1- Ordene os átomos e íons a seguir em ordem decrescente de tamanho: \mathrm{Mg}^{2+}, \mathrm{Ca}^{2+}, e Ca. X
2- Coloque os íons \mathrm{S}^{2-}, \mathrm{Cl}^{-}, \mathrm{K}^{+}e \mathrm{Ca}^{2+} em ordem decrescente de tamanho.
3- Recorrendo de modo imaginário à tabela periódica, ordene os seguintes átomos em ordem crescente para o valor esperado para a primeira energia de ionização ( \mathrm{I}_{1} ): \mathrm{Ne}, \mathrm{Na}, \mathrm{P}, \mathrm{Ar} e K.
4- Escreva as configurações eletrônicas para os seguintes íons (a) { }^{(20)} \mathrm{Ca}^{2+}, (b) { }^{(16)} \mathrm{S}^{2-}.
5- Você esperaria que o óxido de alumínio seja: sólido, líquido ou gás à temperatura ambiente?. Escreva a equação química balanceada para a reação do óxido de alumínio com ácido clorídrico.
6- Escreva as equações balanceadas que determinam as reações do césio metálico com: (a) \mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{~g}) ;(\mathrm{b}) \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{I}) ;(\mathrm{c}) \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g}).

Passo 1

Vou organizar claramente o que cada item pede e quais espécies aparecem em cada item, para não nos perder no enunciado.
  1. Pede ordenar, em ordem decrescente de tamanho, as espécies: \mathrm{Mg}^{2+}, \mathrm{Ca}^{2+} e \mathrm{Ca}.
  2. Pede ordenar, em ordem decrescente de tamanho, os íons: \mathrm{S}^{2-}, \mathrm{Cl}^{-}, \mathrm{K}^{+} e \mathrm{Ca}^{2+}.
  3. Pede ordenar, em ordem crescente do valor da primeira energia de ionização \mathrm{I}_1, os átomos: \mathrm{Ne}, \mathrm{Na}, \mathrm{P}, \mathrm{Ar} e \mathrm{K}.
  4. Pede escrever as configurações eletrônicas dos seguintes íons: (a) {}^{(20)}\mathrm{Ca}^{2+} e (b) {}^{(16)}\mathrm{S}^{2-}. (Os números entre parênteses são os números atômicos.)
  5. Pede que eu diga se o óxido de alumínio é sólido, líquido ou gás à temperatura ambiente e escreva a equação balanceada da reação do óxido de alumínio com ácido clorídrico.
  6. Pede as equações balanceadas para as reações do metal césio com: (a) \mathrm{Cl}_2(\mathrm{g}); (b) \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\ell); (c) \mathrm{H}_2(\mathrm{g}).
Agora que sabemos exatamente o que é pedido para cada item, começo a resolver passo a passo, explicando toda a teoria necessária.

Passo 2

Conceitos essenciais sobre tamanhos atômicos/iónicos (aulas rápidas e práticas).
  • Definição: o “tamanho” que usamos é tipicamente o raio iônico/atômico, que indica a distância efetiva entre o núcleo e os elétrons externos. Não existe um único valor absoluto fácil de medir, mas as tendências são bem definidas.
  • Tendências periódicas úteis:
    1. Ao descer um grupo (mesma coluna), os átomos aumentam de tamanho porque adicionamos camadas eletrônicas (elétrons em níveis mais externos).
    2. Ao atravessar um período (da esquerda para a direita), o tamanho atômico geralmente diminui porque o número de prótons aumenta (maior carga nuclear efetiva), puxando os elétrons mais para perto.
  • Para íons: quando um átomo perde elétrons (forma cátion), o raio diminui (menos elétrons e mesma ou maior carga nuclear efetiva por elétron). Quando ganha elétrons (ânion), o raio aumenta (maior repulsão entre elétrons e menor carga nuclear efetiva por elétron).
  • Caso especial (isoeletrônicos): espécies com o mesmo número de elétrons (por ex. \mathrm{S}^{2-}, \mathrm{Cl}^{-}, \mathrm{K}^{+}, \mathrm{Ca}^{2+} têm todas 18 elétrons) — então, entre isoeletrônicos, quanto maior o número de prótons (maior carga nuclear), menor o raio.
Com isso na caixinha, aplicamos aos itens.

Passo 3

Resolução do item 1: ordenar \mathrm{Mg}^{2+}, \mathrm{Ca}^{2+} e \mathrm{Ca} em ordem decrescente de tamanho.
  • Primeiro, identifique quantos elétrons cada espécie tem e em que camada os elétrons externos estão:
    • \mathrm{Ca} (cálcio neutro), número atômico Z=20. Configuração externa termina em 4s^2. Tem elétrons na quarta camada (nível n=4), portanto é maior que íons com elétrons apenas até n=3.
    • \mathrm{Ca}^{2+} tem 20-2=18 elétrons — configuração como gás nobre argônio, sem elétrons na camada n=4, elétrons máximos em n=3.
    • \mathrm{Mg}^{2+} tem 12-2=10 elétrons — configuração como gás nobre néon, elétrons até n=2 (ou, visto qualitativamente, muito menos camadas ocupadas que Ca2+).
  • Comparações:
    1. Entre \mathrm{Ca} e \mathrm{Ca}^{2+}: o cátion \mathrm{Ca}^{2+} perdeu os elétrons da camada 4s, portanto é muito menor que o átomo neutro \mathrm{Ca}. Logo \mathrm{Ca} > \mathrm{Ca}^{2+}.
    2. Entre \mathrm{Ca}^{2+} e \mathrm{Mg}^{2+}: \mathrm{Ca}^{2+} tem mais elétrons e ocupação de nível mais alto ( n=3 completo) do que \mathrm{Mg}^{2+} (que tem configuração de néon, elétrons até n=2). Além disso, \mathrm{Ca}^{2+} possui número atômico Z=20 e \mathrm{Mg}^{2+} possui Z=12, mas isso deve ser interpretado com cuidado: como \mathrm{Ca}^{2+} tem mais camadas ocupadas, ele tende a ser maior do que \mathrm{Mg}^{2+}. Em termos simples: íons com mais níveis ocupados são maiores.
  • Conclusão: ordem decrescente (maior → menor) é \mathrm{Ca} \;>\; \mathrm{Ca}^{2+} \;>\; \mathrm{Mg}^{2+}.

Passo 4

Resolução do item 2: ordenar \mathrm{S}^{2-}, \mathrm{Cl}^{-}, \mathrm{K}^{+} e \mathrm{Ca}^{2+} em ordem decrescente de tamanho.
  • Observação importante: todas essas espécies têm o mesmo número de elétrons. Vou verificar:
    • \mathrm{S}^{2-}: Z =16, elétrons =16+2=18.
    • \mathrm{Cl}^{-}: Z =17, elétrons =17+1=18.
    • \mathrm{K}^{+}: Z =19, elétrons =19-1=18.
    • \mathrm{Ca}^{2+}: Z =20, elétrons =20-2=18.
      Então são isoeletrônicos (todos com 18 elétrons, mesma distribuição eletrônica como o argônio).
  • Regra para isoeletrônicos: quanto maior o número de prótons (maior Z), mais fortemente os elétrons são puxados para dentro -> menor raio.
  • Assim a ordem decrescente (do maior para o menor) é obtida ordenando por Z crescente: \mathrm{S}^{2-} \;(\,Z=16\,) \;>\; \mathrm{Cl}^{-}\;(\,Z=17\,) \;>\; \mathrm{K}^{+}\;(\,Z=19\,) \;>\; \mathrm{Ca}^{2+}\;(\,Z=20\,).(Obs.: controle — repara que pulei Z=18 porque não há espécie com Z=18 distinta aqui; a ideia é só comparar os dados acima.)

Passo 5

Resolução do item 3: ordenar \mathrm{Ne}, \mathrm{Na}, \mathrm{P}, \mathrm{Ar} e \mathrm{K} em ordem crescente de primeira energia de ionização \mathrm{I}_1.
  • Primeiro, definição e intuição: a primeira energia de ionização \mathrm{I}_1 é a energia necessária para remover o elétron mais fracamente ligado de um átomo neutro no estado gasoso. Tendências gerais:
    1. \mathrm{I}_1 geralmente aumenta ao atravessar um período (da esquerda para direita) porque a carga nuclear efetiva aumenta — elétrons mais fortemente ligados.
    2. \mathrm{I}_1 geralmente diminui ao descer um grupo (de cima para baixo) porque o elétron a remover está em nível mais externo e mais distante do núcleo (mais fácil remover).
    3. Gases nobres ( \mathrm{Ne},\mathrm{Ar}) têm \mathrm{I}_1 alta porque têm configuração estável; metais alcalinos ( \mathrm{Na},\mathrm{K}) têm \mathrm{I}_1 baixa.
  • Compare as espécies dadas:
    • \mathrm{K} é um metal alcalino do período 4 (grupo 1) — espera-se o menor \mathrm{I}_1 entre os fornecidos.
    • \mathrm{Na} é metal alcalino do período 3 — sua \mathrm{I}_1 é maior que a de \mathrm{K} (porque subir no grupo aumenta \mathrm{I}_1).
    • \mathrm{P} (fósforo) é um não-metal do período 3, à direita de \mathrm{Na} na mesma linha; sua \mathrm{I}_1 é maior que a de \mathrm{Na}, mas menor que a dos gases nobres.
    • \mathrm{Ar} (argônio) é gás nobre do período 3 — tem \mathrm{I}_1 alta.
    • \mathrm{Ne} (néon) é gás nobre do período 2 — por ser mais acima no grupo dos nobres, tem \mathrm{I}_1 ainda maior que \mathrm{Ar}.
  • Conclusão (ordem crescente: menor para maior): \mathrm{K} \;<\; \mathrm{Na} \;<\; \mathrm{P} \;<\; \mathrm{Ar} \;<\; \mathrm{Ne}.

Passo 6

Resolução do item 4: configurações eletrônicas de (a) {}^{(20)}\mathrm{Ca}^{2+} e (b) {}^{(16)}\mathrm{S}^{2-}, com explicação didática.
  • Lembrete rápido de regras (Aufbau simplificado e perda/ganho de elétrons para íons):
    1. Para átomos neutros, preenchemos níveis na ordem 1s,\,2s,\,2p,\,3s,\,3p,\,4s,\,3d,\dots.
    2. Para cátions formados por metais de valência s, normalmente os elétrons de 4s saem antes dos de 3d (por isso \mathrm{Ca}^{2+} perde os dois elétrons 4s).
    3. Para ânions, apenas adicionamos elétrons seguindo a ordem de preenchimento normal.
  • (a) {}^{(20)}\mathrm{Ca}^{2+}:
    • Átomo neutro \mathrm{Ca} ( Z=20) tem configuração: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2.
    • \mathrm{Ca}^{2+} perde os dois elétrons 4s, ficando com os 18 elétrons como o gás nobre argônio. Logo a configuração é:
    1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6.
  • (b) {}^{(16)}\mathrm{S}^{2-}:
    • Átomo neutro \mathrm{S} ( Z=16) tem configuração: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4.
    • \mathrm{S}^{2-} ganha dois elétrons, completando o subnível 3p (de 3p^4 para 3p^6), ficando com 18 elétrons também (configuração de argônio). Logo:
    1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6.
  • Observação pedagógica: Ambos os íons têm configuração eletrônica igual à do gás nobre \mathrm{Ar} porque ambos alcançam 18 elétrons.

Passo 7

Resolução do item 5: estado físico do óxido de alumínio e equação com ácido clorídrico.
  • Estado físico de \mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3 à temperatura ambiente:
    • O óxido de alumínio é uma substância iônica/cerâmica com uma rede cristalina muito estável (estrutura cristalina forte entre \mathrm{Al}^{3+} e \mathrm{O}^{2-}). Essas ligações iônicas/covalentes na rede dão um material com alto ponto de fusão e muito rígido.
    • Portanto, à temperatura ambiente, \mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3 é sólido. (Dica de memória: “óxidos de metais de transição e de alumínio costumam ser cerâmicos e sólidos.”)
  • Reação com ácido clorídrico:
    • \mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3 é anfótero (pode reagir com ácidos e bases). Com um ácido forte como HCl, o óxido reage formando o íon \mathrm{Al}^{3+} (como \mathrm{AlCl}_3 em solução) e água.
    • Escrever a equação e balancear: reagentes \mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3 e \mathrm{HCl}; produtos \mathrm{AlCl}_3 e \mathrm{H}_2\mathrm{O}.
    • Balanceamento passo a passo mental:
      • Começa com \mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3 + \mathrm{HCl} \to \mathrm{AlCl}_3 + \mathrm{H}_2\mathrm{O}.
      • Balancear Al: tem 2 Al no reagente, então precisamos de 2\;\mathrm{AlCl}_3 no produto.
      • Agora Al balanceado: \mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3 + \mathrm{HCl} \to 2\,\mathrm{AlCl}_3 + \mathrm{H}_2\mathrm{O}.
      • Oxigênios: \mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3 traz 3 O, então precisamos de 3 \mathrm{H}_2\mathrm{O} para ter 3 O no produto.
      • Agora água ajustada: \mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3 + \mathrm{HCl} \to 2\,\mathrm{AlCl}_3 + 3\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.
      • Hidrogênios: no produto temos 3\times 2 = 6 H, então precisamos de 6 HCl (cada HCl tem 1 H). Também o Cl: no produto temos 2\times 3 = 6 Cl, e 6 HCl dá 6 Cl — ok.
      • Equação balanceada final:
      \mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3 + 6\,\mathrm{HCl} \longrightarrow 2\,\mathrm{AlCl}_3 + 3\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.

Passo 8

Resolução do item 6: equações balanceadas para reações do césio metálico ( \mathrm{Cs}) com (a) \mathrm{Cl}_2; (b) \mathrm{H}_2\mathrm{O} (líquida); (c) \mathrm{H}_2 (gás). Vou explicar a química por trás e balancear.
  • Conceitos rápidos de oxidação/remoção/adição:
    • Metais alcalinos (grupo 1), como o césio, são muito reativos: tendem a perder seu elétron de valência s^1 formando \mathrm{Cs}^+. A oxidação típica é \mathrm{Cs} \to \mathrm{Cs}^+ + e^-.
    • Ao reagir com halogênios, formam haletos iônicos (ex.: \mathrm{CsCl}).
    • Ao reagir com água, formam hidróxido metálico e liberam hidrogênio gasoso.
    • Com \mathrm{H}_2 gasoso, metais alcalinos podem formar hidretos (compostos contendo \mathrm{H}^-), em geral por reação direta com \mathrm{H}_2 sob condições apropriadas, formando \mathrm{CsH}. Isso é uma reação redox onde o hidrogênio é reduzido a hidreto. Normalmente requer calor/condições, mas quimicamente a equação é válida e pedida.
  • (a) Com \mathrm{Cl}_2(\mathrm{g}):
    • Reação típica: forma o sal iônico \mathrm{CsCl}. Balanceando:
    2\,\mathrm{Cs} + \mathrm{Cl}_2 \longrightarrow 2\,\mathrm{CsCl}.Explicação: cada átomo de \mathrm{Cl}_2 fornece duas (átomos) de cloro para dois átomos de césio que formam \mathrm{CsCl}.
  • (b) Com \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\ell):
    • Reação típica dos metais alcalinos com água: formam hidróxido hídrico e liberam \mathrm{H}_2. Para balancear (forma \mathrm{CsOH} e \mathrm{H}_2):
    2\,\mathrm{Cs} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} \longrightarrow 2\,\mathrm{CsOH} + \mathrm{H}_2.Explicação: cada Cs doa um elétron para reduzir prótons da água formando \mathrm{H}_2, e os íons \mathrm{Cs}^+ formam \mathrm{CsOH}.
  • (c) Com \mathrm{H}_2(\mathrm{g}):
    • Formação de hidreto metálico (composto iônico \mathrm{CsH}). A equação balanceada é:
    2\,\mathrm{Cs} + \mathrm{H}_2 \longrightarrow 2\,\mathrm{CsH}.Observação: na prática, a formação de hidreto pode exigir aquecimento ou condições especiais, mas a equação química escrita é a que descreve o produto esperado (hidreto de césio).

Resposta

  1. \mathrm{Ca} > \mathrm{Ca}^{2+} > \mathrm{Mg}^{2+}
  2. \mathrm{S}^{2-} > \mathrm{Cl}^{-} > \mathrm{K}^{+} > \mathrm{Ca}^{2+}
  3. \mathrm{K} < \mathrm{Na} < \mathrm{P} < \mathrm{Ar} < \mathrm{Ne}
  4. (a) \;1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{6}\,3s^{2}\,3p^{6}
    (b) \;1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{6}\,3s^{2}\,3p^{6}
  5. Sólido.
    \mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3 + 6\,\mathrm{HCl} \longrightarrow 2\,\mathrm{AlCl}_3 + 3\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}
  6. (a) \;2\,\mathrm{Cs} + \mathrm{Cl}_2 \longrightarrow 2\,\mathrm{CsCl}
    (b) \;2\,\mathrm{Cs} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} \longrightarrow 2\,\mathrm{CsOH} + \mathrm{H}_2
    (c) \;2\,\mathrm{Cs} + \mathrm{H}_2 \longrightarrow 2\,\mathrm{CsH}

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