2.1         Massa atômica é a massa de um átomo individual, enquanto o peso atômico é a média (ponderada) das massas atômicas dos isótopos naturais de um átomo.

2.2         O peso atômico médio do silício (ASi) é calculado adicionando produtos de fração de ocorrência / peso atômico para os três isótopos. portanto

ASi = f28Si A28Si + f 29Si A29Si + f30Si A30Si

= (0.9223)(27.9769) + (0.0468)(28.9765) + (0.0309)(29.9738) = 28.0854

2.3         

a)        Para determinar o número de gramas em uma amu de material, basta manipular adequadamente as relações amu/átomo, g/mol e átomo/mol, conforme necessário.

b)         Como existem 453,6  g/lbm,

2.4        

a) Dois importantes conceitos da mecânica quântica associados ao modelo de Bohr do átomo são:

1º) que os elétrons são partículas que se movem em orbitais discretos; e

2º) a energia eletrônica é quantizada em conchas.

b) Dois refinamentos importantes resultantes do modelo atômico mecânico de ondas são:

1º) que a posição do elétron é descrita em termos de distribuição de probabilidade; e

2º) a energia eletrônica é quantizada em conchas e subcascas - cada elétron é caracterizado por quatro números quânticos.

2.5)

O número quântico n designa a camada de elétrons.

O número quântico l designa a subcamada de elétrons.

O número quântico em ml designa o número de estados de elétrons em cada subcamada de elétrons. O número quântico ms designa o momento de rotação em cada elétron.

2.6)        

Para o estado L, n = 2, e oito estados de elétrons são possíveis.

Os possíveis valores de l são 0 e 1, enquanto os possíveis valores de ml são 0 e ± 1; e os possíveis valores de ms são ± 1.

Portanto, para os estados s, os números quânticos são 200 (1) e 200 (- 1);

Para os estados p, os números quânticos são 210 (½ ), 210 (- ½ ), 211 (½ ), 211 (- ½ ), 21 (−1)(½ ) e 21 (- 1) (- ½ );

Para o estado M, n = 3 e 18 estados são possíveis.

Os possíveis valores de l são 0, 1 e 2; os valores possíveis de ml são 0, ± 1 e ± 2; e os valores possíveis são ± 1.

2.7        As configurações eletrônicas para os íons são determinadas usando a Tabela 2.2 (e Figura 2.6).

P5+: 1s22s22p6

P3-: 1s22s22p63s23p6

Sn4+: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d10

Se2-: 1s22s22p63s23p63d104s24p6

I-: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6

Ni2+: 1s22s22p63s23p63d8

2.8        O íon K+ é apenas um átomo de potássio que perdeu um elétron; portanto, possui uma configuração eletrônica igual à do argônio.

O íon I- é um átomo de iodo que adquiriu um elétron extra; portanto, tem uma configuração eletrônica igual à do xenônio.

A TABELA PERIÓDICA

2.9        Cada um dos elementos do Grupo IIA possui dois elétrons.

2.10        A partir da tabela periódica (Figura 2.6), o elemento com número atômico 112 pertenceria ao grupo IIB. De acordo com a Figura 2.6, Ds, tendo um número atômico de 110, fica abaixo de Pt na tabela periódica e na coluna mais à direita do grupo VIII. Mover duas colunas para a direita coloca o elemento 112 em Hg e no grupo IIB.

2.11        a) A configuração do elétron 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 é a de um halogênio, porque é um elétron deficiente de ter uma subcamada p cheia.

        b) A configuração eletrônica 1s22s22p63s23p63d74s2 é a de um metal de transição devido a um subconjunto d incompleto.

        c) A configuração do elétron 1s22s22p63s23p63d104s24p6 é a de um gás inerte devido às sub-conchas 4s e 4p preenchidas.

        d) A configuração do elétron 1s22s22p63s23p64s1 é a de um metal alcalino devido a um único elétron s.

        e) A configuração de elétrons 1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s2 é a de um metal de transição devido a um subconjunto d incompleto.

        f) A configuração do elétron 1s22s22p63s2 é a de um metal alcalino-terroso por causa de dois elétrons s.

2.12        

a) A subcamada 4f está sendo preenchido para a série de elementos de terras raras.

b) A subcamada 5f está sendo preenchido para a série de elementos actinídeos.

FORÇAS DE LIGAÇÃO E ENERGIA

2.13        A força atrativa entre dois íons FA é apenas a derivada com relação à separação interatômica da expressão de energia atrativa, Equação 2.8, que é apenas

A constante A nesta expressão é definida na nota de rodapé 3. Como as valências dos íons Ca2+ e O2- (Z1 e Z2) são ambas 2, então

2.14        a) A diferenciação da equação 2.11 produz

b) Agora, resolvendo para r (= r0)

ou

c) Substituição de r0 na Equação 2.11 e resolução de E (= E0)

2.15        a) As curvas de EA, ER e EN são mostradas na plotagem abaixo:

b) Desta trama

        r0 = 0.24 nm

        E0 = -5.3 eV

c) Da equação 2.11 para EN

A = 1.436

B = 7.32 x 10-6

n = 8

Portanto,

e

2.16        Esse problema nos fornece, para um par hipotético de íons X+ - Y-, valores para r0 (0,38 nm), E0 (- 5,37 eV) e n (8), e pede que determinemos expressões explícitas para energias atraentes e repulsivas das Equações 2.8 e 2.9. Em essência, é necessário calcular os valores de A e B nessas equações. As expressões para r0 e E0 em termos de n, A e B foram determinadas no Problema 2.14, que são as seguintes:

Assim, temos duas equações simultâneas com duas incógnitas (A e B). Após a substituição dos valores para r0 e E0 em termos de n, essas equações assumem as formas:

e

Agora, queremos resolver essas duas equações simultaneamente para os valores de A e B. Desde a primeira dessas duas equações, a solução para A / 8B leva a

Além disso, a partir da equação acima, A é igual a

Quando as duas expressões acima para A / 8B e A são substituídas na expressão acima para E0 (- 5.37 eV), os seguintes resultados

ou

A resolução de B a partir desta equação produz

Além disso, o valor de A é determinado a partir de uma das equações anteriores, da seguinte forma:

A = 2.34 eV - nm

Assim, as Equações 2.8 e 2.9 tornam-se

É claro que essas expressões são válidas para r e E em unidades de nanômetros e elétron-volts, respectivamente.

2.17        Equação de diferenciação 2.12 em relação aos rendimentos r

        Em r = r0, dE/dr = 0, e

Resolução de C e substituição na Equação 2.12 produz uma expressão para E0 como

b) Agora resolvendo D a partir da Equação 2.12b acima, obtemos

A substituição desta expressão por D na Equação 2.12 produz uma expressão para E0 como

LIGAÇÕES INTERATÔMICAS PRIMÁRIAS

2.18

1. As principais diferenças entre as várias formas de ligação primária são:

Iônica: há atração eletrostática entre íons com carga oposta.

Covalente: há compartilhamento de elétrons entre dois átomos adjacentes, de modo que cada átomo assume uma configuração eletrônica estável.

Metálico: os núcleos de íons com carga positiva são protegidos um do outro e também "colados" pelo mar de elétrons de valência.

2. O princípio de exclusão de Pauli afirma que cada estado de elétron não pode conter mais do que dois elétrons, que devem ter rotações opostas.

        2.19        O caráter iônico percentual é uma função das negatividades eletrônicas dos íons XA e XB de acordo com a Equação 2.10.

As eletronegatividades dos elementos são encontradas na figura adaptada abaixo:

                Para MgO, XO = 3.5 e XMg = 1.2, e portanto,

        %IC = 73.4%

        Para GaP, XGa = 1.6 e XP = 2.1, e portanto,

        %IC = 6.1%

        Para CsF, XCs = 0.7 e XF = 4.0, e portanto,

        %IC = 93,4%

        Para CdS, XCd = 1.7 e XS = 2.5, e portanto,

        %IC = 14.8%

        Para FeO, XFe = 1.8 e XO = 3.5, e portanto,

        %IC = 51.4%

2.20        Abaixo, é apresentado gráfico da energia de ligação, E0, versus a temperatura de fusão, ºC, desses quatro metais. A partir deste gráfico, a energia de ligação do molibdênio (temperatura de fusão de 2617 °C) deve ser de aproximadamente 7,0 eV. O valor experimental é 6,8 eV.

2.21                Para silício, possuindo a estrutura eletrônica de valência 3s², 3p², N' = 4; assim, existem 8 - N' = 4 ligações covalentes por átomo.

        Para o bromo, possuindo a estrutura eletrônica de valência 4s², 4p5, N' = 7; assim, existem 8 - N'= 1 ligação covalente por átomo.

        Para nitrogênio, possuindo a estrutura eletrônica de valência 2s², 2p³, N' = 5; assim, existem 8 - N' = 3 ligações covalentes por átomo.

        Para enxofre, possuindo a estrutura eletrônica de valência 3s², 3p4, N' = 6; assim, existem 8 - N' = 2 ligações covalentes por átomo.

        Para neon, com a estrutura de elétrons de valência 2s², 2p6, N' = 8; portanto, existem 8 - N' = 0 ligações covalentes por átomo, o que seria de esperar, já que o néon é um gás inerte.

2.22                Para o xenônio sólido, a ligação é Van der Waals, pois o xenônio é um gás inerte.

Para CaF2, a ligação é predominantemente iônica (mas com um leve caráter covalente) com base nas posições relativas de Ca e F na tabela periódica.

        Para o bronze, a ligação é metálica, pois é uma liga metálica (composta de cobre e estanho).

Para CdTe, a ligação é predominantemente covalente (com algum leve caráter iônico) com base nas posições relativas de Cd e Te na tabela periódica.

Para borracha, a ligação é covalente com alguns Van der Waals. (A borracha é composta principalmente de átomos de carbono e hidrogênio.)

Para o tungstênio, a ligação é metálica, pois é um elemento metálico da tabela periódica.

LIGAÇÃO SECUNDÁRIA OU LIGAÇÃO VAN DER WAALS

2.23        A ligação intermolecular para HF é hidrogênio, enquanto que para HCl, a ligação intermolecular é Van der Waals. Como a ligação de hidrogênio é mais forte que van der Waals, o HF terá uma temperatura de fusão mais alta.