Quimica

Teórico-Prática 3
Periodicidade Química

1.
Disponha os seguintes aniões por ordem crescente de tamanho: O2-, Te2-, Se2- e S2-.
Explique a sua sequência.
2.
O ião H- e o átomo He têm, cada um deles, dois eletrões 1s. Qual deles é maior?
Explique.

3.
A primeira e a segunda energia de ionização do K são, respetivamente, 419 kJ/mol e
3052 kJ/mol, e as do Ca são 590 kJ/mol e 1145 kJ/mol. Compare estes valores e comente as diferenças. 4.
Qual dos seguintes elementos espera que tenha a maior afinidade eletrónica He, K, Co,
S, Cl ?

5.
De entre os pares de espécies seguintes indique qual das espécies tem o maior raio.
a) Cl ou S b) Cl- ou S2c) Na ou Mg
d) Mg2+ ou Al3+.
6.
Em termos das configurações eletrónicas, explique porque é que as energias de ionização dos elementos do grupo 16 são menores do que as energias de ionização dos elementos do grupo15.
7.
O sódio atómico emite luz fraca a 390 nm quando um eletrão passa de uma orbital 4s para uma orbital 3s e a 300 nm quando passa de uma orbital 4p para uma 3s. Qual a diferença de energia (kJ/mol) entre as orbitais 4s e 4p do sódio?
O potássio atómico emite luz muito fraca a 365 nm quando um eletrão passa de uma orbital
4d para uma orbital 4s e a 689 nm quando um eletrão passa de uma orbital 4d para uma orbital
4p. Qual é a diferença de energia (em kJ/mol) entre as orbitais 4s e 4p no potássio. Porque razão é a diferença de energia maior no caso do potássio do que no do sódio?
8.
Explique de que modo a energia de ionização e a afinidade eletrónica determinam se os elementos se combinam para formar compostos iónicos ou não.