Aula 00 - Ponto dos Concursos

Química - QBMG-2 (Condutor e Operador de Viaturas) - CBM - DF
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Química
- Classificação periódica dos elementos químicos;
- Tabela Periódica: histórico e evolução;
- Classificação dos elementos em metais, não metais, semimetais e gases
nobres;
- Configuração eletrônica dos elementos ao longo da Tabela;
- Propriedades periódicas e aperiódicas.
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Aula
00
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Conteúdo Programático
- Classificação periódica dos elementos químicos;
- Tabela Periódica: histórico e evolução;
- Classificação dos elementos em metais, não metais,
semimetais e gases nobres;
- Configuração eletrônica dos elementos ao longo da
Tabela;
- Propriedades periódicas e aperiódicas.
-
Radioatividade;
Natureza das emissões radioativas;
Leis da radioatividade;
Cinética da desintegração radioativa;
Fenômenos de fissão nuclear e fusão nuclear;
Riscos e aplicações das reações nucleares.
- Ligações químicas;
- Ligações iônica, covalente e metálica;
- Ligações intra e intermoleculares.
- Matéria e mudança de estado;
- Sólidos, líquidos, gases e outros estados da matéria
(ideais e reais);
- Mudanças de estado e diagramas de fase;
– Características e propriedades de gases, líquidos e
sólidos;
- Ligações químicas nos sólidos, líquidos e gases;
- Métodos de separação de misturas.
-
Gases;
Teoria cinética;
Leis dos gases;
Densidade dos gases;
Difusão e efusão dos gases;
Misturas gasosas.
Termoquímica;
Energia e calor;
Reações exotérmicas e endotérmica;
Entalpia, entropia e energia livre;
Espontaneidade de uma reação;
Entalpias de formação e de combustão das
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Data
07/07
13/07
20/07
27/07
03/08
10/08
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substâncias;
- Calor de reação em pressão constante e em volume
constante.
- Eletroquímica;
- Potenciais de oxidação e redução;
- Espontaneidade de uma reação de oxirredução;
- Pilhas e acumuladores;
- Eletrólise;
- Corrosão.
- Tecnologias associadas à química orgânica:
petroquímica, polímeros sintéticos, aditivos em
alimentos, agroquímica, drogas, medicamentos e
biotecnologia.
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17/08
24/08
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Tópicos da Aula
1. Tabela Periódica .......................................................................... 05
1.1
- Histórico e evolução ............................................................ 06
1.2
- Classificação dos elementos em metais, não metais, semimetais e
gases nobres .................................................................................. 12
1.3
- Configuração eletrônica dos elementos ao longo da Tabela ........ 16
1.4
- Propriedades periódicas e aperiódicas ..................................... 20
1.5
- Exercícios ............................................................................ 27
1.6
- Gabarito comentado ............................................................ 49
1.7
- Para saber mais .................................................................. 55
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Tabela Periódica
O ano de 2016 começou com o anúncio de novos elementos químicos
para a tabela periódica. A International Union of Pure and Applied Chemistry
(União Internacional de Química Pura e Aplicada - IUPAC) anunciou a inclusão
de quatro novos elementos à tabela. Esta encontra-se agora completa até o
sétimo período com a presença dos elementos 113, 115, 117 e 118, que ainda
não possuem nome oficial e foram provisoriamente denominados,
respectivamente, de unúntrio, unumpêntio, ununséptio e ununóctio.
Para a comunidade de químicos essa notícia é empolgante, mas para
quem não é químico algumas perguntas podem surgir, como: O que é uma
tabela periódica? O que é um período? Quem “criou” a tabela periódica? Por que
classificar os elementos químicos? Como novos elementos químicos são
descobertos? Qual a importância da tabela periódica para a sociedade? Estas
perguntas nortearam o desenvolvimento desta aula.
A Tabela Periódica é uma das maiores criações da mente humana. Nela,
os elementos químicos são organizados e apresentados com o objetivo de
fornecer a maior quantidade de informações possível. A organização é feita com
base na ordem crescente do número atômico (número de prótons no átomo),
na configuração eletrônica dos elementos químicos e também de acordo com a
semelhança de propriedades químicas e físicas.
Os cientistas buscam constantemente meios de padronizar, classificar e
organizar os eventos naturais de modo que suas semelhanças e diferenças
sejam evidenciadas. Na Química, o melhor exemplo disso é a Tabela Periódica.
Existem diversas versões da tabela periódica, cada uma com
particularidades que fornecem informações mais ou menos detalhadas. No
entanto, há uma padronização que é, em parte, feita pela IUPAC (União
Internacional de Química Pura e Aplicada). A tabela periódica padrão que
utilizamos atualmente é a seguinte:
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Histórico e evolução
A tabela periódica nem sempre foi a que conhecemos atualmente. De
certa forma a teoria atômica de John Dalton forneceu os fundamentos para a
evolução da Tabela periódica. Sua teoria, apresentada no começo de 1800,
definiu o que era átomo e apresentava suas massas relativas. Nessa época
conhecia-se as massas atomicas aproximada de aproximadamente 20
elementos. Em 1870 o químico alemão J.W Dobereiner (1780-1849)
demonstrou que a massa atômica do estrôncio (Sr) é a média aritmética da
massas atômicas de dois elementos quimicamente semelhante ao estrôncio, o
cálcio (Ca) e o bário (Ba). O cálculo feito foi: (137,3 + 40,1)/2 = 88,7. Hoje
sabemos que massa atômica do estrôncio é 87,6, isso não invalida o resultado
obtido por Dobereiner.
A partir da ideia de Dobereiner, começou-se a organizar os elementos
conhecidos até então, em grupos de elementos de propriedades químicas
semelhantes em tríades (grupos de três elementos).
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Cálcio - Ca
Estrôncio
Bário – Ba
Cloro - Cl
Bromo – Br
Iodo – I
Lítio - Li
Sódio - Na
Potássio - K
As tríades de Doberainer foram sendo expandidas por outros químicos.
Infelizmente, a evolução dessa ideia foi prejudicada devido ao baixo número de
elementos químicos conhecidos na época.
Em 1862, o mundo da química havia mudado consideravelmente.
Diversos elementos haviam sido descobertos e as massas atômicas eram
determinadas com maior precisão. O geólogo francês Alexander Emile Beguyer
de Chancourtois, propôs uma nova forma de organizar os elementos conhecidos
até então. Ele dispôs os elementos em ordem crescente de massas atômicas,
na forma de uma hélice ou espiral. Assim, percebeu‐se que as propriedades dos
elementos estavam da sua massa atómica o que o levou a propor que "as
propriedades dos elementos são as propriedades dos números." Chancourtois
foi o primeiro a reconhecer que propriedades semelhantes reaparecem a cada
sete elementos e usando este esquema foi capaz de prever a estequiometria de
vários óxidos metálicos. A sua proposta não foi muito conhecida e divulgada
porque o esquema era relativamente complexo.
Em 1864, o químico inglês Newlands (1837-1898) elaborou um sistema
de classificação dos elementos em que os mesmos eram organizados em séries
de 7 elementos dispostos em ordem crescente de suas massas atômicas.
Notando que ao longo das séries as propriedades dos elementos mudavam,
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mas que depois do último elemento de cada série vinha outro elemento
semelhante ao primeiro de cada série.
Ele denominou esta regularidade de lei das oitavas, por analogia com a
escala de notas musicais. Veja o exemplo abaixo:
Finalmente, o nascimento da moderna tabela periódica se deu com os
trabalhos do russo Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907). Enquanto ele
escrevia um livro de química inorgânica, procurou organizar os elementos de
acordo com as suas propriedades. Mendeleev criou uma carta para cada um dos
elementos conhecidos, semelhante à carta de baralho. Cada carta continha o
símbolo do elemento, a massa atómica e as suas propriedades químicas e
físicas. Colocando as cartas numa mesa, organizou‐as por ordem crescente das
suas massas atômicas, agrupando‐as em elementos com propriedades
semelhantes, ou seja, listou os elementos de uma linha ou coluna por ordem de
massa atômica, iniciando uma nova linha ou coluna quando as propriedades dos
elementos se começavam a repetir. A tabela periódica de Mendeleev apareceu
pela primeira vez em um artigo apresentado em uma reunião da Sociedade
Química Russa em 1869. A aclamação que recebeu este e outros artigos elevou
Mendeleev à fama. Seu livro, Princípios da Química, foi amplamente adotado ao
longo de oito edições.
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Na mesma época o químico alemão Lothar Meyer (1830-1895)
desenvolveu trabalho bastante semelhante ao de Mendeleev com 8 colunas
subdivididas em grupos a e b. Meyer representou graficamente o volume
atômico em função da massa atômica relativa e, por meio da curva obtida,
agrupou vários elementos em famílias. Chegou assim a uma classificação
periódica dos elementos que tinham propriedades semelhantes, semelhante a
tabela periódica atual.
A pergunta que não quer calar! Por que o trabalho de Mendeleev foi
amplamente aceito e ele é considerado o pai da tabela periódica atual? Através
da lógica apresentada na disposição dos elementos, com os mesmos ordenados
em ordem crescente de suas massas atômicas em cada período e com
elementos de propriedades organizados em grupos verticais, Mendeleev foi
capaz de prever propriedades de elementos ainda não descobertos com
impressionante precisão dando a estes elementos nomes simbólicos a espera de
suas descobertas. Previu, por exemplo, a existência dos elementos escândio,
gálio e germânio, antes mesmo de serem isolados e identificados.
Observe a imagem a seguir:
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É possível perceber (quadrado no centro da imagem) que Mendeleev
deixou espaços para novos elementos que ainda não haviam sido descobertos.
O símbolo de interrogação (?) e as massas 68 e 70, representam,
respectivamente, os elementos gálio (Ga) e germânio (Ge) que só foram
descobertos em 1886. A concordância espetacular entre a previsão e a
realidade proporcionou a fama e o respeito pelo trabalho de Mendeleev.
Apesar do grande trabalho desenvolvido, a tabela periódica de Mendeleev
apresentava algumas falhas, que foram resolvidas quando o jovem inglês Henry
Moseley descobriu o número atômico dos elementos (quantidade de prótons no
núcleo de cada átomo). O trabalho de Moseley demonstrou que a tabela
periódica não deveria ser organizada em ordem crescente de massa atômica
(conforme pensou Mendeleev), mas sim em ordem crescente de número
atômico.
A lei periódica ficou estabelecida nos termos: As propriedades dos
elementos químicos são uma função periódica do número atômico. Portanto, a
tabela periódica atual é um arranjo de elementos em ordem crescente de
número atômico em linhas horizontais de comprimentos tais que os elementos
com propriedades químicas semelhantes caem diretamente um embaixo do
outro.
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Como a Tabela Periódica é apresentada
A tabela periódica atual apresenta 118 elementos, organizados em 7
linhas horizontais (períodos) e 18 verticais (grupos), por ordem crescente de
número atômico. As linhas horizontais são dispostas de modo que os elementos
com propriedades semelhantes fiquem nas mesmas colunas (grupos ou
famílias). O grupo é considerado o mais importante método de classificar os
elementos. Num mesmo grupo, os elementos têm propriedades semelhantes e
exibem uma tendência clara nas propriedades ao longo do grupo. A estes
grupos foram dados nomes triviais, por exemplo, (grupo 1) os metais alcalinos,
(grupo 2) metais alcalinos terrosos, (grupo 17) halogênios, (grupo18) gases
nobres.
Na tabela, cada elemento é nomeado e apresentado com o seu símbolo e
número atômico. Muitas versões da tabela apresentam também outras
propriedades atômicas e propriedades físicas.
Ao longo do tempo foram aparecendo representações alternativas da
Tabela Periódica, principalmente por razões didáticas. No entanto, a Tabela
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Periódica “tradicional” que é a que conhecemos mantém‐se como a
representação aceita da disposição sistemática dos elementos químicos em
função das suas propriedades.
A tabela periódica é agora onipresente fornecendo um enquadramento útil
para classificar, sistematizar e comparar as muitas formas diferentes de
comportamento químico.
A tabela tem encontrado muitas aplicações em química, física, biologia,
engenharia e ciência dos materiais.
Classificação dos elementos em metais, não metais,
semimetais e gases nobres
Os elementos podem ser: Metais (possuem todas as propriedades
metálicas, como o brilho característico, tipo de ligação, etc.), Não-metais ou
ametais (elementos que possuem, geralmente, propriedades opostas aos
metais), Semi-metais ou Metalóides (elementos que possuem propriedades de
metais e de não-metais) e Gases nobres (gases que, por possuírem o último
nível de valência completo, não são capazes de estabelecerem ligações
químicas com outros elementos, exceto em casos especiais).
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A imagem demonstra por meio das cores a classificação e a disposição
dos elementos na tabela periódica.
Metais
Cerca de 80% dos elementos conhecidos são metais. Os metais estão
ligados por retículos cristalinos, sendo que cada átomo fica circundado por 8 ou
12 outros átomos do mesmo elemento metálico, tendo, portanto, atrações
iguais em todas as direções. Uma “nuvem” ou “mar” de elétrons livres funciona
então como uma ligação metálica, mantendo os átomos unidos. Isso se deve ao
fato de os átomos dos metais possuem apenas 1, 2 ou 3 elétrons na última
camada eletrônica e essa camada normalmente é bem afastada do núcleo, e,
consequentemente, atrai pouco os elétrons. O resultado disso é que os elétrons
escapam facilmente e transitam livremente pelo reticulado cristalino.
Essa estrutura em retículos e esse tipo de ligação química resultam em
uma série de propriedades que são características das substâncias metálicas.
Os metais geralmente são:
- bastante resistentes, o que sugere que as ligações entre os seus átomos
devam ser fortes.
- maleáveis, ou seja, podem dividir-se em lâminas finas;
- dúcteis, o que significa que podem estirar em fios;
- bons condutores elétricos e térmicos, o que sugere que há elétrons do
metal que são livres para se moverem através do sólido;
- sólidos à temperatura ambiente, exceto mercúrio (Hg);
- caracterizados pelas altas temperaturas de fusão e ebulição;
- formadores de ligas metálicas, como o latão (Cu-Zn) e bronze (Cu-Sn);
- densos, em virtude da estrutura compactada dos retículos cristalinos.
Ametais
Os ametais ou não-metais são elementos químicos que possuem
propriedades físicas e químicas muito distintas dos metais. Os ametais
apresentam como principal propriedade química a capacidade de formar ânions,
já que apresentam a tendência de ganhar elétrons (são elementos muito
eletronegativos).
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A quantidade de elétrons que cada ametal recebe está relacionada com a
teoria do octeto (oito elétrons na camada de valência). Por isso, se um átomo
de nitrogênio realiza uma ligação química, ele recebe três elétrons, já que em
sua camada de valência há apenas cinco (família 15). O exemplo a seguir
ressalta a forma como devemos proceder para determinar um ânion a partir de
um ametal: Exemplo: S (enxofre) = família 16; camada de valência com seis
elétrons, portanto, faltam dois elétrons para completar a teoria de octeto. Por
isso, o ânion do enxofre será:
S2Além dessa tendência de receber elétrons, os ametais apresentam outra:
a intensa capacidade de formar substâncias iônicas (assunto da próxima aula).
Já as principais propriedades físicas dos ametais são:
- não conduzem bem energia (calor e corrente elétrica);
- não apresentam brilho;
- apresentam baixa temperatura de fusão e ebulição;
- podem ser encontrados nos três estados físicos da matéria. Ex.: O
carbono é sólido; o bromo é líquido, e o flúor é gasoso.
Semimetais
Os elementos geralmente classificados como semimetais são sete: boro
(B), silício (Si), germânio (Ge), arsênio (As), antimônio (Sb), telúrio (Te) e
polônio (Po). Esses elementos aparecem na tabela na cor verde formando uma
linha diagonal, parecida com uma escada, entre os metais e entre os ametais.
Eles são classificados assim porque possuem propriedades intermediárias
entre as dos metais e as dos não metais. Por exemplo:
- Eles têm brilho metálico: como os metais;
- Quebradiços: assim como os não metais;
- Podem formar cátions ou ânions: assim como os metais e ametais;
- São semicondutores de eletricidade: os metais são bons condutores de
eletricidade, enquanto os ametais são isolantes, isto é, não conduzem corrente
elétrica.
Essa última propriedade dos semimetais é a mais importante, pois faz
com que eles se tornem valiosos em razão de sua grande aplicação em
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semicondutores para uso em equipamentos eletrônicos, tais como transistores,
chips eletrônicos, microprocessadores, diodos, além do uso em células solares.
Com relação a classificação dos elementos como semimetais, vale
ressaltar que, atualmente, usa-se somente a divisão em metais e não metais.
Isso ocorre porque a IUPAC não define ou indica quais são os elementos
classificados como semimetais, podendo ser usados vários critérios para essa
classificação. Dependendo do critério utilizado, um semimetal pode ser
classificado como metal ou como ametal.
Gases nobres
Os gases nobres são Hélio (He), Neônio (Ne), Argônio (Ar), Criptônio (Kr),
Xenônio (Xe), Radônio (Rn) e ununóctio (Uuo). Possuem as seguintes
características:
- são gasosos;
- os elementos desse grupo possuem uma particularidade que lhes confere uma
excepcional estabilidade química: a última camada completa com oito elétrons
(exceto o hélio, com 2 elétrons) – ns2 np6;
- são encontrados naturalmente sob a forma de átomos isolados, sem se
combinarem entre si.
Até o ano de 1960 acreditava-se que sob nenhuma condição os gases
nobres se combinariam com outros elementos para formar compostos. Mas hoje
se conhece alguns compostos formados por eles, como XePtF6, XeF4 e XeF2.
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Configuração eletrônica dos elementos ao longo da Tabela
A descoberta dos elétrons por J. J. Thomson no final do século XIX levou
os cientistas a pesquisar a disposição dos elétrons ao redor dos átomos. A
estrutura eletrônica dos átomos é um assunto extremamente complexo (para
sua compreensão é necessário profundo conhecimento de Física quântica). No
entanto, pretendo apresentar conceitos de maneira mais simples possível para
que o candidato tenha uma objetiva compreensão do assunto.
Se a tabela periódica não tivesse sido desenvolvida por cientistas como
Dobereiner, Newlands, Mendeleev, Meyer etc, bem antes de se elaborar
esquemas de distribuição eletrônica em átomos, ela poderia ser inventada a
partir da configuração eletrônica dos elementos. Em outras palavras, existe
uma perfeita correspondência entre a distribuição eletrônica nos átomos e a
posição dos elementos na tabela periódica.
O princípio básico da configuração eletrônica consiste em dispor os
elétrons de forma que o átomo tenha um menor estado de energia, chamado
estado fundamental.
Em geral, os elétrons ocupam até sete níveis de energia. Cada nível
apresenta subníveis. De acordo com a Mecânica Quântica, nos níveis de energia
dos átomos existem quantidades de subníveis limitadas. O subnível s é o único
que está presente em todos os níveis. A tabela a seguir apresenta os subníveis
para cada nível.
SUBNÍVEIS DE ENERGIA E CADA NÍVEL COM AS QUANTIDADES MÁXIMAS DE ELÉTRONS
Nível de energia
1
2
3
4
5
6
7
Subníveis possíveis
s
s, p
s, p, d
s, p, d, f
s, p, d, f
s, p, d
s, p
Máximo de elétrons
2
2, 6
2, 6, 10
2, 6, 10, 14
2, 6, 10, 14
2, 6, 10
2, 6
O conhecido no Brasil como diagrama de Linus Pauling é composto por
níveis (um total de sete) e subníveis (s, p, d, f) que são organizados da
seguinte forma:
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(as setas indicam ordem de energia)
As setas em vermelho indicam a ordem de energia que devemos seguir
para realizar a distribuição eletrônica. A seta que passa pelo 1s é o local de
menor energia; e a seta, que passa por 5f, 6d e 7p, é o local de maior energia.
Assim, se formos realizar a distribuição de 20 elétrons, devemos seguir a
seguinte sequência:
Podemos observar que a distribuição eletrônica terminou no subnível 4s, o
que o torna o subnível mais energético do átomo com 20 elétrons. Além disso,
notamos que, como a distribuição passou por quatro níveis de energia, esse
átomo apresenta quatro níveis. O mais interessante é que podemos obter essas
duas informações apenas avaliando a tabela periódica, basta analisar as
famílias e períodos.
A partir do período, nós conseguimos determinar o número de níveis de
um átomo de qualquer elemento. O subnível mais energético e o número de
elétrons podem ser identificados facilmente pela família. Para isso, basta seguir
tabela a seguir que mostra o subnível em cada área do diagrama e o número de
elétrons que haverá em cada caso:
Vejamos a distribuição eletrônica para o átomo de Magnésio (Mg). O Mg
possui número atômico igual a 12 (Z=12), então ele possui 12 elétrons. Ordem
energética da distribuição eletrônica do Mg é: 1s2, 2s2, 2p6 e 3s2.
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O Vanádio (V) possui número atômico igual a 23 (Z=23), então ele possui
23 elétrons. Ordem energética da distribuição eletrônica do V é: 1s2, 2s2,
2p6,3s2, 3p6, 4s2 e 3d3.
O Criptônio (Kr) possui número atômico igual a 36 (Z=36), então ele
possui 36 elétrons. A ordem energética da distribuição eletrônica do Kr é: 1s2,
2s2, 2p6,3s2, 3p6, 4s2, 3d10 4p6.
O Európio (Eu) possui número atômico igual a 63 (Z=63), então ele
possui 63 elétrons. A ordem energética da distribuição eletrônica do Eu é: 1s2,
2s2, 2p6,3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f7.
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Percebam que o nível mais energético de cada elemento está de acordo
com a tabela a seguir:
O Mg é um elemento do grupo 2 e do 3º período, então sua configuração
eletrônica vai terminar em 3s. O Vanádio (V) está no grupo 5 e 4º período
então sua configuração eletrônica terminar em 3d, o criptônio termina em 4p e
o európio em 4f.
A configuração eletrônica pode parecer complicada, mas com o tempo e
prática fica fácil e mecânico fazer a configuração eletrônica de todos os 118
elementos da tabela periódica.
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Propriedades periódicas e aperiódicas
Para explicar as propriedades das substâncias, é necessário conhecer as
propriedades periódicas e aperiódicas dos elementos químicos. Dessa forma, é
preciso preparar o terreno para entender como os átomos dos elementos se
combinam entre si a fim de formar moléculas ou agregados cristalinos. Muitas
propriedades dos elementos químicos vaiam periodicamente ao longo da Tabela
periódica. São as chamadas Propriedades Periódicas. Esse fato obedece a Lei
da Periodicidade de Moseley:
“Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente
na sequência de seus números atômicos.”
As principais propriedades periódicas são:
- raios atômicos e iônicos;
- energia de ionização;
- afinidade eletrônica;
- eletronegatividade.
Raios atômicos e iônicos
O Raio atômico é uma medida do tamanho de um átomo. Estritamente
falando, o “tamanho” de um átomo é um conceito bem nebuloso. Contudo,
podemos definir e medir uma quantidade conhecida como raio atômico,
assumindo que os átomos sejam esféricos. Assim, o raio atômico é a distância
entre o centro de um átomo e os limites da sua eletrosfera, que é determinado
via técnica de difratometria de raios X – distância entre os núcleos.
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O raio atômico é a metade da distância entre dois núcleos de átomos
ligados. De acordo com a figura a seguir, o raio:
- decresce à medida que caminhamos da esquerda para a direita em um
período;
- cresce à medida que caminhamos de cima para baixo,
Dessa forma, percebemos que, geralmente, o elemento situado na parte
inferior esquerda da tabela é maior que um elemento situado na parte superior
direita. Por exemplo, o Rubídio (Rb) situado no grupo 1 e no 5º período é muito
maior que bromo que está no grupo 17 e no 4º período.
Quando os átomos ganham ou perdem elétrons eles se transformam em
íons (cátions ou ânions). Os cátions são formados a partir da perda de elétrons
e os ânions, a partir do ganho de elétrons. Com o raio atômico está relacionada
a distância do núcleo até o elétron mais externo. Se um átomo se transformar
em um cátion (perder elétron) ele ficará menor que o átomo original e se ele se
transformar em um ânion (ganhar elétron) ficará maior que o átomo original.
Vamos analisar a figura a seguir:
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Se observarmos atentamente, o átomo de Lítio (Li) possui raio atômico de
1,34 A e o seu cátion (Li+) é menor, mede 0,68 A. Já o enxofre (S) mede 1.02
A e o seu ânion (S2-) é maior, mede 1,84. Essa lógica segue para todos os
elementos da tabela periódica.
Energia de ionização
Já mencionamos que átomos podem perder elétrons, transformando em
íons positivos. Para que átomos possam perder elétrons, entretanto, é
necessária considerável energia. Esta é a energia de ionização, ou potencial de
ionização. Podemos afirmar também que energia de ionização é uma medida do
grau de dificuldade para remoção de um ou mais elétrons de um átomo no
estado gasoso. A energia necessária para tirar o primeiro elétron é designada
como e1, do segundo elétron e2 e assim sucessivamente. Esta energia pode ser
expressa em kilo Joule por mol (kJ/mol).
Podemos representar esta remoção de elétrons assim:
X(g) → ne- + Xn+
Onde n é o número de elétrons removidos e n+ a carga do íon positivo
(cátion). O M representa um elemento qualquer, já e- representa os elétrons.
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Se observarmos o gráfico a seguir, construído a partir de dados
experimentais, percebemos que a energia de ionização aumenta de acordo com
a ordem crescente do número atômico e que diminui dentro dos grupos.
De maneira geral, quanto mais à direita o elemento estiver e mais acima,
maior será sua energia de ionização. Conforme a imagem a seguir:
Relacionando as duas propriedades já trabalhadas conclui-se que variam
numa razão inversa: quanto maior o raio atômico de um dado elemento, menor
é a energia de ionização do respectivo elemento químico e vice-versa. Esta
relação faz todo o sentido, pois se o elétron está mais distante do núcleo é mais
fácil arrancá-lo ao átomo.
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Afinidade eletrônica
A afinidade eletrônica pode ser compreendida como o contrário da energia
de ionização, ou seja, a energia envolvida quando átomos gasosos ganham
elétrons e se transformam em íons negativos, conforme representado pela
equação a seguir:
X(g) + ne- → X+
Por convenção, atribui-se um valor negativo à afinidade eletrônica quando
há libertação de energia (se há libertação de energia, o ânion é mais estável do
que o átomo neutro). Quanto mais negativa for a afinidade eletrônica, maior a
tendência do átomo para receber um elétron.
Em geral, ao longo da Tabela Periódica a afinidade eletrônica, conforme a
imagem a seguir:
- diminui ao longo do grupo, embora de modo ligeiro; como aumenta o
tamanho do átomo, os elétrons estão mais distantes do núcleo e, assim, são
menos atraídos pelo núcleo que tem muita dificuldade em captar mais um
elétron;
- aumenta ao longo do período, porque o fato dos átomos terem cada
vez maior carga nuclear significa que lhes é mais fácil atrair o elétron, à
exceção dos gases nobres.
De maneira geral, podemos perceber que afinidade eletrônica aumenta da
esquerda para a direita na Tabela Periódica e também aumenta de baixo para
cima.
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É importante diferenciar energia de ionização e afinidade eletrônica. A
energia de ionização é sempre positiva, isto é, é sempre necessário fornecer
energia para remover elétrons. A afinidade eletrônica por sua vez, é
frequentemente negativa, ou seja, energia é liberada quando elétrons são
incorporados a átomos para formarem íons negativos (ânions).
Eletronegatividade
A eletronegatividade mede a tendência de um átomo para atrair os
elétrons quando está ligado quimicamente a outro átomo. Como já vimos
anteriormente, os átomos podem perder ou ganhar elétrons formando íons.
Observou-se experimentalmente que os átomos dos elementos químicos
apresentam diferentes intensidades de atração sobre os elétrons. Essa diferença
de intensidade, responsável por diversas propriedades químicas e físicas das
substâncias, foi denominada eletronegatividade. Esta grandeza não pode ser
medida diretamente, por isso, ela é medida de um padrão estabelecido
arbitrariamente. Foi estabelecida uma escala relativa onde ao flúor (F) foi
atribuído o valor de 4,0 como sendo o mais eletronegativo de todos os
elementos. Observe a imagem a seguir:
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Na imagem podemos perceber que:
- diminui ao longo de um grupo, pois aumenta a facilidade com que os
átomos cedem elétrons;
- aumenta ao longo de um período, porque diminui a tendência dos
átomos para perderem elétrons.
Podemos afirmar que, de maneira geral, a eletronegatividade varia ao
longo da tabela periódica de forma oposta ao raio atômico: quanto maior o raio
atômico de um átomo, menor será sua eletronegatividade e vice-versa. As
exceções são o hidrogênio (núcleo com só próton) e os gases nobres (átomos já
estáveis).
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No caso das propriedades aperiódicas, os valores variam à medida que o
número atômico aumenta, mas não obedecem à posição na Tabela, ou seja,
não se repetem em períodos regulares. São elas: calor específico, índice de
refração, dureza e massa atômica.
Exercícios
1) Qual elemento químico dos
semelhantes às do oxigênio (O):
alistados
abaixo
possui
propriedades
a) Nitrogênio (N)
b) Hidrogênio (H)
c) Flúor (F)
d) Enxofre (S)
e) Carbono (C)
2) Na tabela periódica os elementos estão ordenados em ordem crescente de:
a) Número de massa.
b) Massa atômica.
c) Número atômico.
d) Raio atômico.
e) afinidade eletrônica
3) (Cefet-PR) Um “hacker” de programas de computador está prestes a violar
um arquivo importantíssimo de uma grande multinacional de indústria química.
Quando ele violar este arquivo, uma grande quantidade de informações de
interesse público poderá ser divulgada. Ao pressionar uma determinada tecla do
computador, aparece a figura a seguir e uma mensagem em forma de desafio:
“A senha é composta do símbolo de X, seguido do número de elétrons do seu
átomo neutro, do símbolo de Y, seguido do seu número atômico, e do símbolo
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de Z, seguido do seu número de prótons”. Acontece que o hacker não entende
nada de Química. Será que você pode ajudá-lo?
A senha que o hacker deve digitar é:
a) Ca40C12F15.
b) Ca20C12F31.
c) Ca20C6F15.
d) Ca40C12P15.
e) Ca20C6P15.
4) (Fatec-SP) Imagine que a tabela periódica seja o mapa de um continente, e
que os elementos químicos constituam as diferentes regiões desse território.
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A respeito desse “mapa”, são feitas as seguintes afirmações:
I.
II.
III.
Os metais constituem a maior parte do território desse continente.
As substâncias simples gasosas, não-metálicas, são encontradas no
Nordeste e na costa leste desse continente.
Percorrendo-se um meridiano (isto é, uma linha no sentido Norte-Sul),
atravessam-se regiões cujos elementos químicos apresentam
propriedades químicas semelhantes.
Dessas afirmações,
a) apenas I é correta.
b) apenas I e II são corretas.
c) apenas I e III são corretas.
d) apenas II e III são corretas.
e) I, II e III são corretas.
5 ) (Fuvest-GV) O césio e o sódio são elementos da mesma família da Tabela
Periódica. Assim, é propriedade do césio:
a) reagir com água, produzindo hidrogênio.
b) reagir apenas com ácidos oxidantes.
c) formar ânion monovalente nos sais correspondentes.
d) formar cátion divalente nos sais correspondentes.
e) formar cloreto insolúvel em água.
6) (UMG) A maioria dos elementos químicos são metais. Comparando-se as
características de metais e de não-metais situados em um mesmo período da
tabela periódica, é CORRETO afirmar que os átomos de metais têm
a) menores tamanhos.
b) maior eletronegatividade.
c) menor número de elétrons de valência.
d) maiores energias de ionização.
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e) menor condutividade térmica.
7) A tabela periódica dos elementos permitiu a previsão de elementos até então
desconhecidos. Mendeleev chegou a fazer previsões (posteriormente
confirmadas) das propriedades físicas e químicas de alguns elementos que
vieram a ser descobertos mais tarde. Acerca disso, considere a seguinte tabela:
Dadas as propriedades dos elementos A e B, na tabela acima, seguindo o
raciocínio de Mendeleev, assinale a alternativa correta sobre o elemento de
número atômico 13.
a) O seu raio atômico é maior que 117pm.
b) A sua energia de ionização é maior que 801 kJ mol-1.
c) A sua energia de ionização é maior que 787 kJ mol-1, porém menor que
801kJ mol-1.
d) O seu raio atômico é maior que 83pm, porém menor que 117pm.
e) A sua eletronegatividade é maior que 2,04.
8) Consultando a tabela periódica, assinale a opção em que os átomos a seguir
estejam apresentados em ordem CRESCENTE de eletronegatividade: B, C, N, O,
Al.
a) N < C < B < O < Al
b) O < N < C < B < Al
c) Al < B < C < N < O
d) B < Al < C < O < N
e) N< Al < C < O < B
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9) (ITA) Dadas as configurações eletrônicas dos seguintes átomos no seu
estado fundamental:
I) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
II) 1s2 2s2 2p6 3s2
III) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1
IV) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
É ERRADO afirmar que:
a) Dentre os átomos anteriores, o átomo I tem o maior potencial de ionização.
b) A perda de dois elétrons pelo átomo II leva à formação do cátion Mg2+.
c) Dentre os átomos anteriores, o átomo III tem a maior afinidade eletrônica.
d) O ganho de um elétron pelo átomo IV ocorre com a liberação de energia.
e) O átomo IV é o mais eletronegativo.
10) (UCS RS) Mendeleyev, observando a periodicidade de propriedades
macroscópicas dos elementos químicos e de alguns de seus compostos,
elaborou a tabela periódica.
Analise a veracidade (V) ou falsidade (F) das proposições abaixo sobre a tabela
periódica.
I- Os elementos pertencentes ao grupo 1 são os que apresentam menor
potencial de ionização.
II - Os símbolos dos elementos frâncio, rubídio e cádmio são, respectivamente,
Fr, Ru e Ca.
III - Os elementos pertencentes ao grupo 18 são os que apresentam maior
eletronegatividade.
Assinale a alternativa que preenche corretamente os parênteses, de cima para
baixo.
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a) V – F – F
b) V – V – V
c) F – F – F
d) V – V – F
e) V – F – V
11) (FEPECS DF) O químico norte-americano Linus Carl Pauling elaborou um
diagrama para auxiliar na distribuição dos elétrons pelos subníveis da
eletrosfera. Pauling sempre se interessou por estruturas moleculares e pela
natureza das ligações, e usou como base a teoria de compartilhamento de
pares de elétrons, proposta por Lewis.
Considere as distribuições eletrônicas, baseadas no diagrama de Pauling,
a seguir:
I. 1s2 2s2 2p6
II. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
III. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 s1
IV. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8
V. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
Acerca dessas distribuições, NÃO é correto afirmar que:
a) a distribuição V corresponde à configuração eletrônica do íon zinco;
b) a distribuição I corresponde ao elemento com maior potencial de ionização
de seu período;
c) o metal mais reativo do 4° período apresenta a distribuição eletrônica III;
d) a distribuição II refere-se a um halogênio;
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e) o átomo do elemento correspondente ao cátion divalente da distribuição IV
apresenta 28 prótons.
12 - A Tabela Periódica (TP) surgiu devido à necessidade em organizar os
elementos químicos segundo suas características. Até o ano de 1800
aproximadamente 30 elementos eram conhecidos. Nos dias de hoje esta tabela
consta de 118 elementos oficializados pela IUPAC. Considerando as
características da tabela atual e as propriedades dos elementos químicos,
assinale a alternativa ERRADA.
a) Átomos dos metais alcalino-terrosos Ca (Z=20) e Sr (Z=38), ao formarem
cátions divalentes, adquirem configuração eletrônica semelhante ao gás nobre
do mesmo período.
b) Átomos de oxigênio têm menor raio atômico que átomos dos outros
elementos do grupo 16 da TP.
c) Considerando os átomos dos elementos: Na (Z=11); Mg (Z=12); S (Z=16);
Cl (Z=17), localizados no mesmo período da TP, pode-se afirmar que Na e Mg
são menos eletronegativos do que S e Cl.
d) Um átomo, que em sua distribuição eletrônica apresenta subnível mais
energético 4d³, localiza-se no 4º período da TP, no grupo 5.
e) Elementos do grupo 17 da TP apresentam afinidade química por metais
alcalinos (grupo I).
13 - (FEPECS DF) Descargas elétricas em um tubo contendo um gás sob baixa
pressão (gás rarefeito) provocam a ionização desse gás pela retirada de
elétron. Nesse caso, a força de atração do núcleo sobre os elétrons restantes:
a) diminui, e, portanto, a primeira energia de ionização é sempre maior que a
segunda;
b) aumenta, e, portanto, a primeira energia de ionização é sempre menor que a
segunda;
c) diminui, e, portanto, a primeira energia de ionização é sempre menor que a
segunda;
d) aumenta, e, portanto, a primeira energia de ionização é sempre maior que a
segunda;
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e) permanece constante se o segundo elétron a ser retirado estiver no mesmo
nível de energia que o primeiro.
14 - (UFU MG) A energia liberada quando o átomo de cloro se transforma em
íon cloreto é 3,75 elétron volt, enquanto a energia liberada quando o átomo de
bromo se transforma em íon brometo é 3,50 elétron volt.
A respeito dessas informações, marque a alternativa INCORRETA.
a) O átomo de bromo possui menor afinidade eletrônica que o átomo de cloro.
b) O átomo de bromo possui maior raio atômico que o átomo de cloro.
c) O átomo de cloro recebe elétrons mais facilmente que o átomo de bromo.
d) O íon cloreto é menos estável que o íon brometo.
15) Considere as seguintes afirmações:
I - Quanto menor o raio do íon, maior será sua quantidade de elétrons quando
comparado com seu átomo.
II - O potencial de ionização aumenta à medida que o raio atômico aumenta em
uma família.
III - A afinidade eletrônica será maior quando o raio atômico diminuir.
Indique a alternativa correta:
a) Todas são verdadeiras.
b) Somente III é verdadeira.
c) Somente II e III são verdadeiras.
d) Somente I é verdadeira.
e) Todas são falsas.
16) Qual das opções abaixo apresenta a comparação ERRADA relativa aos
raios de átomos e de íons?
a) raio do Na+ < raio do Na.
b) raio do Na+ < raio do F-.
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c) raio do Mg2+ < raio do O2-.
d) raio do F- < raio do O2-.
e) raio do F- < raio do Mg2+.
17) (UFPE) As primeiras energias de ionização de K (Z=19), Ca (Z=20) e S
(Z=16) são, respectivamente, 418,8 kJ mol-1, 589,8 kJ mol-1 e 999,6 kJ/mol.
Alguns comentários sobre estes números podem ser feitos.
1. O enxofre apresenta a menor energia de ionização, pois é o elemento de
menor número atômico entre os três.
2. A energia de ionização do potássio é a menor, pois se trata de um elemento
com apenas um elétron na última camada, o que facilita sua remoção.
3. A energia de ionização do potássio é menor do que a de cálcio, pois este
último apresenta número atômico maior e dois elétrons de valência, estando
com o mesmo número de camadas eletrônicas.
4. As energias de ionização do potássio e do cálcio são mais próximas, pois são
elementos vizinhos na tabela periódica.
Está(ão) correto(s) apenas:
a) 1
b) 2
c) 3 e 4
d) 2 e 4
e) 2, 3 e 4
18) (PUC PR) Entre os diagramas a seguir, relacionados com a tabela periódica,
quais estão corretos?
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a) II e V
b) II e III
c) I e V
d) II e IV
e) III e IV
19 - O gráfico abaixo mostra a variação da eletronegatividade de alguns
elementos químicos nos grupos 1 e 17 da tabela periódica, de acordo com o
número atômico (Z).
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Analisando-se o comportamento apresentado nos grupos 1 e 17, pode-se
afirmar que
a) a eletronegatividade dos elementos diminui ao longo do período.
b) a tendência do átomo em atrair elétrons para si, numa ligação, é menor no
grupo 17.
c) os elementos de menor raio atômico são mais eletronegativos.
d) o metal de maior raio atômico, no grupo representado em 1, é o mais
eletronegativo.
20 ) (UNIFESP SP) O gráfico apresenta as primeiras e segundas energias de
ionização (1 EI e 2 EI) para os elementos sódio, magnésio e cálcio, indicados
como I, II e III, não necessariamente nessa ordem.
Dentre esses elementos, aqueles que apresentam os maiores valores para
a primeira e para a segunda energia de ionização são, respectivamente,
a) cálcio e magnésio.
b) cálcio e sódio.
c) magnésio e cálcio.
d) magnésio e sódio.
e) sódio e magnésio.
21) (FEPECS DF) Mendeleev é geralmente considerado o fundador da Tabela
Periódica moderna. Sua Tabela Periódica, apresentada em 1871, pode ser
observada na figura a seguir.
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Obs:* Os elementos Ea, Eb, Ec e Ed representam elementos desconhecidos na
época, mas que já eram previstos por Mendeleev em sua tabela.
Sobre a antiga tabela de Mendeleev é correto afirmar que:
a) os elementos foram dispostos de acordo com a ordem crescente de seus
números atômicos;
b) se Ec representava o elemento que faltava entre o silício e o estanho, então
a fórmula molecular do óxido formado pelo elemento deveria ser Ec2O3;
c) os elementos pertencentes ao grupo dos metais alcalinos não estão
presentes na tabela;
d) se Ec representava o elemento que faltava entre o silício e o estanho, então
a formula molecular do sal formado pela combinação entre o cloro e o
elemento Ec deveria ser EcCl4;
e) o elemento
molecular Ed2O.
desconhecido Ed deveria
formar
um
óxido
com
formula
22) (UEPB) A Tabela Periódica dos elementos químicos é uma das maiores
descobertas científicas do mundo. Pode ser comparada em importância com a
classificação de espécies de plantas por Lineu ou com a sistematização das
partículas subnucleares pelos físicos Gell-Mann e Ne’eman. A Tabela Periódica é
o esquema classificatório fundamental para todos os elementos e pode ser dito
que resume o conhecimento da química”.
(Rouvray, D.H. Elements in the history of the periodic table. Endeavour, v. 28, n. 2, 2004.)
De acordo com as informações apresentadas na tabela periódica, analise
as informações a seguir:
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I. Boas condutividades térmica e elétrica, maleabilidade e dutibilidade são
propriedades dos elementos semimetálicos.
II. Mendeleev propôs que os átomos poderiam ser classificados na ordem
crescente de seu número atômico.
III. Os gases nobres são átomos que nunca reagem com os outros átomos.
IV. O elemento hidrogênio deve ser estudado como um grupo a parte por
possuir propriedades químicas distintas dos demais elementos químicos.
Das afirmativas acima está(ão) correta(s):
a) As alternativas II e III.
b) Apenas a alternativa I.
c) Apenas a alternativa IV.
d) As a alternativas III e IV.
e) As alternativas I e II.
23) (ITA SP) Mencione e detalhe propriedades que levaram à ordenação dos
elementos nas primeiras classificações periódicas. Lembrar que estas, baseadas
em observações de propriedades macroscópicas de compostos, postulavam
lacunas tais como o EKA-Silício e o EKA-Boro.
24 - (CESPE-DF)
Texto
A maioria dos alimentos que o ser humano precisa ingerir para sua
sobrevivência – que podem ser sólidos ou líquidos – pertence a três grupos de
compostos orgânicos, conhecidos como carboidratos, gorduras e proteínas.
Essas substâncias, no entanto, devem ser metabolizadas para que possam ser
absorvidas pelo organismo, já que suas células só são capazes de absorver
nutrientes orgânicos sob as formas de glicose, ácidos graxos e aminoácidos.
Além disso, substâncias que contêm elementos químicos como potássio,
magnésio, fósforo, iodo, cálcio e ferro devem ser fornecidas por fontes
externas.
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Considerando as informações fornecidas no texto e na tabela periódica, julgue
os seguintes itens.
01. Os elementos químicos potássio e cálcio situam-se em uma mesma família
da tabela periódica.
02. Entre os elementos químicos citados no texto, apenas um corresponde a
elemento de transição.
03. O magnésio e o cálcio pertencem ao grupo 2 da tabela periódica.
04. Os números atômicos do ferro e do iodo são, respectivamente, 26 e 53.
25 - (FEPECS DF) Os sistemas óticos dos telefones celulares modernos são
produzidos a partir de elementos como silício, estanho, índio, gálio, cobre, ouro,
prata, ítrio e alumínio. Um grupo da tabela periódica reúne os elementos
citados que, no estado fundamental, apresentam em sua distribuição eletrônica,
o maior número de elétrons desemparelhados. Esse grupo é o:
a) 14;
b) 13;
c) 03;
d) 10;
e) 05.
26) (UFPR) Considera-se que quatorze elementos químicos metálicos são
essenciais para o correto funcionamento do organismo, portanto indispensáveis
para manter a saúde. Os referidos elementos estão listados na tabela a seguir:
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Com base na distribuição eletrônica dos átomos desses metais no estado
fundamental, assinale a alternativa correta.
a) K, Ca, V, Cr, Mn, Fe, Co e Ni são elementos que apresentam o elétron mais
energético em orbitais d e são por isso conhecidos como metais de transição.
b) Mg e Ca pertencem ao mesmo grupo ou família da Tabela Periódica.
c) A camada de valência de K possui a configuração 3s23p63d1.
d) Mo e Sn possuem elétrons em subnível f.
e) Todos os elementos citados possuem subníveis preenchidos parcialmente.
27) O raio atômico é uma propriedade periódica fundamental, pois tem
implicações diretas sobre outras propriedades periódicas importantes, tais como
energias de ionização e eletronegatividade. A figura a seguir ilustra a variação
dos raios atômicos para os elementos representativos (excluídos os metais de
transição):
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Analisando a figura acima, assinale a afirmativa INCORRETA:
a) O elemento césio tem energia de ionização bem menor que o elemento flúor.
b) O oxigênio é mais eletronegativo que o alumínio.
c) As energias de ionização diminuem, nas colunas, com o aumento dos raios
atômicos.
d) A eletronegatividade aumenta nos períodos com a diminuição dos raios
atômicos.
e) Os átomos de cloro perdem elétrons mais facilmente do que os de cálcio.
28) (PUCMG) Um elemento X do terceiro período da Tabela Periódica forma com
o magnésio o composto MgX e, com o hidrogênio, H2X . O número de elétrons
da última camada de X é:
a) 1
b) 2
c) 4
d) 6
e) 7
29) Os fabricantes e importadores estão obrigados, por lei, a recolher as
baterias usadas em telefones celulares por conterem metais pesados como o
mercúrio, o chumbo e o cádmio. Assinale a afirmativa correta:
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a) esses três metais são classificados como elementos de transição.
b) esses metais são sólidos à temperatura ambiente.
c) os elementos de massa molar elevada são denominados de metais pesados.
d) a pilha que não contém metais pesados pode ser descartada no lixo
doméstico.
e) a contaminação da água por metais pesados ocorre devido a sua grande
solubilidade neste solvente.
30) (Ufal) Considere as seguintes afirmações:
I. A Tabela Periódica atual é mais semelhante à Classificação Periódica proposta
por Newlands do que a proposta por Mendeleev.
II. A energia de ionização de um halogênio é maior do que a de um metal
alcalino.
III. Quanto maior a diferença de eletronegatividade de dois elementos, maior o
caráter iônico da ligação entre eles.
IV. Os elementos da família 2 da Tabela Periódica tendem, nas reações, a
formar íons de número de carga 2-.
Dessas afirmações são corretas, SOMENTE
a) I e II
b) I e IV
c) II e III
d) II e IV
e) III e IV
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31 - (Ufscar) Dos grupos de elementos químicos que compõem a tabela
periódica, são semi-metais (ou metalóides):
a) Ge, As e Sb.
b) B, Al e Ga.
c) P, Se e Sn.
d) Be, Mg e Ca.
e) Ar, Kr e Xe.
32) (PUC-MG) Certa família de elementos químicos apresenta os seguintes
números atômicos: 9, 17, 35, X e 85. Para esses elementos, foram feitas as
afirmações a seguir.
I. O primeiro elemento tem número de massa 9.
II. O terceiro elemento tem um próton a menos que o gás nobre do seu
período.
III. O número atômico de X é 53.
IV. O átomo eletricamente neutro do último elemento tem configuração
eletrônica de gás nobre.
V. Os átomos de X formam a espécie química X2‚ por ligação covalente.
São CORRETAS as afirmações:
a) I e II apenas
b) II e III apenas
c) II, III e V
d) II, III e IV
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33) (Fuvest) Em seu livro de contos, "O Sistema Periódico", o escritor italiano
Primo Levi descreve características de elementos químicos e as relaciona a fatos
de sua vida. Dois trechos desse livro são destacados a seguir:
(I) "[Este metal] é mole como a cera...; reage com a água onde flutua (um
metal que flutua!), dançando freneticamente e produzindo hidrogênio."
(II) "[Este outro] é um elemento singular: é o único capaz de ligar-se a si
mesmo em longas cadeias estáveis, sem grande desperdício de energia, e para
a vida sobre a Terra (a única que conhecemos até o momento) são necessárias
exatamente as longas cadeias. Por isso, ... é o elemento-chave da substância
viva."
O metal e o elemento referidos nos trechos (I) e (II) são, respectivamente,
a) mercúrio e oxigênio.
b) cobre e carbono.
c) alumínio e silício.
d) sódio e carbono.
e) potássio e oxigênio.
34) (UFF) Conhece-se atualmente, mais de cem elementos químicos que são,
em sua maioria, elementos naturais e, alguns poucos, sintetizados pelo homem.
Esses elementos estão reunidos na Tabela Periódica segundo suas
características e propriedades químicas.
Em particular, os Halogênios apresentam:
a) o elétron diferenciador no antepenúltimo nível
b) subnível f incompleto
c) o elétron diferenciador no penúltimo nível
d) subnível p incompleto
e) subnível d incompleto
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35) (UFSC) Recentemente foi divulgada pela imprensa a seguinte notícia:
"Uma equipe de cientistas americanos e europeus acaba de acrescentar dois
novos componentes da matéria à tabela periódica de elementos químicos,
anunciou o laboratório nacional Lawrence Berkeley (Califórnia). Estes dois
recém-chegados, batizados elementos 118 e 116, foram criados em abril num
acelerador de partículas, através do bombardeamento de objetivos de chumbo
com projéteis de criptônio, precisou o comunicado do laboratório, do
Departamento Americano de Energia. A equipe que 'criou' os dois novos
elementos é composta de cientistas europeus e americanos".
DIÁRIO CATARINENSE
Com base neste texto, assinale a proposição ERRADA de acordo com a
classificação periódica atual.
a) O elemento de número 116 será classificado como pertencente à família dos
halogênios.
b) O elemento de número 118 será classificado como um gás nobre.
c) Os dois novos elementos pertencerão ao período número 7.
d) O elemento chumbo utilizado na experiência é representado pelo símbolo Pb.
e) Esses dois novos elementos são caracterizados como elementos artificiais,
uma vez que não existem na natureza.
36) (PUC-CAMP) Os átomos de certo elemento metálico possuem, cada um, 3
prótons, 4 nêutrons e 3 elétrons. A energia de ionização desse elemento está
entre as mais baixas dos elementos da tabela periódica. Ao interagir com
halogênio, esses átomos têm alterado o seu número de
a) prótons, transformando-se em cátions.
b) elétrons, transformando-se em ânions.
c) nêutrons, mantendo-se eletricamente neutros.
d) prótons, transformando-se em ânions.
e) elétrons, transformando-se em cátions.
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37) (UNESP) Os elementos químicos C, Si, Ge, Sn e Pb pertencem ao grupo IVA
(ou 14) da tabela periódica. Sobre esses elementos, são feitas as cinco
afirmações seguintes.
I) C, Si e Ge são semimetais.
II) Sn e Pb são os únicos metais do grupo.
III) C existe em várias formas alotrópicas, como o grafite, o diamante e os
fulerenos.
IV) Esses elementos formam, com cloro e hidrogênio, somente compostos de
fórmulas ECl3 e EH3, onde E é um desses elementos.
V) Si é o elemento mais abundante da crosta terrestre e é encontrado em
muitos minerais na forma de SiO‚.
Dessas afirmações, estão corretas:
a) I, II e V, somente.
b) I, III e IV, somente.
c) II, III e V, somente.
d) II e IV, somente.
e) I, II, III, IV e V.
38) (UFMG) Um dos fatores que favorecem a solubilidade de um metal em
outro é a semelhança de suas redes cristalinas. No entanto é preciso, também,
que os seus átomos não sejam muito diferentes quanto a:
- raio atômico;
- eletronegatividade;
- valência.
Os metais alcalinos e o ferro, que apresentam redes cristalinas
semelhantes, não formam ligas por causa das grandes diferenças quanto a
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essas propriedades. Considerando-se as propriedades periódicas do ferro e dos
metais alcalinos, é INCORRETO afirmar que
a) a eletronegatividade do átomo de ferro é maior que a do átomo de sódio.
b) o número de oxidação mais comum dos metais alcalinos é +1.
c) o raio atômico do ferro é maior que o do potássio.
d) o raio atômico do ferro é menor que o do rubídio.
39 - (UFSM) Considerando as configurações eletrônicas no estado fundamental
para os elementos químicos representados por
x = 1s2, 2s2, 2p6,
y = 1s2, 2s2, 2p6 3s2
z = 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p3
Analise as afirmativas:
I. x e y são gases nobres.
II. z é um elemento representativo metálico.
III. O potencial de ionização de y é menor que o potencial de ionização de z.
Está(ão) correta(s)
a) apenas I.
b) apenas II.
c) apenas III.
d) apenas I e II.
e) I, II e III.
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40) (UEL) "Quando todos os elementos são arranjados em ordem crescente de
seus pesos atômicos, elementos com propriedades semelhantes ocorrem em
intervalos periódicos regulares." Essa maneira de se referir aos elementos
químicos foi precursora da classificação atual e foi proposta por
a) A. Einstein e M. Planck.
b) L. Meyer e D. Mendeleev.
c) N. Bohr e E. Rutherford.
d) J. Dalton e R. Boyle.
e) A. Lavoisier e J. Gay-Lussac.
Gabarito comentado
1) letra D – O enxofre está no mesmo grupo do oxigênio, portanto possui a
mesma quantidade de elétrons na camada de valência e propriedades
semelhantes.
2) letra C. Os elementos da tabela periódica estão organizados em ordem
crescente de número atômico, representado por Z.
3) Letra E. A questão parece complicada mas é fácil, consultando a tabela
periódica, identificamos que X é o elemento cálcio (Ca) cujo o número de
elétrons é igual ao número atômico que é 20. O Y é o elemento carbono (C) e o
seu número atômico é 6. O Z é o elemento Fósforo (P) e seu número de prótons
é igual a 15. Portanto, a senha é Ca20C6P15.
4) Letra E – Questão curiosa que mistura a tabela periódica com o senso de
localização. Os itens I, II e III estão corretos, porque conforme estudamos,
metais constituem a maior parte da tabela periódica. Os gases nobres estão
exatamente na posição Nordeste e na costa leste da tabela e os elementos de
um mesmo grupo (vertical) apresentam propriedades semelhantes.
5) letra A – O sódio (Na) possui a propriedade de reagir violentamente com
água liberando hidrogênio. Como o Césio (Cs) é do mesmo grupo do Na,
também irá reagir com a água liberando hidrogênio.
6) letra C – Vamos comparar o Alumínio (Al) que é um metal e o Silício (Si)
que é um ametal, os dois estão no mesmo período. O Al é maior que o Si, então
não pode ser a letra a. O Al tem menor eletronegatividade do que o Si, então
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também é a letra b. O Al possui 3 elétrons na camada de valência e o Si 4
elétrons, então esta é letra correta. Mas vamos continuar, o Al apresenta menor
energia de ionização que o Si, por isso não é a letra d. Por fim, o Al apresenta
maior condutividade térmica que o Si então a letra e também pode ser
descartada.
7) Letra A – Para responder esta questão é necessário saber como as
propriedades periódicas evoluem na tabela periódica. O raio atômico de
maneira inversa ao aumento da energia de ionização e da eletronegatividade.
Portanto a única questão que atende este quesito é a letra a. O raio atômico do
elemento de número atômico 13 é maior que o raio atômico do elemento B, por
que está mais a direita na tabela periódica.
8) Letra C - Consultando a tabela periódica e sabendo que a quanto mais a
acima e a direita o elemento estiver, maior será sua eletronegatividade, então a
ordem crescente de eletronegatividade será Al < B < C < N < O.
9) Letra C - o átomo III tem a menor afinidade eletrônica.
10) letra A. o item I é veraz, o item II é falso porque o símbolo do cádmio Cd
e os elementos do grupo 18 (gases nobres) possuem baixa eletronegatividade.
11 – Letra A – consultando a tabela periódica identificamos que o átomo de
zinco possui 30 elétrons. O item V indica apresenta a distribuição eletrônica de
30 elétrons. Para o átomo de zinco se tornar um íon ele precisa perder ou
ganhar elétron, dessa a forma, NÃO é correto afirmar que a destruição V
corresponde à configuração eletrônica do íon zinco.
12 –letra D. se identificarmos o elemento do no 4º período da tabela e do grupo 5
percebemos que a sua distribuição eletrônica termina em 4p e na questão é
afirmado que termina em 4d.
13 – Letra B – quando átomo perde um elétron ele passa a ter mais prótons
do que elétrons. Esse desequilíbrio de cargas acaba provocando uma maior
atração dos prótons pelos elétrons, aumentando assim a energia de ionização.
14 – Letra D - O íon cloreto é mais estável que o íon brometo, porque liberou
mais energia ao ser formado. Quanto mais energia é liberada, mais estável o
átomo se torna.
15 – Letra B – O item I está errado porque o acrescentar elétron a um átomo
aumenta seu raio. Já no item II o correto seria dizer que potencial de ionização
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e raio atômico são inversamente proporcionais, enquanto um aumenta o outro
diminui e vice-versa. Assim, apenas o item III está correto.
16 – Letra E – O átomo de F possui 9 prótons e 9 elétrons, quando ele se
torna um ânion F- passa a ter 10 elétrons. O átomo de Mg possui 12 prótons e
12 elétrons, quando se perde 2 elétrons se torna um cátion divalente Mg 2+,
passando a ter 10 elétrons. Se fizermos as contas 12 prótons do Mg2+ vão atrair
com maior intensidade os 10 elétrons restantes no Mg do que os 9 prótons do
F- vão atrair os 10 elétrons restantes no ânion. Assim o raio atômico do Mg 2+ é
maior do que o raio F-.
17 – Letra E – O item I errado porque afirma que o enxofre (S) tem menor
energia de ionização em relação aos três elementos, no entanto, é o contrário,
ele possui a maior energia de ionização entre os três 999,6 kJ/mol.
18 – Letra D - Conforme explica no texto sobre propriedades periódicas.
Apenas os gráficos II e IV estão de corretos.
19) Letra C – De acordo com o gráfico a eletronegatividade aumenta ao longo
período. Os elementos do grupo 17 apresentam maior eletronegatividade e o
metal de maior raio atômico possui a menor eletronegatividade.
20) Letra D – De acordo com o gráfico o magnésio (II) possui a maior primeira
energia de ionização (1EI) e o sódio (III) a maior segunda energia de ionização
(2EI).
21) Letra D – Mendeleev organizou sua tabela em ordem crescente de massa
atômica, só mais tarde Moseley corrigiu isso e organizou em ordem crescente
de número atômico. O elemento abaixo do silício possui propriedades
semelhantes a ele e como o silício não forma o composto Si 2O3, então Ec2O3
não pode existir. Os elementos do grupo I são metais alcalinos. O elemento Ed
possui propriedades semelhantes ao Mn então não formaria o composto Ed2O.
22) Letra C – O item I descreve as propriedades dos metais. O item II afirma
erradamente que Mendeleev organizou a tabela periódica em ordem crescente
de seu número atômico. O item III afirma que os gases nobres nunca reagem
com outros elementos, no entanto, existem exceções. Assim, a única opção
correta é a IV.
23) - 1817- Início da classificação por Dobereiner: a massa atômica de um
elemento químico poderia ser calculada pela média aritmética das massas de
combinação dos dois elementos a ele semelhante.
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1862- Chancourtois: dispôs os elementos conhecidos em ordem crescente de
massa atômica sob a forma de uma hélice, sendo que os pontos
correspondentes continham elementos cujas massas atômicas diferiam em 16
unidades, sugerindo a hipótese de que as propriedades dos elementos eram as
propriedades dos números.
1863- Newlands: propõe a lei das oitavas: quando colocados em ordem
crescentes de massa atômicas e divididos em sete grupos de sete elementos
cada, as propriedades se repetem a cada intervalo de sete (escala musical).
1869-Mendelyeev: faz um estudo detalhado das propriedades físico-químicas e
massa atômica dos elementos, dando uma grande atenção à valência. Dispôs
todos eles em uma tabela de dezessete colunas (sem os gases nobres não
descobertos ainda) fazendo previsões e mudando os elementos de posição
dentro da tabela, mudança correspondentes a valores novos de massa atômica.
Algumas das previsões:
eka-boro
eka-silício
eka-alumínio
eka-manganês
dvi-manganês
eka-tântalo.
Tais elementos foram
propriedades previstas.
24)
descobertos
posteriormente
e
confirmaram
tais
1 – ERRADO – o potássio pertence a família 1 e o cálcio a família 2.
2- CERTO – elementos de transição são aqueles situados entre os grupos
3 e 12. O ferro pertence ao grupo 8,portanto é de transição.
3- CERTO - O magnésio e o cálcio pertencem ao grup.
4 – CERTO – consultando a tabela periódica, constatamos que os
números atômicos do ferro e do iodo são, respectivamente, 26 e 53.
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25) Letra A – Os elementos silício, estanho pertencem ao grupo 14 e possuem
4 elétrons desemparelhados.
26) Letra B – Os elementos K e Ca não são metais de transição. A camada K
possui configuração 1 s2. O elemento Mo possui elétrons nos subníveis s, p, d,
assim como o Sn. O Mg possui o subnivel s preenchido completamente.
27) Letra E – Os átomos de cloro possuem maior eletronegatividade que o
cálcio, portanto atraem os elétrons com maior força.
28) letra D - Para forma com o magnésio o composto MgX e, com o
hidrogênio, H2X ele precisa ter 6 elétrons na camada de valência.
29) Letra D – O chumbo é um metal representativo; O mercúrio é líquido à
temperatura ambiente; Elementos de massa atômica elevada podem ser
denominados de metais pesados; Os metais não são solúveis em água.
30) Letra C – A tabela periódica atual é mais parecida com a de Mendeleev; os
elementos do grupo 2 tendem, nas reações, a formar íons de número de carga
2 +.
31) Letra A – A partir da tabela periódica identificamos os elementos Ge, As e
Sb como semimetais.
32) Letra C – A massa atômica do primeiro elemento é 19 u; O elemento 85
não possui configuração de gás nobre, apenas o 86.
33) Letra D – O sódio e o carbono são os elementos que apresentam,
respectivamente as propriedades apresentadas nos trechos.
34) Letra D – Os halogênios são os elementos da família do Flúor (F) e eles
possuem o subnível p incompleto com 5 elétrons.
35) Letra A – o elemento 116 pertence a família dos calcogênios
36) Letra E – os átomos numa reação química nunca perdem, prótons ou
nêutrons, sempre elétrons. Quando perde elétron se transforma num cátion.
37) Letra B – O carbono é um não metal. Os elementos apresentado são do
grupo 14 e possuem 4 elétrons na camada de valência, assim formam
compostos de fórmulas ECl4 e EH4.
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38) Letra D – O raio atômico do ferro é menor que o do potássio.
39) Letra C – Apenas o elemento x é um gás nobre; o elemento z é um
ametal.
40) Letra B - L. Meyer e D. Mendeleev foram os percussores da classificação
periódica atual.
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Para saber mais
SACKS, Oliver.Tio Tungstênio: memórias de uma infância química. Companhia
de Bolso. 2011.
GLEISER, Marcelo. Mundos invisíveis – da alquimia à física de partículas. SP.
Globo. 2008.
STRATHERN, Paul. O sonho de Mendeleiev – A verdadeira história da Química.
RJ. Jorge Zahar, 2002.
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