Hibridação. Complementares. Desenvolvendo habilidades. Ligações químicas. Complementares. Desenvolvendo habilidades. Geometria molecular e polaridade

(1)

EM18_1_QUI_A_L2_GAB

GAB

448 Desenvolvendo habilidades

1. B 2. C 3. A 4. C

Desenvolvendo habilidades

1. E 2. D 3. E 4. E 5. A

Desenvolvendo habilidades

1. D 2. C 3. D 4. C

Desenvolvendo habilidades

1. E 2. C 3. E 4. A 5. D

Complementares

1. B 2. C 3. C 4. C 5. C 6. 05

Complementares

1. C 2. C 3. D 4. D 5. B

Complementares

1. E 2. A 3. D 4. D 5. A 6. F, V, F, F, V.

7. BF3 – Geometria trigonal plana – 3 nuvens

de hibridização (sp2_);

SnF3– Geometria piramidal – 4 nuvens de

hibridização (sp3_);

NH3 – Geometria piramidal – 4 nuvens de

hibridização (sp3_);

CH4 – Geometria tetraédrica – 4 nuvens de

hibridização (sp3_). 6. a) H C C _C_ C δ µ δ − + ≠  0 b) dipolo-dipolo. 7. B 6. a) O carbono I, sp2_{e o II sp}3_. b) Ligação (p sp2_).

7. A partir das informações indicadas, os átomos de carbono no grafeno estão organizados na forma hexagonal sendo que cada átomo está ligado a outros três átomos de carbono. Uma vez que cada átomo apresenta quatro elétrons na camada de valência, a única hibridação possível é a sp2_. 7. E 8. H C O O–_Na+ C H: Covalente C O: Covalente O Na: Iônica

Hibridação

EM18_QUI_A_05

Complementares

1. C 2. B 3. D 4. B 5. C

Ligações químicas

EM18_QUI_A_06

Geometria molecular e polaridade

EM18_QUI_A_07

Forças intermoleculares

EM18_QUI_A_08

IV. O argônio é um gás nobre e na natu-reza aparece na forma de gás monoa-tômico. Seu símbolo é Ar.

V. O elemento cério está localizado no grupo dos lantanídeos. Seu símbolo é Ce.

7. C

5. Metal: chumbo, cádmio e mercúrio. Não metal: boro, arsênio e fósforo.

6. 62 (02+04+08+16+32).

7. F, F, V, V, F.

5.

a) Do Na para o Mg, ocorreu aumento da carga nuclear e maior atração nuclear pelos elétrons de valência, logo, maior EI.

b) Na → Na+_{+ 1e}– Mg → Mg+_{+ 1e}– 6. 11 (01+02+08). 5. Quadrícula 1: Protactínio. Quadrícula 2: Rádio. Quadrícula 3: Berílio. Quadrícula 4: Nitrogênio. 6. B

(3)

EM18_1_QUI_A_L2_SOL

SOL

450 QUI A

Hibridação

EM18_1_QUI_A_05 Desenvolvendo Habilidades 1. B 1H: 1s1 ↑ S 6C: 1s2 2s2 2p2 (Fundamental) 6C: 1s2 2s1 2p3 (Ativado) ↑↓ s ↑ ↑ ↑ p ↑ s Ligação sp3 2. C

A estrutura da letra C também pode ser representada da seguinte forma:

H

H H

H C C

Portanto, cada carbono possue uma ligação dupla e duas ligações simples (3 sigma e 1 π), caracterizando uma hibridação sp2_.

3. A

Um átomo de carbono pode fazer dois tipos de ligações interatômi-cas: sigma e pi. No esquema, cada núcleo atômico estabelece três ligações com outros núcleos. Sabe-se que não estão representadas as ligações do tipo pi. Logo, as três ligações indicadas são do tipo sigma. Como o átomo de carbono é tetravalente, isto é, forma quatro ligações, a quarta ligação é do tipo pi. Essa configuração corresponde a um átomo de carbono com hibridação do tipo sp2_.

Observe: C σ σ σ π

Analisando-se as ligações formadas pelo átomo de carbono, verifica-se que são formadas duas ligações simples e apenas uma ligação dupla.

4. C

a) O item a é incorreto, pois o boro apresenta configuração ele-trônica na camada de valência 2s2_2p1_.

b) O item b é incorreto, pois obedece ao princípio de exclusão de Pauli onde em um orbital não pode existir dois elétrons com os quatro números quânticos iguais.

c) O item c é correto, pois desobedece a regra de Hund. d) O item d é incorreto, pois o 16S possui 3s23p4.

e) O item e é incorreto, pois o íon 20Ca2+ apresenta na camada de

valência 3s2_3p6_. Complementares 1. C 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2

}

3p4 3p2 x 3p1y 3p1z ↑↓ ↑ ↑ 2. B Testosterona O OH CH₃ CH₃ sp3 sp3 sp3 sp3 _sp3 sp3 _sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp2 sp2 sp 2 Progesterona O O CH₃ CH₃ sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 _sp3 sp3 sp3 sp3 sp2 sp2 sp2 sp2

1. Incorreta. A testosterona apresenta 3 átomos de carbono com hibridação sp2_.

3. Incorreta. A testosterona apresenta 16 átomos de carbono com hibridação sp3_{, enquanto a molécula de progesterona apresenta}

17 átomos. 3. D H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H C C C C O C C C C C C O H H H H H H C C C C C N C O C C C C

Cada ligação dupla apresenta dois elétrons com ligação π, um total de 8. O carbono apresenta hibridação sp2_{quando faz dupla}

ligação, totalizando 7 carbonos. Os outros 13 carbonos da estrutura apresentam hibridação sp3_.

4. B

A molécula de metano é formada pela união de um átomo de carbono com quatro átomos de hidrogênios por meio de ligações sigmas. O esquema II representa o modelo de hibridização sp3_{. Na}

hibridização sp3_{um elétron de “s” é movido para o orbital “p” vazio,}

por meio do qual o carbono pode efetuar somente ligações sigmas.

5. C

O orbital híbrido s está mais perto do núcleo. Dentre os híbridos, o sp possui maior caráter s, portanto percebe um maior efeito de atração elétrica do núcleo de carbono do que os elétrons de hibridação sp3_.

6.

a) O carbono I, apresenta uma insaturação, logo possui hibridação sp2_{e o II apresenta 4 ligações simples, logo possui hibridação sp}3_.

(4)

Ligações químicas

EM18_1_QUI_A_06

Desenvolvendo Habilidades

1. E

O elemento bário (Ba) pertence ao grupo 2 da Tabela Periódica, ou seja, possui 2 elétrons na camada de valência. Enquanto que o bromo (Br) está localizado no grupo 17, precisando de 1 elétron para obedecer a regra do octeto. Portanto, o bário (Ba) possui carga 2+ e o bromo (Br) 1–, formando a substância BaBr₂ (brometo de bário).

2. D

A substância X conduz corrente elétrica nos estados sólido e líquido, portanto, pode ser considerada metálica.

A substância Y não conduz corrente elétrica em estado sólido, porém conduz quando em solução aquosa (líquido), característica presente nas substâncias iônicas.

A substância Z não conduz corrente elétrica em ambos os estados, podendo ser classificada como covalente.

3. E

Aℓ2O3 (óxido de alumínio): metal com não metal = ligação iônica.

CCℓ4 (tetracloreto de carbono): não metal com não metal = ligação

covalente.

NH₃ (amônia): não metal com não metal = ligação covalente. LiF (fluoreto de lítio): metal com não metal = ligação iônica.

4. E

Sódio metálico (Na): ligação metálica.

Sal de cozinha (NaCℓ): metal com não metal = ligação iônica. Ácido muriático (HCℓ): não metal com não metal = ligação cova-lente.

Gás oxigênio (O2): não metal com não metal = ligação covalente.

5. A

A medalha de bronze é uma liga metálica formada por cobre e estranho.

Complementares

1. B

M: forma cátion trivalente, M3+_;

Y: forma ânion bivalente, Y2–_{(pertence ao grupo 16).}

Fórmula unitária do composto: M₂Y₃

2. C

Analisando os elementos na Tabela Periódica com base na distri-buição eletrônica, temos:

X = 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_{- Grupo 2 (II A) (metais alcalinoterrosos)}

Y = 1s2_2s2_2p3_{- Grupo 15 (V A) (não metais)}

Z = 1s2_2s2_2p6_3s2_3p5_{- Grupo 17 (VII A) (halogênios)}

Portanto, a espécie formada por X e Z é predominantemente iônica (ligação entre metal e não metal).

O elemento X possui 2 elétrons na camada de valência, tendo carga 2+. Já o elemento Z precisa de 1 elétron para se tornar estável, possuindo carga 1–. Sendo assim, a fórmula será XZ.

3. C

A falta de reatividade dos gases nobres está associada à regra do octeto. Por possuírem oito elétrons na camada mais externa (último nível) adquirem estabilidade, podendo assim, serem encontrados isolados na natureza. O gás hélio é uma exceção pois possui dois elétrons e é estável.

4. C

Os materiais sólidos podem ser cristalinos ou amorfos. O conceito de estrutura cristalina está relacionado à organização dos átomos de forma geométrica. O arranjo simétrico de íons, átomos ou molé-culas formam uma substância sólida cristalina. A forma do retículo define a forma do cristal.

5. C

A sequência que envolve apenas elementos metálicos (que poderão formar uma liga) são: Pd, K, Mg e Ca.

6. 05

O cobre metálico possui interações entre os elétrons livres das camadas mais externas, que formam uma nuvem eletrônica, com os cátions fixos. A presença desses elétrons livres atribui à estrutura cristalina dos metais certas propriedades como, por exemplo, a boa condutibilidade elétrica.

7. E

O próton H+ precisa de dois elétrons para ficar estável. Por isso ocorre uma ligação covalente coordenada com a amônia, conforme representada a seguir. H H _N H+ H N H H H H + 8. H C O O–_Na+ C — H : 2,1 – 2,5 = 0,4 → Covalente C — O : 3,5 – 2,5 = 1,0 → Covalente O — Na : 3,5 – 0,9 = 2,6 → Iônica b) ₇N: 1s2_2s2_2p3 ↑ ↑ ↑ p

6C: O carbono possui dupla ligação, isso lhe confere hibridação sp2

Ligação p sp2

7. A partir das informações indicadas, os átomos de carbono no grafeno estão organizados na forma hexagonal sendo que cada átomo está ligado a outros três átomos de carbono. Uma vez que cada átomo apresenta quatro elétrons na camada de valência, a única hibridização possível é a sp2_.

(5)

EM18_1_QUI_A_L2_SOL

SOL

452 QUI A

Polaridade e geometria molecular

EM18_1_QUI_A_07

Desenvolvendo Habilidades 1. D O H (µ ≠ 0)H H₂O – Angular e polar O C O (µ = 0) CO₂ – Linear e apolar 2. C CO₂ – linear e apolar O₃ – angular e polar 3. D

A molécula de BF₃ possui estrutura trigonal plana, e a soma vetorial dos dipolos das ligações é nula, caracterizando-se apolar.

4. C

A molécula de amônia apresenta geometria piramidal formando ângulos de 107°. N H H 107º H

A molécula de água apresenta geometria angular com ângulo de 104°5’. O H H 104º5’ Complementares 1. C

As moléculas apresentadas possuem as respectivas geometrias: angular, linear, trigonal plana, linear.

H₂O: H O H, CO2 : O C O; SO₃: O O O S , BeF2 : F Be F 2. C Apolares: Cℓ₂, CCℓ4, CO2, BF3 e O2. Polares: HCℓ, NH3, H2SO4 e NO2. 3. D

A espécie química apresenta geometria trigonal planar por não possuir par de elétrons livres (não ligantes) no átomo central e apresentar três nuvens eletrônicas.

4. D

As substâncias em discussão contêm elétrons não ligantes que induzem a deformação da geometria molecular a fim de minimizar a repulsão. Essa deformação ou angularização, por conseguinte, implica na polaridade das moléculas, uma vez que há uma resultante de momento de dipolo diferente de zero. O esquema de hibridação que explica a geometria molecular observada, considerando o número e tipo de ligação química envolvida, é o sp2_.

5. B

Como a gordura é formada por uma longa cadeia de carbonos, ela é apolar, para ser removida o produto utilizado precisa pos-suir uma parte apolar para se ligar a gordura e outra parte polar para se ligar a água, formando um espécie de ponte entre a gordura e a água, facilitando, deste modo, a remoção de sujeira e produtos oleosos.

6. F, V, F, F, V.

O BF₃ é apolar devido possuir geometria trigonal plana e nenhum par de elétrons livres no átomo central.

O NF₃ é polar, pois possui um par de elétron livres no átomo central (N), o que lhe confere geometria piramidal. A hibridiza-ção é sp3_.

7.

BF₃ – Geometria trigonal plana – 3 nuvens de hibridização (sp2_);

SnF–

3– Geometria piramidal – 4 nuvens de hibridização (sp3);

NH₃ – Geometria piramidal – 4 nuvens de hibridização (sp3_);

CH₄ – Geometria tetraédrica – 4 nuvens de hibridização (sp3_).

Polaridade e geometria molecular

EM18_1_QUI_A_07

Geometria molecular e polaridade

EM18_1_QUI_A_07

(6)

Forças intermoleculares

EM18_1_QUI_A_08

1. E

As ligações de van der Waals são interações fracas que ocorrem entre moléculas apolares.

2. C

O H₂S e a água apresentam geometria molecular angular, pois am-bas as moléculas apresentam pares de elétrons não compartilhados nos átomos centrais. Tanto o enxofre quanto o oxigênio são mais eletronegativos que o hidrogênio; portanto, os elétrons que for-mam a ligação estão mais afastados dos átomos de hidrogênio nas respectivas moléculas. Por essa característica, ambas as moléculas são polares. Por serem polares, a interação intermolecular entre H₂S e H₂O é do tipo dipolo-dipolo.

3. E

A interação dos grupos hidroxila dos agentes umectantes com a umidade contida no ambiente é caracterizada pela ligação de hidrogênio. Esta interação ocorre entre um átomo de hidrogênio com um átomo mais eletronegativo, por exemplo, o flúor, o oxi-gênio ou o nitrooxi-gênio.

4. A

A problemática em questão é a acumulação de organoclorados em tecidos lipídicos nos peixes. Estes compostos orgânicos apresentam uma polaridade baixa, o que justifica seu acúmulo nos tecidos lipídicos (apolares).

5. D

O carvão ativo é constituído essencialmente por átomos de carbono o que o caracteriza como molécula apolar de interação dipolo induzido. Benzeno é constituído por átomos de hidrogênio e carbono. Seus carbonos não apresentam elétrons livres após efetuar as ligações com os hidrogênios, havendo, portanto, simetria nas nuvens eletrônicas, caracterizando a molécula como apolar de interação dipolo induzido.

A interação que ocorre entre moléculas apolares é do tipo dipolo induzido-dipolo induzido.

Complementares

1. E

As ligações de hidrogênio são de difícil quebra, necessitando de uma grande energia para que se rompam.

2. A

A ligação dipolo-dipolo é aquela na qual ocorre a atração do polo positivo com o polo negativo. Ponte de hidrogênio (ligação de hidrogênio) é o nome dado a ligação do hidrogênio com o F,O,N.

3. D

I. O NaCℓ é um sólido em temperatura ambiente e apresenta (C) alto ponto de fusão e ebulição, composto formado por ligação iônica.

II. A água é uma substância molecular, polar e considerada sol-vente universal, (D) também apresenta ligações de hidrogênio e geometria angular.

III. O HCℓ é um gás em temperatura ambiente e apresenta (A) geometria linear, ligação covalente e forças intermoleculares do tipo dipolo-dipolo.

IV. O CO₂ é um gás em temperatura ambiente e apresenta (B) geometria linear, molécula apolar e forças intermoleculares do tipo dipolo induzido-dipolo induzido.

4. D

O ponto de ebulição depende, entre outros fatores, da força inter-molecular existente entre as moléculas. Ambas moléculas, trimeti-lamina e propitrimeti-lamina, são polares. Porém, na propitrimeti-lamina verifica-se a existência de maior diferença de eletronegatividade entre as ligações em função da união de um nitrogênio com um hidrogênio, caracterizando como interação do tipo ligações de hidrogênio, que são as mais intensas.

5. A

A molécula é exclusivamente do DNA por apresentar a base nitro-genada Timina, já que no RNA essa base é substituída pela uracila. A ligação entre o nitrogênio e o hidrogênio representa uma interação do tipo ligação de hidrogênio.

6. a) _H C Cℓ _C_ℓ Cℓ δ µ δ − + ≠  0

b) Como é um composto polar suas moléculas sofrem interação do tipos dipolo-dipolo.

7. B

No estado sólido a água mantém suas propriedades químicas, como polaridade e geometria, permanece realizando ligação de hidrogênio e não modifica sua estrutura nem sua composição. H₂O₂ é chamado de peróxido de hidrogênio ou água oxigenada. É um composto químico diferente da água (H₂O).

(7)

EM18_1_QUI_B_L2_SOL

SOL

454 QUI B

1. A

O estrôncio, com símbolo Sr, e o bário, com símbolo Ba, pertencem à família dos metais alcalinoterrosos.

O cobre, de símbolo Cu, é um metal de transição.

2. D

Os elementos sódio e potássio pertencem à família dos metais alcalinos; o cálcio à família dos metais alcalinoterrosos; o ferro é um metal de transição; e o fósforo é um ametal.

3. B

As mesorregiões das cidades goianas são, respectivamente, Sul Goiano, Norte Goiano, Noroeste Goiano e Centro Goiano. Os símbolos dos elementos químicos citados são, respectivamente, Nb (nióbio), Ni (níquel), Au (ouro) e Cu (cobre), todos classificados como metais de transição.

4. A

O elemento W pertence ao grupo dos actinídeos, que possuem um elevado número atômico e são considerados elementos radioativos. O elemento X pertence ao grupo dos metais alcalinos e representa o sódio. No organismo, o íon sódio é essencial.

O elemento Y é um metal de transição com alta toxicidade. O elemento Z é representado pelo nitrogênio, um não metal perten-cente a todo organismo vivo, como por exemplo os aminoácidos. Complementares

1. C

Os halogênios são os elementos do grupo 17. Dentre as alternati-vas, apenas o bromo e o cloro são desse grupo, porém, o cloro é o elemento que está no terceiro período da tabela.

2. A

Henry Moseley verificou que o número de prótons no núcleo de um átomo era sempre o mesmo. Com isso, organizou os elementos da Tabela Periódica com base no aumento do número atômico de cada átomo, resolvendo os problemas encontrados na tabela de Mendeleev.

3. A

O grupo dos metais alcalinos são representados por: lítio (3), sódio (11), potássio (19), rubídio (37) e césio (55).

A alternativa que contém apenas elementos do grupo 1 é a alter-nativa A, com os números atômicos do lítio, sódio, rubídio e césio (3,11,37 e 55).

4. 05 (01 + 04)

(02) Incorreto. Distribuição em subnível do 25Mn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s2_3d5_{. O manganês possui dois elétrons no último nível eletrônico}

ou a camada de valência.

(08) Incorreto. O Manganês está localizado no quarto período, grupo 7.

5. B

I. O silício é o segundo elemento mais abundante da crosta ter-restre, fazendo parte de aproximadamente 27,7% dela e, sendo encontrado em praticamente todas as areias e rochas. Ele não é encontrado isolado na natureza, e quando combinado com o oxigênio forma o dióxido de silício (Si). → Silvana

II. O sal de cozinha tem fórmula molecular NaCℓ. Portanto, o elemento em questão é o Sódio (Na). → Nair

III. O alumínio (Aℓ) é produzido a partir da bauxita, e após a sua utilização é 100% reciclável. → Alberto

IV. O principal constituinte do aço é o ferro (Fe). → Fernando V. O mármore possui fórmula molecular CaCO3, e o cal, CaO. Logo,

o cátion citado é o cálcio (Ca). → Carlos.

Sequência dos nomes: Silvana, Nair, Alberto, Fernando e Carlos.

6.

I. O elemento potássio faz parte dos metais alcalinos. Seu sím-bolo é K.

II. O mercúrio é líquido na temperatura ambiente. Seu símbolo é Hg.

III. O urânio é um elemento radioativo pertencente ao grupo dos actinídeos. Seu símbolo é U.

IV. O argônio é um gás nobre e na natureza aparece na forma de gás monoatômico. Seu símbolo é Ar.

V. O elemento cério está localizado no grupo dos lantanídeos. Seu símbolo é Ce.

7. C

O símbolo γ é o bário, já que é o elemento seguinte do estrôncio no grupo dos metais alcalinoterrosos representado.

A distribuição eletrônica do bário (número atômico 56) é: 1s2_2s2

2p6_3s2_3p6_4s2_3d10_4p6_5s2_4d10_5p6_6s2_.

A distribuição eletrônica do xenônio (número atômico 54) é: 1s2_2s2

2p6_3s2_3p6_4s2_3d10_4p6_5s2_4d10_5p6_.

No íon Ba2+_{, o bário perde 2 elétrons ficando com a seguinte}

configuração:

1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d10_4p6_5s2_4d10_5p6_{; semelhante à do xenônio.}

Tabela Periódica

EM18_1_QUI_B_05

Classificação dos elementos

EM18_1_QUI_B_06

1. C

Se B é um halogênio (grupo 17), então A está uma “casa” atrás de B, e C está uma “casa” à frente do B na Tabela Periódica, sendo assim, A é um calcogênio (grupo 16) e C é um gás nobre (grupo 18).

2. A

O ferro pertence ao grupo “d” da tabela, sendo, portanto, um ele-mento de transição externa.

3. E

Mn25: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

Como pode ser constatado pela distribuição eletrônica, o Mn é um metal de transição que apresenta 2 elétrons na camada de valência. É, portanto, sólido nas condições ambientais (o único metal de transição líquido nessas condições é o mercúrio).

(8)

4. C

Dos metais dados:

O Na e o K são elementos representativos pertencentes ao grupo dos metais alcalinos. Sua distribuição eletrônica termina em xs1_.

O Mg e o Ca são elementos representativos pertencentes ao grupo dos metais alcalinoterrosos. Sua distribuição eletrônica termina em xs2_.

O Fe, o Cu e o Zn pertencem ao quarto período. São metais de transição externa, e a distribuição eletrônica termina em xdn_.

Dos não metais:

H possui massa atômica igual a 1 g · mol−1.

C, N, O, P, S e Cℓ são elementos representativos. Sua distribuição eletrônica termina em xpn_.

5. C

a) Incorreta. A distribuição de Linus Pauling ocorre em ordem crescente de energia.

b) Incorreta. O Fe possui a seguinte distribuição:

1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d6_{, quando o átomo perde um elétron,}

este sai da camada mais externa, desse modo, o íon Fe3+_possui

a seguinte distribuição: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_3d5_{, perdendo dois}

elétrons do subnível 4s e um do 3d.

d) Incorreta. Cálcio e ferro pertencem ao mesmo período, mas o sódio não.

e) Incorreta. Metais são bons condutores de eletricidade e de calor no estado sólido.

Complementares

1. D

O silício, o arsênio e o iodo são ametais.

2. E, C, C.

Elementos pertencentes ao mesmo grupo possuem propriedades semelhantes, e em mesmo período apresentam mesmo número

de camadas ou níveis eletrônicos ao redor do núcleo do átomo. O potássio, por estar localizado no grupo 1, apresenta um elétron na camada de valência, sendo que sua estabilidade química é adquirida doando este elétron e apresentando carga +1.

Os átomos com o mesmo número de prótons no núcleo são de-nominados isótopos.

3. A

Os gases nobres quase não reagem, pois já se encontram estáveis; os metais alcalinos reagem violentamente com a água, liberando H2; os halogênios apresentam grande reatividade e dificilmente

encontram-se em seu estado natural; e os metais de transição ge-ralmente são encontrados em seu estado fundamental, são sólidos e possuem brilho.

4. A

O metal com elétrons de valência igual a 2 e número de camadas eletrônicas igual a 3 é um metal alcalinoterroso; o elemento que possui as características é um metal alcalino; os gases nobres são elementos muito estáveis e usados em letreiros luminosos.

5. Metal: chumbo, cádmio e mercúrio. Não metal: boro, arsênio e fósforo.

6. 62 (02 + 04 + 08 + 16 + 32)

01. Falso. O elemento 116 será classificado como um calcogênio, pois possui distribuição eletrônica [Rn] 7s2_5f14_6d10_7p4_.

7. F, F, V, V, F.

a) Possui um orbital, subnível s – 4s1_{– metal alcalino.}

b) Possui cinco orbitais, subnível d – 4s2_3d6_{– metal de transição}

externa.

c) Possui três orbitais, subnível p – 4s2_3d10_4p4_{– calcogênio.}

d) Possui três orbitais, subnível p – 4s2_3d10_4p5_{– halogênio.}

e) possui um orbital, subnível s – 4s2_{– metal alcalinoterroso.}

f) Possui três orbitais, subnível p – 4s2_3d10_4p6_{– gás nobre.}

Propriedades periódicas I

EM18_1_QUI_B_07

1. A

Pela definição, temos que; o raio atômico aumenta quanto maior for o período e menor o grupo, ou seja, ele aumenta de cima para baixo e da direita para a esquerda.

2. D

Com base na localização dos elementos na Tabela Periódica, temos: Nióbio = 5.º período = 5 camadas eletrônicas;

Ferro = 4.º período = 4 camadas eletrônicas;

Portanto, o nióbio apresenta maior raio em relação ao ferro e, consequentemente, sua primeira energia de ionização será menor.

3. D

O isótopo do 23_{Na possui 12 nêutrons, e o do}35_C_{ℓ, 18 nêutrons.}

O cátion possui raio atômico menor do que o átomo em estado fundamental, e o ânion, maior.

Quanto menor o número de elétrons, maior o raio atômico.

4. E

Para cada período na Tabela Periódica, os elétrons começam a preencher um novo nível de energia. A primeira energia de ioniza-ção é mais fraca na ligaioniza-ção com o núcleo. O raio diminui, enquanto a energia da ionização aumenta. Sódio, por apresentar maior raio, apresenta menor energia de ionização comparado ao cloro. Complementares

1. C

Apenas o elemento x é um gás nobre, com camada de valência ns2_np6_{. Já o y representa um elemento dos metais alcalinoterrosos}

(ns2_).

O elemento z, com camada de valência 3s2_3p3_{, está localizado no 3.º}

período do grupo 15, portanto, faz parte do grupo dos não metais.

2. C

Quanto menos elétrons, menos camadas eletrônicas e, portanto, diminuição do raio iônico e consequentemente aumento da energia de ionização. Sendo assim, a energia necessária para produzir as respectivas ionizações será: E1<E2<E3.

(9)

EM18_1_QUI_B_L2_SOL

SOL

456 QUI B

3. D

De acordo com a posição dos elementos na Tabela Periódica apresentada, pode-se concluir que a ordem crescente de energia de ionização é: K, Na, Li, Ar, Ne, He.

Energia de Ionização He Li Ne Na Ar K 4.

a) Quanto maior o raio atômico, menor o potencial de ionização. b) Júpiter teria o menor PI, por ter maior raio atômico.

5.

a) Do Na para o Mg, ocorreu aumento da carga nuclear e maior atração nuclear pelos elétrons de valência, logo, maior EI. b) Na → Na+_{+ 1e}–

Mg → Mg+_{+ 1e}–

Após a retirada do 1.o_{elétron, o Na atinge a configuração}

ele-trônica do gás nobre Ne, portanto, mais estável e maior EI para a retirada do 2.o_elétron.

6. 11 (01 + 02 + 08)

(04) Incorreto. O elemento com camada de valência 3s2_3p2_pertence

ao grupo 14, o qual não está contido no conjunto A. Sendo assim, a subtração não resultará em um conjunto vazio.

(16) Incorreto. Os elementos contidos em A são os metais alcalinoterrosos, com camada de valência ns2_{, e os halogênios, com}

camada de valência ns2_p5_.

Propriedades periódicas II

EM18_1_QUI_B_08

1. B

O grupo 1 possui configuração geral ns1_{, ou seja, quando o elétron}

da camada mais externa é removido, perde-se uma camada eletrô-nica, reduzindo o tamanho do átomo.

2. B

A eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita no pe-ríodo e de baixo para cima num mesmo grupo. Os gases nobres possuem eletronegatividade nula, pois possuem o octeto completo. Desse modo, o flúor (F) apresenta a maior eletronegatividade, e o frâncio (Fr), a menor.

3. A

Entre o potássio e o cálcio, o de maior raio será o potássio, pois apre-senta o mesmo número de camadas que o cálcio, porém, apreapre-senta menor número de prótons no seu núcleo, resultando em menor atração. Entre o oxigênio, o fósforo e o nitrogênio, o oxigênio é o que apresenta maior eletronegatividade que os demais, por apresentar menor número de camadas e necessitar de dois elétrons para se estabilizar.

4. B

A densidade aumenta das extremidades para o centro da Tabela Periódica. Sendo assim, os metais alcalinoterrosos (grupo 2) são mais densos que os metais alcalinos (grupo 1).

5. E

Tende a doar 2 elétrons quando se liga ao oxigênio.

6. D

Primeiro potencial de ionização ou primeira energia de ionização corresponde à remoção do primeiro elétron. Ela costuma ser a menor energia de ionização, pois como esse elétron é o mais afas-tado do núcleo, a sua força de atração com o núcleo é a menor, precisando de menos energia e sendo mais fácil removê-lo.

Se considerarmos os elementos em uma mesma família ou num mesmo período da Tabela Periódica, veremos que conforme aumentam os números atômicos, menores são as energias de io-nização, porque mais afastados do núcleo os elétrons estão. Desse modo, a energia de ionização cresce na Tabela Periódica de baixo para cima e da esquerda para a direita.

Complementares

1. A

Nb (Z=41) → 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d10_4p6_5s2_4d3

O elétron diferencial do nióbio encontra-se na penúltima camada eletrônica 4d3_{, sendo a sua última camada o 5s}2_.

2. A

O potássio e o sódio são do grupo dos metais alcalinos. Esses apresentam maior raio atômico, com isso, o núcleo tem menos atração com os elétrons, sendo necessária uma menor energia para arrancá-los. 3. A Cs < Na < Fe < S < Cℓ 1 1A 180 2 2A 3A13 4A14 155A 6A16 7A17 Na _3B3 _4B4 _5B5 _6B6 _7B7 _8B8 _8B9 _8B10 11_1B 12_2B S Cℓ Fe Cs Eletronegatividade PG18LP312SDQ0_MIOLO_EM18_1_QUI_L2_LP.indb 456 19/01/2018 21:32:26

(10)

4. B

Os elementos de transição interna estão localizados nos períodos 6 e 7, do grupo 3 da Tabela Periódica. São divididos em duas sé-ries: lantanídeos e actinídeos. Ambos possuem elétrons de maior energia no subnível f.

5. Quadrícula 1: está localizado no 7.º período e faz parte do grupo dos actinídeos – elemento protactínio.

Quadrícula 2: dentre os metais alcalinoterrosos, o rádio é o que apresenta maior raio, já que essa propriedade aumenta de cima para baixo nos grupos da Tabela Periódica.

Quadrícula 3: a eletronegatividade aumenta da esquerda para direita, portanto, o elemento do 2.º período pertencente ao bloco s (grupos 1 e 2), de maior eletronegatividade, será o berílio. Quadrícula 4: o grupo 15 é o grupo do nitrogênio.

Pa

1

Ra

2

Be

3

N

4

S

5 6. B

Analisando a Tabela Periódica, verifica-se que o berílio (Be) e o cálcio (Ca) estão no mesmo grupo e que o cálcio (Ca) e o selênio (Se) estão no mesmo período.

Propriedade 1: analisando a tabela, pode-se verificar que dentro do mesmo grupo ela aumenta de cima para baixo (Ca > Be). No mesmo período, da direita para a esquerda (Ca > Se), propriedade esta característica do raio atômico.

Propriedade 2: analisando a tabela, pode-se verificar que dentro do mesmo grupo ela aumenta de baixo para cima (Be > Ca). No mesmo período, da esquerda para direita (Se > Ca), propriedade esta característica da eletronegatividade ou potencial de ionização.

Be

Ca Se

Propriedade 1 Propriedade 2