,64 10 18 6,63 10 34 <=> ν = 2,466 1015 Hz 4.6. A radiação emitida pertence ao domínio do visível? Justifique. υ = c <=> = c υ <=> <=> = 3 10 8 2,466 10 15 <=> = 1,217 10 7 m = 121,7 nm radiação UV 5. O diagrama de energia da figura representa transições possíveis do eletrão do átomo de hidrogénio entre estados estacionários diferentes. 5.1. Indique: 5.1.1. uma transição que corresponda a um processo de excitação; 2 5.1.2. a transição que dá origem à risca visível de menor frequência do espectro de emissão do H; 6 5.1.3. uma transição que corresponda à absorção de energia igual a 2,18 10-18 J; 3 5.1.4. uma transição que ocorra com a emissão de um fotão U.V.; 4 5.1.5. uma transição em que o estado final de energia corresponda a 0 J. 1 ou 3 5.2. A partir dos valores de energia libertados nas transições 5 e 6, calcule: 5.2.1. a variação da energia do eletrão na transição M N. De M para N é o mesmo que de n =4 para n =3. Esta transição pode-se calcular subtraindo as transições de N (n = 4) para L (n = 2) da transição de M (n =3) para L (n = 2). E f = h.υ ΔE = E 3 E 4 ΔE 3-4 = ΔE 2-4 ΔE 2-3 <=> ΔE 3-4 = 4,09 10-19 3,03 10-19 <=> ΔE 3-4 = 1,06 10-19 J 5.2.2. o c.d.o. do fotão absorvido na transição referida. h.υ <=> = <=> = 6,63 10 34 3 10 8 <=> = 1,876 10 7 m <=> = 187,6 nm E f 1,06 10 19 6. O eletrão do átomo de hidrogénio, situado no nível de energia L (n=2), é atingido por um fotão de luz de c.d.o. igual a 484 nm. Para que nível de energia transita o eletrão? = 484 nm <=> = 484 10-9 m Se o eletrão está no nível 2, então devemos calcular a energia do eletrão nesse nível: E 2 = 2,18 10 18 2 2 2 = 2,18 10 18 4 2 = 5,44 10 19 J A energia da transição será igual à energia do fotão incidente: E = E f logo E f = h.υ f = 6,63 10 34 3 10 8 484 10 9 f = 4,109 10 19 J Logo E = 4,109 10 19 J 3

E n corresponde à energia do eletrão no nível para o qual transitou. ΔE = E n E 2 <=> 4,109 10-19 = E n (-5,44 10-19 ) <=> - E n = - 4,109 10-19 + 5,44 10-19 E n = - 1,34 10-19 J Para calcularmos o nível recorremos à expressão de Bohr mais uma vez: E n = 2,18 10 18 (J) n 2 E n = 2,18 10 18 <=> 1,34 10 19 = 2,18 10 18 <=> n 2 = 2,18 10 18 <=> n 2 n 2 1,34 10 19 n2 = 16,25 <=> n 4 7. O eletrão do átomo de hidrogénio, no estado fundamental, ao absorver um fotão transita para o nível de energia M. Pode regressar ao estado fundamental de dois modos diferentes: ou transita diretamente para o nível fundamental (1); ou transita para o nível L (n=2) (2) e seguidamente para o nível fundamental (3). 7.1. Desenhe num diagrama de energia estas transições. (2) (1) (3) 7.2. Em quais destas transições é emitido o fotão: 7.2.1. de menor energia? (2) ou de n = 3 para n = 2 7.2.2. de maior frequência? (1) ou de n = 3 para n = 1 7.2.3. de c.d.o. mais elevado? (2) ou de n = 3 para n = 2 7.3. Calcule o c.d.o., em nanometros, do fotão emitido na transição (1). (1) ou de n = 3 para n = 1 E 1 = 2,18 10 18 1 2 1 = 2,18 10 18 1 1 = 2,18 10 18 J E 3 = 2,18 10 18 3 2 3 = 2,18 10 18 9 3 = 2,42 10 19 J ΔE = E 1 E 3 <=> ΔE = -2,18 10-18 (- 2,42 10-19 ) <=> ΔE = -2,18 10-18 + 2,42 10-19 <=> ΔE = -1,938 10-18 J E f = h.υ h.υ <=> = <=> = 6,63 10 34 3 10 8 <=> = 1,026 10 7 m <=> = 102,6 nm E f 1,938 10 18 8. Determine o c.d.o. do fotão capaz de ionizar o átomo de hidrogénio quando o seu eletrão se encontra no estado excitado L. Se a radiação é capaz de ionizar o átomo significa que extraiu o eletrão do átomo (ionizar é o mesmo que ceder um eletrão), neste caso ele está no nível L (n =2), logo vamos calcular a energia neste nível: E 2 = 2,18 10 18 2 2 2 = 2,18 10 18 4 2 = 5,44 10 19 J O eletrão saiu do átomo e ficou com energia zero, uma vez que não há nenhuma referência à energia cinética, para ionizar um átomo fornece-se a energia mínima para extrair o eletrão logo a energia cinética é zero, por isso este é o valor da energia do eletrão, nestes casos, fora do átomo. Consideremos a energia fora do átomo E = 0 ΔE = E E 2 <=> ΔE = 0 (-5,44 10-19 ) <=> ΔE = 5,44 10-19 J E = E f logo E f = h.υ h.υ <=> = <=> = 6,63 10 34 3 10 8 <=> = 3,66 10 7 m <=> = 366,0 nm E f 5,44 10 19 4

9. Considere quatro átomos A, B, C, e D de hidrogénio. Nos átomos A e B o eletrão encontra-se no estado fundamental, no átomo C encontra-se no nível de energia L e no átomo D no nível de energia N. Os eletrões destes quatro átomos são atingidos por fotões de c.d.o. respetivamente iguais a: A = 91,0 nm ; B = 400,0 nm; C = 484,0 nm; D = 337,0 nm. Verifique para cada caso se: h. c E A = A = 6,63 10 34 3 10 8 A 91,0 10 9 A = 2,2 10 18 J h. c E B = B = 6,63 10 34 3 10 8 B 400,0 10 9 B = 4,9 10 19 J h. c E C = C = 6,63 10 34 3 10 8 C 484,0 10 9 C = 4,1 10 19 J h. c E D = D = 6,63 10 34 3 10 8 D 337,0 10 9 D = 5,9 10 19 J 2,18 10 18 E n=1 = 1 2 n=1 = 2,18 10 18 J 2,18 10 18 E n=2 = 2 2 n=1 = 5,44 10 19 J 2,18 10 18 E n=4 = 4 2 n=4 = 1,36 10 19 J 9.1. o átomo fica excitado; C, porque a energia do fotão C (E C ) é inferior à energia da camada L(n=2) em módulo, não é suficiente para extrair o eletrão, apenas o vai excitar. 9.2. o átomo se ioniza; A, porque a energia do fotão A (E A ) é igual à energia da camada K (n=1) em módulo. 9.3. o átomo se ioniza e o seu eletrão sai já com energia cinética; D, porque a energia do fotão D (E D ) é superior à energia da camada N (n=4) em módulo. Com E = 0 ΔE = E E 4 <=> ΔE = 0 (-1,36 10-19 ) <=> ΔE = 1,36 10-19 J E = E f = E D e E rem = E 4 logo E f = E rem + E cinética <=> 5,9 10 19 = 1,36 10 19 + E cinética <=> E cinética = 5,9 10 19 1,36 10 19 cinética = 4,5 10 19 J 9.4. o átomo não absorve o fotão. B, porque a energia do fotão B (E B ) é inferior à energia da camada K (n=1, estado fundamental) em módulo. 10. O eletrão do átomo de hidrogénio, no estado fundamental, absorve um fotão de luz que faz com que ele transite para a camada M (n=3). 10.1. Determine a frequência do fotão absorvido. O estado fundamental do átomo de hidrogénio corresponde a n = 1 Vamos calcular em primeiro lugar as energias dos níveis 1 e 3: E 1 = 2,18 10 18 1 2 1 = 2,18 10 18 1 1 = 2,18 10 18 J E 3 = 2,18 10 18 3 2 3 = 2,18 10 18 9 3 = 2,42 10 19 J ΔE = E 3 E 1 <=> ΔE = - 2,42 10-19 (-2,18 10-18 ) <=> ΔE = - 2,42 10-19 + 2,18 10-18 <=> ΔE = 1,938 10-18 J E = E f E f = h. υ <=> 1,938 10-18 = 6,63 10-34 ν <=> υ = 1,938 10 18 6,63 10 34 <=> ν = 2,92 1015 Hz 10.2. Qual o tipo de radiações que esse átomo pode emitir? Justifique. Visível (quando transita do nível 3 para o 2) Ultravioleta (quando transita do nível 2 para o 1 ou diretamente do nível 3 para o 1) 10.3. Determine a frequência das radiações referidas na alínea anterior. Como a frequência da transição direta do nível 3 para o 1 já foi calculada no 23.1, vamos calcular a frequência das outras duas transições. Antes devemos calcular a energia do nível 2: E 2 = 2,18 10 18 2 2 2 = 2,18 10 18 4 2 = 5,44 10 19 J 5

Transição do nível 3 para o nível 2: ΔE = E 2 E 3 <=> ΔE = - 5,44 10-19 (-2,42 10-19 ) <=> ΔE = - 5,44 10-19 + 2,42 10-19 <=> ΔE = -3,02 10-19 J E = E f E f = h. υ <=> 3,02 10-19 = 6,63 10-34 ν <=> υ = 3,02 10 19 6,63 10 34 <=> ν = 4,56 1014 Hz Transição do nível 2 para o nível 1: ΔE = E 1 E 2 <=> ΔE = - 2,18 10-18 (-5,44 10-19 ) <=> ΔE = - 2,18 10-18 + 5,44 10-19 <=> ΔE = -1,636 10-18 J E = E f E f = h. υ <=> 1,636 10-18 = 6,63 10-34 ν <=> υ = 1,636 10 18 6,63 10 34 <=> ν = 2,47 1015 Hz 10.4. Qual a energia necessária para remover um eletrão situado na camada M? A camada M corresponde ao nível 3 Calculamos primeiro a energia do nível 3: E 3 = 2,18 10 18 3 2 3 = 2,18 10 18 9 3 = 2,42 10 19 J E = 0 J ΔE = E E 4 <=> ΔE = 0 (-2,42 10-19 ) <=> ΔE = 2,42 10-19 J 11. As energias de remoção eletrónica do átomo de carbono (Z = 6) são: 1,80 10-18 J 2,40 10-18 J 45,5 10-18 J 11.1. Qual a energia dos eletrões no átomo de carbono? A questão está mal formulada, deveria perguntar qual a energia dos subníveis do átomo de carbono, logo 6C 1s 2 2s 2 2p 2 logo tem três energias de remoção que corresponde aos três níveis e subníveis em que os eletrões estão distribuídos. 1s => -45,5 10-18 J 2s => - 2,40 10-18 J 2p => - 1,80 10-18 J 11.2. Construa um diagrama de energia para o átomo de carbono a partir dos valores indicados. 2p 2s - 1,80 10-18 J - 2,40 10-18 J 1s -45,5 10-18 J 11.3. Qual o valor da 1ª energia de ionização do carbono, em kj/mol? Se nos pedem em KJ/mol então dividimos por 1000 (porque 1 kilo =1000) e multiplicamos pelo número de avogadro. A primeira energia de ionização corresponde à energia necessária para extrair o eletrão do nível mais exterior do átomo neste caso é do nível com energia - 1,80 10-18 J. E = 0 J ΔE = E E n <=> ΔE = 0 (- 1,80 10-18 ) <=> ΔE = 1,80 10-18 J Este ΔE vai corresponder à energia de ionização. E i = E Vamos então calcular em KJ/mol 6

E i = 1,8 10 18 6,022 1023 1000 i = 1083,96 KJ/mol 11.4. Justifique a seguinte afirmação: O número de energias de ionização do carbono é diferente do número de energias de remoção. O número de energias de remoção é igual ao número de subníveis de energia, logo o carbono tem três energias de remoção, enquanto que tem seis energias de ionização, porque tem seis eletrões. 12. Um dado elemento apresenta 4 energias de remoção e apenas um eletrão de valência. 12.1. Qual o número atómico desse elemento? Justifique. 11 porque tem 11 eletrões 12.2. Quantas energias de ionização esse elemento pode apresentar? Justifique. 11 porque tem 11 eletrões 12.3. Escreva a estrutura eletrónica dos átomos deste elemento. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 13. Um dado ião é constituído por 13 protões, 14 neutrões e 10 eletrões. 13.1. De que ião se trata? Se tem 13 protões então o seu número atómico é 13. Logo trata-se do ião alumínio. Podemos verificar que tem menos três eletrões em relação ao número de protões; Al 3+ 13.2. Escreva a estrutura eletrónica do átomo correspondente. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 13.3. Indique quantas energias de remoção eletrónica são detetadas, quando uma amostra deste elemento é sujeita a espectroscopia fotoeletrónica. 5 energias (corresponde às 5 orbitais com eletrões) 14. Considere as estruturas eletrónicas dos átomos A, B, C e D. A. [He] 2s 2 2p 1 B. [He] 2p 1 C. [Ne] 3s 1 3p 1 D. [Ne] 3s 2 3p 4 14.1. Quais os átomos que se encontram num estado excitado? C e B 14.2. Escreva as estruturas eletrónicas dos átomos indicados na resposta anterior no estado fundamental. C [Ne] 3s 2 ou 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 C [He] 2s 1 ou 1s 2 2s 1 14.3. Indique os números atómicos dos átomos. A. 5 B. 3 C. 12 D. 16 15. Determinado elemento apresenta 3 energias de remoção eletrónica e forma com facilidade iões mononegativos, que ficam com tantos eletrões quantos os do gás inerte que se lhe segue em número atómico. 15.1. Desenhe um diagrama de energia para estes iões mononegativos, mostrando o grau de ocupação de eletrões por cada subnível. Um ião mononegativo é um ião que resulta do facto do átomo receber 1 eletrão, logo o átomo tem os subníveis completos, como nos dizem que tem 3 energias de remoção, tem três subníveis. 15.2. Qual o número atómico do elemento em causa? Z = 9 15.3. Escreva a estrutura eletrónica do ião. 1s 2 2s 2 2p 5 7

16. Considere as duas distribuições eletrónicas correspondentes aos estados X e Y de um elemento representativo: X K 2 L 8 M 7 Y K 2 L 8 M 6 N 1 16.1. Qual o número atómico do elemento considerado? Z = 17 16.2. Como se designa o estado X do átomo? E o estado Y? X estado fundamental Y estado excitado 16.3. Como se pode fazer passar o átomo do estado X ao estado Y? Fornecendo energia suficiente ao átomo, para que o eletrão passe do nível 3 para o 4. 17. Considera os seguintes átomos: 23 24 Na Mg 11 17.1. Indique a constituição de cada átomo. 23 24 Na Mg 11 12 Protões 11 Protões 12 Eletrões 11 Eletrões 12 Neutrões 12 Neutrões 12 23 Na 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Grupo 1 Período - 3 12 O 16 40 7 Ca Li 8 20 3 16 O 8 Protões 8 Eletrões 8 Neutrões 8 40 Ca 20 Protões 20 Eletrões 20 Neutrões 20 7 Li 3 Protões 3 Eletrões 3 Neutrões 4 17.2. Escreva a estrutura eletrónica destes átomos no estado fundamental e indique o grupo e o período da Tabela Periódica a que pertencem os respetivos elementos. 24 16 40 7 Mg O Ca Li 12 8 20 3 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 1s 2 2s 1 Grupo 2 Grupo 16 Grupo 2 Grupo 1 Período - 3 Período - 2 Período - 4 Período - 2 18. Faça a configuração eletrónica dos iões 7 N 3-, 17 Cl -, 20 Ca 2+ e compare-as com as dos gases nobres mais próximos na Tabela Periódica. 7N 3-1s 2 2s 2 2p 6 a configuração é idêntica ao do Néon (Ne) 17Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 a configuração é idêntica ao do árgon (Ar) 20Ca 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 a configuração é idêntica ao do árgon (Ar) 19. A configuração eletrónica do último nível do ião X 2+ é... M 8. Indique o número atómico do elemento X, assim como o grupo e o período da Tabela Periódica a que pertence. Se termina no nível M (n = 3) com 8 eletrões nesse nível, então a configuração eletrónica do ião é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, logo o átomo que o origina tem mais dois eletrões (carga 2+), 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2, Z= 20. O seu número de eletrões de valência é 2 logo pertence ao grupo 2 e como tem 4 níveis então pertence ao 4º período. 20. De entre os processos químicos A e B, qual é o que requer menor energia? Justifique. A X (g) X + (g) + 1e - B X + (g) X 2+ (g) + 1e - O A, porque estamos a extrair o eletrão mais afastado do núcleo. 21. Os raios do átomo de lítio e dos seus iões são: Li 135 pm Li + 60 pm Li 2+ 18 pm A que se deve este decréscimo progressivo? Justifique. Porque o Li + é o ião que resulta da perda de 1 eletrão, logo fica mais pequeno (ou com menor raio), o Li 2+ resulta da perda de 2 eletrões logo ainda diminui mais de tamanho. 22. As quatro primeiras energias de ionização de um elemento X, que apresenta 5 energias de remoção eletrónica, são respetivamente iguais a: 578 kj.mol -1 1817 kj.mol -1 2745 kj.mol -1 11578 kj.mol -1 8

22.1. Quantos eletrões de valência possuem os átomos deste elemento? Justifique. Três, porque da terceira para a quarta há um grande salto de energia, ou seja, podemos verificar que a terceira e a quarta energia de ionização não são da mesma ordem de grandeza, a quarta é de uma ordem de grandeza superior às outras três energias, logo as primeiras três energias correspondem a três eletrões no mesmo nível e a quarta a um eletrão de um nível mais interno. 22.2. Escreva a estrutura eletrónica do elemento X. Se tem 5 energias de remoção então tem 5 subníveis (1s 2s 2p 3s 3p), se tem três eletrões de valência (como vimos em 22.1.) então a sua configuração eletrónica é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. 22.3. Indique o grupo e o período a que este elemento pertence. 13º Grupo (3 eletrões de valência) e 3º período (3 níveis de energia) 23. Um elemento X está situado no 2º período e no grupo 15 da Tabela Periódica. 23.1. Escreva a estrutura eletrónica dos átomos deste elemento no estado fundamental. 2º período implica que deve ter 2 níveis (não dois subníveis), grupo 15 implica que tem 5 eletrões de valência, logo a sua configuração eletrónica é 1s 2 2s 2 2p 3. 23.2. Y é um outro elemento que ocupa a casa que se encontra por baixo da do elemento X. 23.2.1. Escreva a estrutura eletrónica dos átomos do elemento Y no estado fundamental. Se está na casa abaixo da Tabela Periódica, então está no mesmo grupo, mas no 3ºperíodo, então a sua configuração eletrónica é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3. 23.2.2. Os elementos X e Y apresentam carácter metálico ou não metálico? Justifique. Não metálico, estão no bloco p, no grupo 15 que corresponde à família do azoto. 23.2.3. De entre estes dois elementos qual é o que possui maior energia de 1ª ionização? Justifique. O elemento X, porque a energia de ionização diminui à medida que descemos no grupo, uma vez que os eletrões vão aumentando de nível, logo mais afastados do núcleo. 24. Considere o excerto em branco da Tabela Periódica. A J B D E F C G I H 24.1. Marque no quadro: 24.1.1. um elemento A que forme facilmente iões monopositivos; 24.1.2. um elemento B quimicamente inerte; 24.1.3. um elemento C que forme facilmente iões binegativos; 24.1.4. dois elementos D e E cujos átomos apresentem quatro valores de energia de remoção eletrónica; 24.1.5. o elemento F com 5 eletrões de valência na camada M; 24.1.6. um elemento G com carácter metálico; 24.1.7. o elemento H de menor energia de ionização; 24.1.8. um elemento I de transição; 24.1.9. o elemento J que pertence ao grupo 16 e ao 2º período. 25. De acordo com as suas posições na Tabela Periódica diga, justificando, para cada par de átomos que se segue, o que tem maior raio atómico. A) Li, K B) Li, N C) Mg, Cl O raio atómico aumenta à medida que descemos no grupo, porque como quando descemos aumenta o nível na configuração eletrónica, os eletrões ficam mais longe do núcleo (aumenta a nuvem eletrónica), logo o seu raio aumenta. Diminui também da esquerda para a direita ao longo do período, porque da direita para a esquerda diminui o número de eletrões de valência, ficando assim mais próximo do núcleo. Assim para cada uma das alíneas o que tem maior raio é: A) K B) Li C) Mg 9

26. Indique por ordem crescente de tamanho, as espécies químicas dos pares seguintes: a) Cl, Cl - Cl, Cl - d) O 2-, F - F -, O 2- b) Mg 2+, Al 3+ Al 3+, Mg 2+ e) Na +, F - Na +, F - c) Na, Na + Na +, Na 27. Considere as espécies isoeletrónicas seguintes: S 2- ; Cl - ; Ca 2+. 27.1. Escreva a sua estrutura eletrónica, no estado fundamental. S 2-1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ; Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ; Ca 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. 27.2. Qual destas espécies apresenta menor raio? Justifique. Ca 2+ porque sendo as três espécies químicas isoeletrónicas, o ião cálcio é o que apresenta maior número atómico, logo menor raio. 27.3. Indique a espécie química com menor energia de ionização. S 2- porque sendo as três espécies químicas isoeletrónicas, o ião sulfureto é o que apresenta menor número atómico, logo menor energia de ionização. 28. Os elementos A, B e C pertencem ao mesmo período da Tabela Periódica e os raios atómicos dos seus átomos são respetivamente iguais a 191 pm, 143 pm, 99 pm. 28.1. Ordene os elementos por ordem crescente de número atómico. A;B;C 28.2. Qual destes elementos apresenta menor 1ª Energia de ionização? Justifique. A porque é o que tem maior raio. 28.3. O elemento cujos átomos têm um raio atómico igual a 99 pm formam iões de raio igual a 181 pm. 28.3.1. Trata-se de aniões ou catiões? Justifique. Se o raio do ião é maior do que o átomo então só pode ser um anião (ião negativo) 28.3.2. A 1ª Energia de ionização deste elemento será alta ou baixa? Alta, porque se tem tendência a forma aniões (ou um raio pequeno) então a sua energia de ionização é alta. 28.3.3. Este elemento apresenta carácter metálico ou não metálico? Justifique. Não metálico, os metais formam catiões, têm raios mais elevados e energias de ionização mais baixas. 29. Na tabela ao lado encontram-se as primeiras energias de ionização dos elementos representativos A, B, C, D e E. 29.1. Quantos eletrões de valência têm os elementos A e C? Justifique. Ambos têm 2, porque da 2ª para a terceira há um salto significativo de energia oque significa que esses eletrões estão em níveis diferentes, o mesmo não acontece entre a 1ª e a 2ª que são bastante mais próximas. 29.2. Qual destes dois elementos tem maior raio atómico? Justifique. O C, porque tem menor raio, logo maior energia de ionização. Elemento Energias de ionização em kj.mol -1 1ª 2ª 3ª A 900 1757 14849 B 1681 3374 6050 C 738 1451 7733 D 520 7298 11815 E 496 4562 6910 29.3. Com os dados de que dispõe pode-se saber o número de eletrões de valência do elemento B? Justifique. Não, porque as energias estão muito próximas e não se verifica nenhuma diferença significativa de energia. 29.4. Dos elementos presentes qual é o que necessita de menor energia para que os seus átomos se ionizem monopositivamente? Justifique. O elemento E, porque tem menor energia de ionização. 29.5. Escreva a equação termoquímica que traduz a 2ª ionização do elemento D. D + + 520 kj.mol -1 D 2+ + e - 10

30. Considere as seguintes estruturas eletrónicas de dois átomos A e B, num dado momento: A 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 B 1s 2 2s 2 2p 6 4s 1 30.1. A e B são átomos do mesmo elemento. Justifique esta afirmação. É uma afirmação verdadeira. Em A a configuração eletrónica representa o estado fundamental, Em B um estado excitado. 30.2. Indique o grupo e o período da Tabela Periódica a que pertence este elemento. Grupo 1 e 3º período. 30.3. Este elemento apresenta baixas ou elevadas energias de 1ª ionização? Justifique. Uma vez que o nível 3, no subnível 3s, não está totalmente preenchido, então o átomo tem tendência a perder 1 eletrão, logo tem uma energia de ionização baixa. 30.4. O raio atómico deste elemento é maior, igual ou menor que o raio atómico de um outro elemento do mesmo período e colocado à sua direita? Justifique. É maior, porque o raio aumenta da direita para a esquerda, ao longo do período. 31. Tem em atenção os nuclídeos seguintes: 17 X 23 40 8 Y Z 12 20 31.1. Escreva a estrutura eletrónica destes nuclídeos. X - 1s 2 2s 2 2p 4 Y - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Z - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 31.2. Indique o grupo e o período da Tabela Periódica a que pertencem. X Grupo 16 e 2º período Y - Grupo 2 e 3º período Z - Grupo 2 e 4º período 31.3. Considere os valores seguintes de 1ª ionização 590 kj.mol -1, 738 kj.mol -1 e 1314 kj.mol -1. Faça a correspondência entre os nuclídeos X, Y e Z e as energias de ionização indicadas. X 1314 kj.mol -1 Y - 738 kj.mol -1 Z - 590 kj.mol -1 31.4. Compare o raio atómico do nuclídeo X com o raio do ião que costuma formar. O ião que costuma formar é negativo (anião), porque tem tendência a receber 2 eletrões, logo o raio do ião é superior ao do átomo. 31.5. Coloque os nuclídeos X, Y e Z por ordem decrescente dos seus raios atómicos. X < Y < Z 31.6. Os iões X 2- e Y 2+ são isoeletrónicas. Justifique esta afirmação. É uma afirmação verdadeira. Porque o átomo X tem tendência a receber 2 eletrões e o Y a perder 2 eletrões, ficando os dois iões com 10 eletrões, logo são isoeletrónicos. 32. No extrato da Tabela Periódica, estão indicadas as posições relativas de 5 elementos representativos A, B, C, D e E, bem como a estrutura eletrónica de B no estado fundamental. As letras não correspondem símbolos químicos. Indique, justificando: A - 1s 2 2s 2 2p 4 B - 1s 2 2s 2 2p 5 C - 1s 2 2s 2 2p 6 D - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 E - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 32.1. o período de A; 2º período 32.2. o grupo a que pertencem os elementos C e E; C - 18 E - 17 11

32.3. se o raio atómico de B é maior, menor ou igual que o raio do ião que é costume formar; O ião que costuma formar é negativo (anião), porque tem tendência a receber 1 eletrão, logo o raio do ião é superior ao do átomo. 32.4. de entre os elementos A e D o que apresenta maior 1ª energia de ionização. O elemento A, porque está mais acima no mesmo grupo, e a energia de ionização diminui à medida que descemos no grupo. 33. Faça a correspondência correta entre as colunas I e II. I (A) (2,0,0,+1/2) (B) (4,3,2,-1/2) (C) (3,1,0,+1/2) (D) (3,1,2,-1/2) II I. Encontra-se no 3º nível de energia C II. Orbital impossível D III. Encontra-se numa orbital tipo f. B IV. Encontra-se numa orbital 2s. A 34. Dos seguintes conjuntos de números quânticos, escolha os possíveis: a e c n l m a) 4 0 0 b) 3 3-2 c) 4 3-1 d) 2 3 0 12