Prof. Jorge Martinho – FQA – 10ºAno Pag. 1

Escola Secundária de Pinhal do Rei Rua Dra Amélia Cândida Ponto da Boavista 2430-053 Marinha Grande

Ano Letivo

2016/2017

ESCOLA SECUNDÁRIA PINHAL DO REI

FICHA FORMATIVA – 2ºTESTE

Física e Química A 10ºAno

1. A energia dos eletrões nos átomos inclui:

(A) apenas o efeito das atrações entre os eletrões e o núcleo. (B) apenas o efeito das repulsões entre os eletrões. (C) o efeito das atrações entre os eletrões e o núcleo e o das repulsões entre os eletrões. (D) o efeito das repulsões entre os eletrões e o núcleo e o das atrações entre os eletrões.

2. A espetroscopia fotoeletrónica é uma das técnicas através da qual se podem obter as energias dos eletrões

nos átomos e moléculas. Ao lado encontra-

se o espetro fotoeletrónico de um elemento

químico.

a) A altura do pico C é tripla da altura do pico B porque:

(A) a energia de remoção dos eletrões responsáveis pelo pico B é aproximadamente o triplo da energia de remoção dos eletrões responsáveis pelo pico C.

(B) a energia de remoção dos eletrões responsáveis pelo pico B é aproximadamente um terço da energia de remoção dos eletrões responsáveis pelo pico C.

(C) o número de eletrões responsáveis pelo pico B é o triplo do número de eletrões responsáveis pelo pico C.

(D) o número de eletrões responsáveis pelo pico B é um terço do número de eletrões responsáveis pelo pico C.

b) Os picos A, B e C têm, respetivamente, correspondência com os subníveis de energia:

(A) 2p, 2s e 1s. (B) 1s, 2s e 2p. (C) 2s, 1s e 2p. (D) 1s, 2p e 2s.

c) Qual é a energia de remoção dos eletrões de valência mais energéticos? d) Escreva o nome e o símbolo químico do elemento. e) Verifica-se que aos seis eletrões responsáveis pelo pico C corresponde um único valor de

energia. Relacione este resultado com a relação entre as energias das orbitais px, py e pz. 3. Associe a cada número da coluna I uma ou mais letras da coluna II de modo a estabelecer

correspondências corretas.

Coluna I Coluna II

1. 4.o período e grupo 4 a. Forma iões tripositivos estáveis

2. 1s22s22p63s23p3 b. Ião óxido

3. 1s22s22p63s23p1 c. Metal de transição

4. 1s22s22p6 d. 3.o período e grupo 15

e. Fósforo

f. 3.o período e grupo 13

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4. Qual das seguintes correspondências entre um elemento e a configuração eletrónica do respetivo ião mais

estável, está correta?

(A) Enxofre - 1s22s22p63s23p4 (B) Lítio - 1s22s2 (C) Magnésio - 1s22s22p6 (D) Cloro - 1s22s22p6

5. O sódio, que pertence à família dos metais alcalinos, tem ponto de fusão 371 K e energia de ionização

496 kJ/mol.

a) Explique a formação do ião sódio mais estável. b) Represente a formação do ião sódio mais estável usando o modelo seguinte:

F ([He]2s22p5) + e– → F– ([He]2s22p6)

c) A ionização do sódio corresponde à transformação representada por: (A) Na (g) → Na+ (g) + e– com absorção de 496 kJ/mol. (B) Na (g) → Na+ (g) + e– com libretação de 496 kJ/mol. (C) Na (s) → Na+ (s) + e– com absorção de 496 kJ/mol. (D) Na (s) → Na+ (s) + e– com libertação de 496 kJ/mol.

d) A energia de ionização é uma propriedade: (A) das substâncias elementares e o ponto de fusão é uma propriedade dos elementos. (B) das substâncias elementares e o ponto de fusão também. (C) dos elementos e o ponto de fusão é uma propriedade das substâncias elementares. (D) dos elementos e o ponto de fusão também.

6. Justificando com base na posição relativa dos elementos na Tabela Periódica, preveja a relação que existe

entre os raios atómicos do carbono e do silício.

Rta: A resposta deve abordar os seguintes tópicos:

• O carbono encontra-se numa posição acima do silício no mesmo grupo da Tabela Periódica. • Como o raio atómico apresenta tendência para aumentar ao longo de um grupo, o raio atómico do

carbono é menor do que o raio atómico do silício.

7. Associe a cada um dos valores de raios atómicos, 48 pm, 79 pm e 88 pm, um dos átomos de oxigénio,

enxofre e cloro.

Rta: Oxigénio – 48 pm; Cloro – 79 pm ; Enxofre – 88 pm.

8. Os valores de energias de ionização, 1251, 1681 e 2081, em kJ/mol correspondem respetivamente aos

seguintes elementos:

(A) cloro, flúor e néon. (B) cloro, néon e flúor. (C) néon, flúor e cloro. (D) néon, cloro e flúor.

9. Usando como exemplo os elementos sódio e magnésio, interprete a tendência geral para o aumento da

energia de ionização ao longo de um período da Tabela Periódica.

Rta: O valor da primeira energia de ionização apresenta uma tendência para aumentar ao longo do mesmo período. Este aumento resulta da carga nuclear cada vez maior dos sucessivos elementos. Os eletrões sofrem, assim, uma maior atracão por parte do núcleo, sendo necessário mais energia para retirar um.

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10. Analisando o espetro fotoeletrónico de um elemento químico, os picos correspondentes aos três valores

de energias de remoção permitiram concluir ser este um elemento com um eletrão no subnível p. Trata-se

do elemento da Tabela Periódica de número atómico:

(A) 3, do 2.o período. (B) 5, do 2.o período. (C) 11, do 3.o período. (D) 13, do 3.o período.

11. Observe o espetro fotoeletrónico de um elemento químico do segundo período da Tabela Periódica.

a) A altura relativa dos picos A, B e C é:

(A) 1,1,1. (B) 1,1,2. (C) 2,2,3. (D) 2,2,5.

b) Indique o bloco a que pertence, e o número de níveis e de subníveis pelos quais se distribuem os eletrões no átomo.

Rta: 1S2 2s2 2p3 Pertence ao bloco P; Os eletrões estão distribuídos por 2 níveis, tendo um dos níveis 2 subníveis

c) Partindo da configuração eletrónica, identifique o elemento e o grupo da Tabela Periódica

a que pertence.

Rta: 7 eletrões; Período 2 Grupo 15 Azoto.

d) O elemento químico de configuração eletrónica He 2s2 2p2 tem energia de ionização:

(A) igual a 2,1 10–18 J.

(B) igual a 66 10–18 J

(C) inferior a 2,1 10–18 J.

(D) superior a 66 10–18 J

12. Na figura abaixo pode observar-se o gráfico da energia potencial, Ep, em função da distância internuclear,

r, entre dois átomos de hidrogénio.

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a) O comprimento de ligação na molécula de hidrogénio é: (A) 45 pm e a energia de ligação é aproximadamente 144 kJ/mol. (B) 74 pm e a energia de ligação é 432 kJ/mol. (C) 150 pm e a energia de ligação é aproximadamente –278 kJ/mol. (D) 350 pm e a energia de ligação é 0 kJ/mol.

b) Indique o tipo de interações, de repulsão ou de atração, que predominam quando os átomos se encontram à distância de 45 pm.

Rta: Predominam as repulsões (entre núcleos e entre eletrões). c) Também as moléculas HX, e X2, em que X é um elemento químico da família dos halogéneos,

são diatómicas como a de hidrogénio, H2. Associe cada um dos mapas de potencial eletrostático, A, B, C e D, a uma das moléculas, F2, H2, HF e HCℓ.

A B C D

Rta: A – F2 ; B – H2 ; C – HCl ; D – HF; d) Compare, justificando com base na posição relativa dos elementos na Tabela Periódica, as

energias da ligação H-X nas moléculas HCℓ e HBr. Rta: A resposta deve abordar os seguintes tópicos: • O cloro encontra-se numa posição acima do bromo no mesmo grupo da Tabela

Periódica. • Como o raio atómico apresenta tendência para aumentar ao longo de um grupo, o raio

atómico do cloro é menor do que o raio atómico do bromo. • Logo a ligação H-Cl tem menor comprimento de ligação e maior energia de ligação do

que a ligação H-Br.

13. Complete corretamente as frases seguintes.

(A) Quanto ___maior___ a energia de uma ligação ___menor___ o comprimento dessa ligação.

(B) Quanto ____maior____ o número de eletrões ligantes ____maior____ a ordem de ligação.

(C) Quanto menor o número de eletrões partilhados entre dois átomos, numa molécula,

____menor___ é a energia de ligação e ___menor___ é a estabilidade da molécula.

14. Selecione a opção correta.

(A) As moléculas constituídas por três átomos são sempre maiores que as moléculas constituídas por dois átomos.

(B) Os eletrões de valência são os que estão mais fracamente ligados ao núcleo.

(C) Para dissociar uma molécula X2 consome-se mais energia do que a energia que é libertada quando a molécula X2 se forma.

(D) Nos gases nobres há eletrões disponíveis para serem simultaneamente partilhados por dois núcleos.

15. Dois átomos de nitrogénio, N7 , ligam-se para formar a molécula N2.

a) Escreva a fórmula de estrutura de Lewis da molécula N2.

Rta: : 𝑁 ≡ 𝑁:

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b) De entre os eletrões de valência dos átomos de nitrogénio, quantos vão, efetivamente,

participar na ligação química?

Rta: Dos 10 eletrões de valência disponíveis (5 de cada átomo) apenas 6 são partilhados.

c) Quantos pares de eletrões não-ligantes constituem a molécula N2?

Rta: 2 pares de eletrões não são partilhados. d) Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

A ligação estabelecida é uma…

(A) ligação covalente simples.

(B) ligação covalente dupla.

(C) ligação covalente tripla.

(D) ligação iónica.

16. Selecione a opção correta.

(A) Uma ligação covalente dupla é assegurada por dois eletrões de valência ligantes.

(B) Uma molécula de oxigénio possui menos pares de eletrões ligantes que uma molécula de cloro.

(C) Todas as moléculas diatómicas com ligações covalentes triplas entre os seus átomos possuem igual número de eletrões de valência ligantes.

(D) A ordem de ligação da molécula de flúor é diferente da ordem de ligação da molécula de bromo, porque são formadas por átomos de elementos diferentes.

17. Considere as moléculas de hidrogénio, H2, nitrogénio, N2, e oxigénio, O2.

17.1. Escreva, por ordem crescente das energias de ligação, as fórmulas de estrutura de Lewis das

moléculas.

Rta: H – H ; : 𝑁 ≡ 𝑁: ; : �̈� = �̈�:

17.2. A energia de ionização das moléculas de nitrogénio é 1503 kJ/mol, e dos átomos de nitrogénio, N,

é 1402 kJ/mol. A energia dos eletrões mais energéticos na molécula de nitrogénio é:

(A) maior do que a energia dos eletrões mais energéticos no átomo isolado, e a molécula é mais estável que os dois átomos separados.

(B) maior do que a energia dos eletrões mais energéticos no átomo isolado, e a molécula é menos estável que os dois átomos separados.

(C) menor do que a energia dos eletrões mais energéticos no átomo isolado, e a molécula é mais estável que os dois átomos separados.

(D) menor do que a energia dos eletrões mais energéticos no átomo isolado, e a molécula é menos estável que os dois átomos separados.

18. Considere as moléculas CH4, CO2, H2O e NH3.

a) Indique, sequencialmente, o nome da substância que corresponde a cada uma das simbologias. Rta: Metano ; Dióxido de carbono ; Água ; Amoniaco.

b) Descreva a geometria molecular de CH4, identificando a localização relativa dos átomos na

molécula e indicando o valor aproximado dos ângulos de ligação. Rta: A molécula é tetraédrica, ocupando o átomo de carbono o centro do tetraedro e os átomos de

hidrogénio o vértices. Os ângulos de ligação são todos iguais e valem cerca de 110º.

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c) Partindo das fórmulas de estrutura de Lewis das moléculas CO2 e H2O, relacione os ângulos de ligação nestas moléculas com base no modelo de repulsão dos pares eletrónicos de valência.

Rta: As nuvens eletrónicas vão dispor-se de modo a minimizar a energia da molécula, minimizando as repulsões entre nuvens eletrónicas. Na molécula de CO2 as duas nuvens eletrónicas ligantes afastam-se o mais possível uma da outra ficando numa posição diametralmente oposta relativamente ao átomo de carbono, originando uma molécula linear.

Na molécula de H2O os pares não ligantes repelem os pares ligantes obrigando a molécula a adquirir uma geometria angular.

d) Indique quais das seguintes moléculas são polares:

(A) CH4 e CO2. (B) CO2 e H2O. (C) H2O e NH3. (D) NH3 e CH4.

e) Indique o nome da geometria molecular de NH3 e classifique a distribuição de carga na molécula como simétrica ou assimétrica.

Rta: A molécula é piramidal triangular e a molécula é fortemente polar, apresentando uma distribuição assimétrica de carga.

19. Considere as substâncias, identificadas simbolicamente ou pelo nome, C2H2, C(CH3)4, CHCℓ3, cloreto de

sódio, eteno, hélio e 2-metilpentano.

a) Escreva o nome e a fórmula química de uma substância que seja iónica. Rta: cloreto de sódio - NaCl b) Escreva o nome das substâncias identificadas simbolicamente, e a respetiva fórmula de

estrutura com base na regra do octeto. Rta:

Eteno Dimetilpropano Triclorometano 2-metilpentano c) Uma amostra de hélio é formada por:

(A) átomos, He, entre os quais não se estabelecem quaisquer ligações. (B) átomos, He, entre os quais se estabelecem forças de van der Waals. (C) moléculas, He2, entre as quais não se estabelecem quaisquer ligações. (D) moléculas, He2, entre as quais se estabelecem forças de van der Waals.

d) Das substâncias identificadas: (A) C(CH3)4 e CHCℓ3 são haloalcanos. (B) CHCℓ3 e o cloreto de sódio são haloalcanos. (C) C2H6 e C(CH3)4 são hidrocarbonetos saturados. (D) C2H6 e o eteno são hidrocarbonetos saturados.

CC

CCC

HH

HHH

H

HHH

HHH CH

ClCl

Cl:

:::

::

:

::C CCCC H

HH HH

HHH

HHH

C HHH

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e) Faça corresponder a cada uma das moléculas, de eteno e C2H2, um dos valores de comprimento da ligação CC: 1,20 Å e 1,33 Å.

Rta: Eteno H2C=CH2 1,33Å.

Etino HCCH 1,20 Å. f) Represente a fórmula de estrutura de Lewis para 2-metilpentano. Rta:

20. Observe as fórmulas de estrutura de Lewis de cinco substâncias: A, B, C, D e E.

a) Associe a cada uma das estruturas, os grupos funcionais: ácido carboxílico, aldeído, álcool,

amina e cetona. Rta: ácido carboxílico – D , aldeído – B , álcool – C , amina – A , cetona – E . b) Classifique cada uma das ligações interatómicas na substância representada por B. Rta: Ligações H – C e C – C são covalentes simples, a ligação C – O é covalente dupla. c) Indique as substâncias nas quais se estabelecem ligações intermoleculares de hidrogénio.

(A) A e B. (B) A e C. (C) B e C. (D) B e D.

d) De acordo com a estrutura de Lewis, relativamente ao efeito dos eletrões de valência na formação da molécula da substância D, há: (A) 7 eletrões ligantes e 4 eletrões não ligantes. (B) 8 eletrões ligantes e 4 eletrões não ligantes. (C) 14 eletrões ligantes e 8 eletrões não ligantes. (D) 16 eletrões ligantes e 8 eletrões não ligantes.

C CCCC H

HH HH

HHH

HHH

C HHH