6-Assinale com verdadeiro (V) ou falso (F).
( ) No subnível s há apenas um orbital.
() Em um orbital, cabem dois elétrons.
( ) No subnível p, há cinco orbitais.
( ) No subnível d, cabem até 14 elétrons.
() A molécula de água é linear e apolar.
() A molécula de
é linear e polar.
( ) No subnível s há apenas um orbital.
() Em um orbital, cabem dois elétrons.
( ) No subnível p, há cinco orbitais.
( ) No subnível d, cabem até 14 elétrons.
() A molécula de água é linear e apolar.
() A molécula de
Passo 1
O enunciado pede para marcar com verdadeiro (V) ou falso (F) seis afirmações. As afirmações, na ordem dada, são:
-
No subnível há apenas um orbital. -
Em um orbital, cabem dois elétrons. -
No subnível , há cinco orbitais. -
No subnível , cabem até 14 elétrons. -
A molécula de é linear e apolar. -
A molécula de é linear e polar.
Anotei as seis sentenças; a partir do Passo 2 vou explicar os conceitos necessários e decidir se cada uma é verdadeira ou falsa.
Passo 2
Conceitos básicos sobre orbitais e subníveis (a parte mais teórica que você precisa entender para julgar as primeiras quatro afirmações).
- Átomos têm níveis de energia numerados por
. Dentro de cada nível existem subníveis caracterizados pelo número quântico azimutal , que assume valores . - Cada subnível
tem um certo número de orbitais definido pelo número de valores possíveis do número quântico magnético , que vai de a em passos de . Então o número de orbitais em um subnível é . Vou usar essa fórmula para cada tipo: - Para
: → número de orbitais . - Para
: → número de orbitais . - Para
: → número de orbitais .
- Para
- Cada orbital pode comportar no máximo dois elétrons por causa do princípio de exclusão de Pauli: os dois elétrons devem ter spins opostos. Em termos do número quântico de spin
, os dois valores possíveis são e . - Portanto, a capacidade máxima de elétrons de um subnível é
. Exemplos: - Subnível
: elétrons no total. - Subnível
: elétrons no total. - Subnível
: elétrons no total.
- Subnível
Com isso já temos ferramentas para avaliar as afirmações 1 a 4.
Passo 3
Avaliação das afirmações sobre subníveis e orbitais, com justificativa passo a passo.
- “No subnível
há apenas um orbital.”
- Usando
e obtemos . Logo há exatamente um orbital no subnível . - Conclusão: essa afirmação é verdadeira.
- “Em um orbital, cabem dois elétrons.”
- Pela explicação sobre o princípio de exclusão de Pauli, cada orbital admite dois elétrons com spins opostos (
e ). - Conclusão: essa afirmação é verdadeira.
- “No subnível
, há cinco orbitais.”
- Para
, → . Ou seja, há três orbitais (frequentemente chamados ), não cinco. - Conclusão: a afirmação é falsa.
- “No subnível
, cabem até 14 elétrons.”
- Para
, → orbitais e capacidade elétrons no total. A afirmação diz 14, que é o valor do subnível (pois para , → ). Portanto a afirmação está incorreta. - Conclusão: a afirmação é falsa.
Passo 4
Conceitos sobre geometria molecular e polaridade (necessários para avaliar as afirmações 5 e 6).
- Geometria molecular costuma ser prevista pelo modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR): pares de elétrons (ligações e pares isolados) ao redor do átomo central se organizam para minimizar repulsão, fazendo a molécula ter uma forma característica (linear, angular/bent, trigonal planar, tetraédrica, etc.).
- Polaridade de uma molécula depende de dois fatores: existência de ligações polares e da geometria que faz com que os momentos dipolares dessas ligações se cancelem ou não. Uma ligação é polar quando há diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados; a molécula é polar (tem momento dipolar resultante distinto de zero) quando os vetores-dipolo não se cancelam.
Vou aplicar isso a
e
.
Passo 5
Aplicando VSEPR e conceito de dipolo às moléculas dadas:
- Molécula de
:
- O átomo central é o oxigênio, que na valência tem dois pares de elétrons ligantes (às duas hidrogênios) e dois pares isolados. Pela VSEPR, quatro pares ao redor formam uma geometria aproximada de tetraedro eletrônico; com dois pares isolados e duas ligações isso resulta numa forma angular (bent) com ângulo aproximado de
. Portanto não é linear. - As ligações O–H são polares (oxigênio mais eletronegativo que hidrogênio), e devido à geometria angular os vetores-dipolo não se cancelam, resultando em um momento dipolar líquido diferente de zero → molécula polar.
- A afirmação “linear e apolar” descreve o oposto do real; é falsa.
- Molécula de
:
- A fórmula estrutural é O=C=O com o carbono central ligado a dois oxigênios. Não há pares isolados que desloquem a simetria no carbono, então a geometria é linear (ângulo
). - As ligações C–O são polares (diferença de eletronegatividade), mas em uma geometria linear simétrica os dois vetores-dipolo das ligações têm mesma intensidade e direções opostas, portanto se cancelam e o momento dipolar resultante é zero → molécula apolar (não polar).
- A afirmação “linear e polar” diz que ela é polar; isso é falso.
Passo 6
Resumo das conclusões lógicas (ligando cada justificativa à marcação V/F):
- Verdadeiro — subnível
tem 1 orbital. - Verdadeiro — cada orbital comporta até 2 elétrons (spins opostos).
- Falso — subnível
tem 3 orbitais (não 5). - Falso — subnível
comporta até 10 elétrons (14 é para ). - Falso —
é angular (bent) e polar, não linear e apolar. - Falso —
é linear, mas apolar (os dipolos se cancelam), então não é linear e polar.
Vai dar certo na prova — você já entendeu a lógica por trás de cada item. Se quiser, praticamos com outros exemplos rápidos.
Resposta
- V
- V
- F
- F
- F
- F