Coloque os seguintes compostos em ordem crescente de energia reticular: Lil, LiF, CaO, Rbl.
Passo 1
Beleza, o que a gente tem aqui é uma lista de compostos: LiI, LiF, CaO e RbI. A missão é colocá-los em ordem crescente de energia reticular. Energia reticular é uma medida da força que mantém os íons juntos no cristal. Para resolver isso, vamos precisar entender como a carga dos íons e o tamanho deles afetam essa energia.
Passo 2
Primeiro, vamos lembrar que a energia reticular aumenta com a carga dos íons. Ou seja, íons com cargas maiores vão ter uma energia reticular maior. Olhando para os compostos:
- LiI: Li⁺ e I⁻
- LiF: Li⁺ e F⁻
- CaO: Ca²⁺ e O²⁻
- RbI: Rb⁺ e I⁻
Perceba que CaO tem íons com cargas duplas, enquanto os outros têm cargas simples.
Passo 3
Agora, além da carga, o tamanho dos íons também importa. Íons menores permitem que as cargas se aproximem mais, aumentando a energia reticular. Comparando os ânions:
- F⁻ é menor que I⁻
- O²⁻ é menor que ambos
Então, LiF terá uma energia reticular maior que LiI e RbI porque o F⁻ é menor e tem carga negativa maior.
Passo 4
Por último, CaO não só tem íons com cargas duplas, mas também os íons são menores comparados aos de LiI e RbI. Isso faz com que CaO tenha a maior energia reticular entre os quatro compostos.
Resposta
A ordem crescente de energia reticular é: RbI < LiI < LiF < CaO.
Exercícios relacionados
Faça o que se pede em cada item:
16.1. As afirmativas abaixo foram feitas considerando-se um átomo multieletrônico. Leia cada uma delas e julgue-as como verdadeiras (V) ou falsas (F).
( ) A carga nuclear efetiva de um elétron no subnível
é igual à
de um elétron no subnível
.
( ) Um elétron de um subnível tem a mesma energia que um elétron de um subnível
.
( ) Elétrons com I = 2 são mais efetivos na blindagem do que os elétrons com I = 1.
( ) Os elétrons de um orbital s são mais efetivos em blindar da carga nuclear os elétrons de outros orbitais.
( ) A carga nuclear efetiva de um elétron em um orbital
é menor do que a
de um elétron em um orbital
do mesmo nível de energia.
16.2. JUSTIFIQUE sua escolha para o item (4) da questão anterior.
16.1. As afirmativas abaixo foram feitas considerando-se um átomo multieletrônico. Leia cada uma delas e julgue-as como verdadeiras (V) ou falsas (F).
( ) A carga nuclear efetiva
( ) Um elétron de um subnível
( ) Elétrons com I = 2 são mais efetivos na blindagem do que os elétrons com I = 1.
( ) Os elétrons de um orbital s são mais efetivos em blindar da carga nuclear os elétrons de outros orbitais.
( ) A carga nuclear efetiva
16.2. JUSTIFIQUE sua escolha para o item (4) da questão anterior.
Apresente a configuração eletrônica para cada uma das espécies abaixo e as classifique como paramagnética ou diamagnética.
a)
b)
c) e N
a)
b)
c)
Uma molécula possui quatro pares de elétrons em torno do átomo central.
a) Como a molécula pode ter uma estrutura piramidal? Explique.
b) Como a molécula pode ter uma estrutura angular? Explique.
c) Quais ângulos de ligação são previstos em cada caso?
a) Como a molécula pode ter uma estrutura piramidal? Explique.
b) Como a molécula pode ter uma estrutura angular? Explique.
c) Quais ângulos de ligação são previstos em cada caso?
Faça o que se pede em cada item abaixo:
20.1. Considere as equações abaixo que representam a ionização de duas espécies.
20.1. Considere as equações abaixo que representam a ionização de duas espécies.
Equação 1:
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Equação 2:
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JUSTIFIQUE a diferença observada nos valores da energia de ionização (EI).
20.2. A afinidade eletrônica (AE) é definida como a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo na fase gasosa, em seu estado fundamental. Com base nos valores de , apresentados no Quadro 1 abaixo, explique:
Quadro 1. Afinidade eletrônica (em eV) para os elementos do 20 período da tabela periódica
20.2. A afinidade eletrônica (AE) é definida como a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo na fase gasosa, em seu estado fundamental. Com base nos valores de
Quadro 1. Afinidade eletrônica (em eV) para os elementos do 20 período da tabela periódica
Elemento | Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar |
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Raio atômico
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154 | 160 | 143 | 117 | 110 | 104 | 99 | 174 |
a) POR QUE o alumínio tem menor AE que o sódio?
b) POR QUE o silício (Si) tem maior AE que o fósforo §?
b) POR QUE o silício (Si) tem maior AE que o fósforo §?