Lista 1 Exercícios de Química Inorgânica I Resolvidos

Lista 1 Exercícios de Química Inorgânica I Resolvidos

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Campus Bagé

Primeira Lista de Exercícios Química Inorgânica I

Acadêmico: Marcos Felipe Pinheiro

Curso: Engenharia Química Professor: Dr. Fernando Junges

Bagé – 2010

1. Definição dos atómos

Tales de Mileto (640 – 546 a. C.) foi o primeiro a se preocupar com o universo minúsculo. Ele acreditava que todas as substâncias eram constituídas por água, assim como o ser humano. O filósofo afirmava que tudo se originava da água e tudo retornava à água.

Leucípo (450 – 370 a. C.) e Demócritos (470 – 380 a. C.) consideravam que todas as coisas do universo eram formadas por um único tipo de partícula – o Átomo (“indivisível”, em grego). A teoria desses dois filósofos estava certa até certo ponto: correto no tamanho, mas incorreto no que se refere a ser indivisível.

Platão (427 – 347 a. C.) e Aristóteles (384 – 322 a. C.) acreditavam em um sistema atômico formado por quatro espécies de átomos: água, ar, fogo e terra. Diziam que cada um desses elementos possuía uma característica: água – frio, ar – umidade, fogo – calor e terra – seco.

John Dalton (1765 - 1844) formulou o modelo atômico da “bola de bilhar” – esférico, maciço, indestrutível, indivisível, homogêneo e neutro. Dizia que os átomos possuíam a capacidade de se “juntar” (ligar) e formar “átomos compostos”.

Josef J. Tompson (1818 - 1889) formulou o modelo atômico do “pudim de passa”, onde ele havia observado partículas negativas muito menores que os átomos (os elétrons), provando que os átomos não eram indivisíveis. Os átomos seriam uma esfera com carga elétrica positiva onde estariam dispersos os elétrons suficientes para que a carga total do átomo fosse nula.

Ernest Rutherford (1871 - 1937) demonstrou que a maior parte do átomo era espaço vazio, estando a carga positiva localizada no núcleo (ponto central do átomo), tendo este a maior parte da massa do átomo. Os elétrons estariam girando em torno do núcleo. Ele também descobriu a existência dos prótons, as partículas com carga positiva que se encontram no núcleo.

Neils H. David Bohr (1895 - 1962) reformulou o modelo atômico de Rutherford. O átomo de Bohr possui orbitais diferentes, não podendo o elétron ocupar o espaço intermediário. As orbitais interiores apresentam energias mais baixas e à medida que se encontram mais afastadas do núcleo o valor da sua energia é maior. Se o elétron receber energia suficiente ele passa a ocupar uma órbita mais externa (com maior energia). Se o elétron passar de uma órbita para outra mais interna ele libera energia.

Louis de Broglie (1892 - 1987) formulou a teoria da “partícula - onda”, em que afirmava que as partículas apresentavam um comportamento de ondas. Aplicou esta teoria ao modelo de Bohr, supondo que o elétron teria uma onda associada ao longo de sua órbita em torno do próton.

Erwin Schrödinger em 1933 propôs o “princípio da incerteza”. O átomo de Schrödinger é um modelo matemático que descreve os átomos de uma forma muito semelhante ao de Bhor – Sommerfeld, mas com uma diferença notável, a saber: pelo princípio da incerteza, perde o sentido a palavra “órbita” e surge a palavra “orbital”. Um orbital é uma zona (não uma linha) do espaço onde é mais provável encontrar-se um elétron.

2. Lei da conservação das massas

Em 1806 John Dalton publicou seu livro em que foi apresentada a ideia de que toda a matéria é constituída por partículas. Em seu livro ele enunciava que a matéria não pode ser criada nem destruída. Sendo a matéria constituída por átomos, e não podendo estas ser criadas ou destruídas numa reação química, a massa é necessariamente conservada.

3. Modelo do “pudim de passa”

Formulado por Josef J. Tompason em 1906, o modelo atômico do “pudim de passa” descrevia que os átomos seriam uma esfera com carga elétrica positiva onde estariam dispersos os elétrons suficientes para que a carga total do átomo fosse nula.

4. Modelo de átomo como partícula-onda

Em sua tese de doutorado, em 1924, Louis de Broglie fez uma proposição de simetria baseada em uma teoria de Einstein de 1905 de que a luz pode, em algumas condições, se comportar como partícula. “Não poderiam as partículas apresentar um comportamento de ondas?”. Aplicando esta suposição ao modelo de Bohr ele supôs que o elétron teria uma onda associada ao longo de sua órbita em torno do próton.

5. Descoberta do núcleo através do bombardeamento de lâminas de ouro

Em 1911 Rutherford bombardeou uma finíssima folha de ouro com partículas alfa

(α) – He ²⁺ - emitidas por um material de rádio. Algumas partículas sofriam desvio e outras eram refletidas, mas algumas passavam pela folha e atingia uma tela de cintilação de sulfureto de zinco, estas eram o núcleo. A força elétrica é a principal responsável pela atração elétron-núcleo.

6. Organização da Tabela Periódica

Em 1869, Dmitri Mendeleev descobriu uma relação importante entre o peso atômico dos elementos e suas propriedades físicas e químicas. Este fato levou-o a organizar um quadro em que os elementos estavam dispostos por ordem crescente do peso atômico, possuindo em cada coluna propriedades químicas análogas.

7. Dê os números quânticos dos seguintes elementos: a) Zr (40 elétrons)

2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d

↑ ↑(nº de elétrons presentes no subnível = 2)
-2 -10 +1 +2

K=2 , L=8, M=18, N=10, O=2 4d2 → nível 4, camada N, subnível d (nº máximo de elétrons = 10

Números quânticos: n = 4 l = 2 ml = -1 s = +1/2 b) Ca (20 elétrons)

2s2 2p6 3s2 3p6 4s

4s 2 → nível 4, camada N, subnível s (nº máximo de elétrons = 2)

↑↓ (nº de elétrons presente no subnível = 2) 0

Números quânticos: n = 4 l = 0 ml = 0 s = -1/2 c) Si (14 elétrons)

2s2 2p6 3s2 3p

↑ ↑(nº de elétrons presente no subnível = 2)

K=2, L=8, M=4 3p2 → nível 3, camada M, subnível p (nº máximo de elétrons = 6) -1 0 +1

Números quânticos: n = 3 l = 1 ml = 0 s = +1/2 d) Br (35 elétrons)

2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p

4p5 → nível 4, camada N, subnível p (nº máximo de elétrons = 6)

-10 +1

↑↓ ↑↓ ↑ (nº de elétrons presente no subnível = 5)

Números quânticos: n = 4 l = 1 ml = +1 s = -1/2

8. Defina e explique o que é um orbital atômico

É a região do espaço em que existe alta probabilidade de encontrar um elétron de um átomo. Um orbital „s‟ é uma região esférica. Um orbital „p‟ tem dois lobos em lados opostos do núcleo. Um orbital „d‟ tem tipicamente quatro lobos, com o núcleo no centro. Os orbitais „f‟ têm arranjos de lobos mais complicados.

Modelo de orbital „s‟:

Modelo de orbital „p‟: Modelo de orbital „d‟:

9. Desenhe e explique graficamente a formação do orbital atômico 3s

O orbital atômico 3s é formado da seguinte maneira: - será em formato de esfera (devido ao orbital „s‟);

- como o seu nível é „3‟, ele apresentará um volume maior, estará mais afastado do núcleo e a probabilidade de encontrar elétron será menor (devido a sua distância do núcleo);

- pelo gráfico ele terá dois „nós‟ (seguindo a regra: n-1).

10. Explique como é formada uma ligação química pela Teoria da Ligação de Valência

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