Atomística - Cursinho TRIU

Química TRIU – Apostila 2
Atomística
Você sabe o que é atomística?
Atomística é qualquer teoria que explique a constituição da matéria a partir da ideia de átomos.
Assim, podemos estender nosso conceito e dizer que é a parte da Química que estuda os átomos
e tudo a eles relacionado.
Como surgiu a ideia de átomo?
Para entender como surgiu a ideia de átomo precisamos conhecer um pouco de história.
Um pouquinho de história da Química...
Como nós já vimos, a Química é a ciência que estuda a matéria, suas propriedades,
características, interações e transformações. Sabemos também que, desde que o mundo é
mundo, o homem interage com a matéria, inclusive, provocando suas modificações. Por isso, é
muito difícil precisar desde quando existe Química! Segundos os antropólogos, a Química nasce
com o surgimento do homem na Terra. Provavelmente, um dos primeiros fenômenos
observados por nossos antepassados pré-históricos foi o fogo.
Profa. Dra. Fernanda Costa
Química TRIU – Apostila 2
“Em torno de 6000 a. C., já se conhecia o cobre e o ouro, e o processo de fermentação para
produção de cerveja. Entre 4000 a 3000 a. C. desenvolveram-se as técnicas de obtenção de cobre
e chumbo a partir de seus minérios, e aprimoraram-se as técnicas de fermentação para produção
de vinhos de uvas e tâmaras. A partir de 2000 a. C. teve-se início a utilização do ferro. Próximo
ao ano 1000 a. C. obteve-se mercúrio de seus minérios e descobriu-se que ele dissolvia vários
metais, formando amálgamas. A partir do ano 700 a. C. desenvolveu-se a cunhagem de moedas,
que auxiliaram na organização das sociedades e no intercâmbio entre os povos da época. Na
química doméstica, desenvolveu-se as técnicas da salga e de defumação de carnes, que permitiu
conservá-las por longos períodos de tempo, e a utilização dos produtos gasosos da queima de
enxofre como desinfetante. A conservação de peles utilizando compostos vegetais era uma
herança da pré-história. A tinturaria também já era conhecida a muito e o emprego de corantes
minerais como cosméticos já era prática comum dos egípcios. A mumificação de cadáveres era
uma técnica utilizada comumente no Egito, bem como a destilação e extração de produtos
naturais a partir de plantas” (http://coral.ufsm.br/daquil/pag-div-hisa.html).
Diante de tantas descobertas e manipulações, surge a necessidade de entender os processos
envolvidos nas transformações químicas e como a matéria se comporta em cada uma delas.
Assim, nascem as tentativas de explicar sua constituição.
Uma das primeiras tentativas registradas, data do século V a. C., na Grécia. Um filósofo grego,
chamado Empédocles, propôs que a matéria era formada de 4 elementos:
Essa ideia perdurou cerca de 100 anos, mas por volta do ano 400 a.C., Leucipo e Demócrito,
outros dois filósofos gregos, apresentaram os primeiros passos da teoria atômica. Segundo eles,
a divisão da matéria teria um limite, e esse limite seria a partícula indivisível, chamada átomo
(do grego a- = não, -tomo = divisível).
Profa. Dra. Fernanda Costa
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No entanto, a ideia atômica não ganha muita atenção e cai no esquecimento por muitos anos.
Em torno de 350 a.C., mais uma vez, a ideia da constituição da matéria pelos quatro elementos
é retomada por um dos filósofos gregos mais conhecidos, Aristóteles. Ele aprimorou a ideia de
Empédocles, associando qualidades opostas aos elementos:
Por volta de 300 d.C., em Alexandria, no Egito, surge a alquimia, inspirada nas ideias de
Aristóteles, e se expandiu pela Europa nos séculos seguintes, até cerca de 1400 d.C. Seus
praticantes tentavam buscar a Pedra Filosofal, que transformava qualquer metal em ouro, e o
Elixir da Longa Vida, que tornaria o ser humano imortal e curaria todas as doenças.
Os alquimistas eram pessoas com grandes conhecimentos práticos de metalurgia, química e
astronomia, por isso contribuíram enormemente no desenvolvimento e melhoria de várias
técnicas, como produção e fusão de ligas metálicas, destilação, sublimação, calcinação,
dissolução, filtração e cristalização. Nessa época foi inventado por uma alquimista, Maria de
Alexandria, o "banho-maria".
Mesmo com tantos avanços nas técnicas e descobrimento de materiais, a Idade Média foi uma
época em que o homem tinha seu espírito muito preocupado com a salvação e a divindade. A
teoria atômica, por ser uma teoria materialista, não teve sucesso. Só no período da Renascença,
quando o homem volta a ter um pensamento mais humanista, é que as concepções atômicas
são valorizadas.
Quando a Química passou a ser ciência?
Em 1661, Robert Boyle (1627-1691) derruba a teoria dos quatro elementos de Aristóteles, a
partir da publicação de seu livro The Sceptical Chemist (O químico cético), onde afirmava que
não fazia sentido que toda matéria fosse formada por apenas quatro materiais.
Boyle também introduziu o método científico. A partir disso, no século XVIII, o trabalho
experimental passou a ser utilizado no entendimento da matéria e suas transformações, e a
Química adquire caráter científico e passa a ser ciência.
Profa. Dra. Fernanda Costa
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A sistematização da ciência permitiu a Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), no finalzinho do
século das luzes (século XVIII), perceber que os fenômenos químicos apresentavam certas
regularidades. Ele chegou a essa conclusão após passar a utilizar balança em seus experimentos
e realizar uma série de tratamentos matemáticos. Tudo isso o permitiu concluir que:
Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.
E essa foi a primeira lei ponderal, chamada lei da conservação das massas, que pode também
ser enunciada como: “Num sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual a massa total
dos produtos”.
Mas, o que são leis ponderais? Para que serve?
Leis ponderais, também chamadas leis das combinações químicas, são leis que relacionam a
massa e permitem cálculos matemáticos das quantidades relativas de reagentes e produtos,
numa reação química.
Em 1799. Joseph Louis Proust (1754-1826) analisou substâncias puras e observou que sua
composição em massa era constante. A partir enunciou a segunda lei ponderal, lei das
proporções constantes:
Toda substância apresenta uma proporção em massa
constante na sua composição.
A última lei ponderal foi enunciada por John Dalton (1766-1844), em 1803, ao perceber que se
fixasse a quantidade de uma “substância” em um composto, as massas das outras “substâncias”
apresentariam entre si uma relação de números inteiros, essa lei ficou conhecida como leis das
proporções múltiplas:
Quando uma massa fixa (m) de uma substância A se
combina com massas diferentes (m1, m2, ...) de uma
substância B, originando substâncias diferentes, as massas
de B apresentam entre si uma relação expressa por
números inteiros e pequenos.
Todas essas leis ponderais serão retomadas e aprofundadas em nossos estudos de cálculos
estequiométricos.
Profa. Dra. Fernanda Costa
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Qual a relação entre as leis ponderais e entendimento da constituição da matéria?
A partir dos fatos e evidências experimentais, em 1803, Dalton retomou a ideia de átomo
proposta por Demócrito para explicar a composição das substâncias, e propõe uma teoria
atômica, e com ela o primeiro modelo atômico:
1. Toda matéria é formada de partículas fundamentais, os átomos.
2. Os átomos são massas compactas, esféricas, homogêneas, indivisíveis, indestrutíveis e
incriáveis em uma reação química.
3. Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um elemento
são semelhantes ou idênticos entre si, enquanto átomos de elementos diferentes são
diferentes entre si.
4. Os átomos podem se unir entre si, formando os compostos químicos.
5. Uma reação química é uma combinação de átomos, formando outros compostos por
outras combinações.
Seu modelo foi didaticamente denominado bola de bilhar, para nos dar a ideia que é esférico,
maciço, indivisível e indestrutível.
A teoria atômica de Dalton permitiu o esclarecimento das leis ponderais a nível microscópico,
como apresentado abaixo:
Lei de Lavoisier (conservação das massas)
O número de átomos se conserva durante uma reação, portanto, a massa do sistema também
se mantém constante.
Profa. Dra. Fernanda Costa
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Lei de Proust (proporções constantes)
Lei de Dalton (proporções múltiplas)
Profa. Dra. Fernanda Costa
Química TRIU – Apostila 2
Como evoluíram os modelos atômicos até os dias de hoje?
Apesar da teoria de Dalton ter sido a primeira com bases científicas, ter explicado
microscopicamente as leis ponderais e ter sido fundamental para o desenvolvimento da Química
moderna, ela não conseguia explicar a natureza elétrica da matéria.
A palavra eletricidade deriva do grego elektron (que significa âmbar, material oriundo de resina
vegetal fossilizada) e foi percebida pela primeira vez, no século IV a.C., pelo filósofo Tales de
Mileto, que atritou âmbar com tecidos e percebeu que esse material adquire uma carga elétrica.
A eletricidade, assim como a ideia atômica de Demócrito e Leucipo, caiu no esquecimento e só
voltou a ser revisitada no final do século XVIII, por Benjamim Franklin (1706-1790), que inventou
o para-raio e formulou a hipótese que existem duas espécies de cargas elétricas, uma positiva e
uma negativa.
O fluxo de cargas elétricas, também chamado de corrente elétrica foi estudado por Alessandro
Volta (1745-1827), que construiu um dispositivo capaz de produzir quimicamente um fluxo
contínuo de energia, hoje conhecido como pilha.
As ideias de Franklin e Volta foram de fundamental importância para o esclarecimento da
estrutura atômica, pois a partir delas, entre 1854 e 1875, Heinrich Geissler (1814-1879) e William
Crookes (1832-1919) desenvolveram e aperfeiçoaram um dispositivo chamado tubo de raios
catódicos, que foi utilizado por Joseph John Thomson (1856-1940).
Profa. Dra. Fernanda Costa
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Thomson verificou que, variando os gases na ampola, havia um desvio dos raios catódicos
independente da natureza do metal que constituía o cátodo e do gás existente no tubo. Além
disso, esse desvio sempre ocorreu na direção da placa positiva, sugerindo que os raios catódicos
eram formados por partículas negativas. Surge, então, a ideia de uma partícula subatômica, que
foi denominada elétron.
Com essa descoberta, ficou provado que o modelo atômico de Dalton era inadequado, pois o
átomo era divisível, e, em 1903, Thomson propôs um novo modelo atômico, que admitia a
divisibilidade do átomo e a natureza elétrica da matéria. Esse novo modelo foi didaticamente
batizado por pudim com passas, e considerava que o átomo era maciço, esférico, descontínuo,
formado por uma massa de cargas positivas incrustado de cargas negativas.
Uma importante complementação do experimento de Crookes e Thomson foi realizada por
Eugen Goldstein (1850-1930), em 1886, que modificou a ampola de raios catódicos e descobriu
os raios anódicos, e com eles as cargas positivas, de valor igual ao do elétron, hoje chamada de
prótons.
O modelo atômico de Thomson explicou a eletrização por atrito, a corrente elétrica, a formação
de íons e as descargas elétricas dos gases, mas, novos experimentos vieram a mudar
significativamente a concepção atômica.
A descoberta da radioatividade, em 1986, por Henri Becquerel (1852-1908), permitiu Ernest
Rutherford (1871-1937) fazer um experimento que alterou completamente a estrutura do
átomo de Thomson.
Profa. Dra. Fernanda Costa
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Quando Rutherford bombardeou partículas α (que são positivas) contra uma fina lâmina de
ouro, ele esperou que essas partículas sofressem desvios ao colidirem com os átomos “maciços”
da lâmina. No entanto, o que aconteceu foi que, a maior parte das partículas atravessou a lâmina
sem desvios, mas como explicar isso?
Rutherford precisou admitir que o átomo não era maciço, como pensaram Dalton e Thomson,
mas sim, que a maior parte é espaço vazio. Esse espaço, denominado eletrosfera, é onde
estariam localizados os elétrons. A menor parte das partículas que foi desviada, colidiu com o
pequeno núcleo atômico que é positivo, e por isso foram desviadas. E, como a lâmina de ouro é
eletricamente neutra, a quantidade de prótons deve ser igual a quantidade de elétrons.
As conclusões iniciais de Rutherford foram um grande marco no desenvolvimento dos modelos
atômicos, porque permitiram a criação do primeiro modelo atômico com duas regiões: um
núcleo central que contém praticamente toda massa do átomo e é positivo, e uma eletrosfera,
negativamente carregada, com massa desprezível.
Um questionamento muito importante foi levantado para o modelo atômico de Rutherford: se
o núcleo atômico é formado por partículas positivas, por que essas partículas não se repelem
provocando o colapso desse núcleo?
A resposta a essa pergunta veio em 1932, quando experimentos com material radioativo de
James Chadwick (1891-1974) o levaram a concluir que, deveria existir alguma partícula nuclear
de massa próxima à do próton, mas desprovida de carga. Essa partícula foi chamada de nêutron.
Assim, até o momento, podemos resumir o átomo na tabela e figura abaixo:
Partícula Massa relativa (u) Carga relativa (u.c.e.)
1
Elétron
-1
≡0
1836
Próton
Nêutron
1
1
Profa. Dra. Fernanda Costa
+1
0
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Quais as principais características e relações atômicas?
Experimentos de bombardeamento de elementos com raios X permitiram a Henry Moseley
(1887-1915), em 1913, concluir que, cada elemento químico está relacionado com a quantidade
de cargas positivas existente no seu núcleo. Assim, podemos dizer que, o número de prótons,
representado pelo número atômico (Z), é o número identificador do átomo.
Z = número de
prótons
Como a massa está, praticamente, toda concentrada no núcleo, e o núcleo possui nêutrons e
prótons, o número de massa (A) será sempre o número de prótons (p) somados ao número de
nêutrons (n).
A=n+p
O número de massa é aproximadamente igual à massa do átomo expressa em u (unidade de
massa atômica).
Como vimos na aula anterior, um conjunto de átomos iguais, ou seja, um conjunto de átomos
com o mesmo número atômico (Z), forma um elemento químico.
Elemento químico = conjunto de átomos iguais
Os elementos químicos são representados por letras maiúsculas ou letras maiúsculas
acompanhadas de minúsculas. De acordo com a IUPAC (União Internacional de Química Pura e
Aplicada), devem acompanhar a representação do elemento o número atômico e o de massa.
Quando há um desequilíbrio elétrico no átomo, ou seja, quando há diferença entre o número
de prótons e elétrons, o átomo recebe o nome de íons. Os íons que se originam da perda de
elétrons, apresentam mais carga positiva do que negativa, por isso, serão positivos e chamados
de cátions. Ao contrário, os íons que se originam do ganho de elétrons, apresentam mais carga
negativa do que positiva, tornando-se negativos, sendo chamados de cátions.
Profa. Dra. Fernanda Costa
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Como os átomos se assemelham?
Os átomos podem se assemelhar pelo número de prótons, de nêutrons, de elétrons ou de
massa.
Quando eles apresentam o mesmo número de prótons, são do mesmo elemento (pois já vimos
que esse é um número identificador, como CPF), e são chamados de isótopos. Quando
apresentam o mesmo número de massa são chamados isóbaros. Quando apresentam o mesmo
número de nêutrons são isótonos e, por fim, mesmo número de elétrons, isoeletrônicos.
Semelhança próton nêutron elétron Massa
isoEletrônicos
≠
≠
=
≠
isótoPos
=
≠
≠
≠
isótoNos
≠
=
≠
≠
isóbAros
≠
≠
≠
=
Vale ressaltar que elementos isóbaros, isótonos e isoeletrônicos são elementos diferentes.
O modelo atômico atual é o modelo de Rutherford?
Não, o modelo de Rutherford possui alguns defeitos:
1) Numa experiência a nível macroscópico, os elétrons adquirem um movimento espiral e
chocam-se com os núcleos.
2) Os elétrons perdem energia na forma de radiação
Então, como resolver os defeitos do átomo de Rutherford?
A primeira tentativa importante para desenvolver um novo modelo atômico não clássico foi feita
por Niels Bohr, que introduziu conceitos revolucionários que alavancaram o desenvolvimento
moderno da estrutura atômica, a partir da natureza da luz emitida pelas substâncias a altas
temperaturas ou sob influência de descarga elétrica. Associado a isso, logo no início do século
XX, Max Planck e Albert Einstein mostraram, independentemente, que todas as radiações
eletromagnéticas se comportavam como se fossem compostas de minúsculos pacotes de
energia chamados fótons. As descobertas desses três cientistas marcaram o nascimento da
mecânica quântica, e a partir daí Bohr estabeleceu que um átomo tem um conjunto de energias
quantizadas, ou níveis de energia, disponível para seus elétrons, e que cada nível de energia tem
uma "população" máxima de elétrons. Ele considerou que um átomo está normalmente em seu
estado fundamental (estado no qual todos os seus elétrons estão nos níveis de energia mais
Profa. Dra. Fernanda Costa
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baixos que lhes são disponíveis), e quando um átomo absorve energia de uma chama ou
descarga elétrica, alguns de seus elétrons ganham energia e são elevados a um nível de energia
maior (estado excitado). Alguns dos níveis de energia mais baixos ficam livres e, assim, um
elétron pode cair de um nível mais alto, designado por (E2), para um nível de energia mais baixo,
(E1). Quando isso acontece, a energia é liberada do átomo em uma quantidade igual à diferença
entre as duas energias do elétron, e a energia é liberada na forma de fóton de radiação
eletromagnética.
De acordo com o modelo atômico de Bohr, o átomo pode ser representado de modo que, cada
elétron ocupa uma órbita de acordo com a quantidade de energia que possui, como na figura
abaixo:
O desenvolvimento da mecânica quântica extrapola a teoria de Bohr, fornecendo uma
explicação abrangente do porquê da quantização e energia eletrônica, e explicando
satisfatoriamente muitas propriedades atômicas, complementando com sucesso o modelo atual
da estrutura atômica. Neste cenário, importantes descobertas merecem ser destacadas.
Heisenberg estabelece o princípio da incerteza, afirmando que é impossível conhecer
simultaneamente e com certeza a posição e o momento de uma pequena partícula, tal como
um elétron. De Broglie tentou associar a natureza dualística da luz ao comportamento do
elétron, mas anos mais tarde Schrödinger diz que o comportamento dos elétrons é apenas
ondulatório e pode ser descrito por uma equação matemática (equação de onda). A solução
desta equação chamada função de onda (Ψ), ou orbital atômico, e o seu quadrado (Ψ²) é a
densidade de probabilidade, e representa probabilidade de encontrar um elétron numa estreita
região específica do espaço.
Para interpretar a informação contida em cada orbital atômico é necessário saber como
identificar a localização dos elétrons em cada ponto em torno do núcleo, uma das maneiras de
fazer isso é a partir dos quatro números quânticos.
O número quântico principal (n) é o primeiro número quântico e especifica a camada em que o
elétron se encontra, em outras palavras, indica para o elétron sua distância média para o núcleo,
e pode assumir valores inteiros e positivos, sendo n=1 a camada mais próxima do núcleo.
Os orbitais de uma camada com número quântico n caem em subcamadas, grupos de orbitais
que tem o mesmo valor de l (segundo número quântico, chamado de secundário ou azimutal).
Pode assumir valores inteiros de 0 a n-1. Quando l=0 designa uma subcamada s, l=1 designa uma
subcamada p, l=2 designa uma subcamada d e l=3 uma subcamada f. Este número fornece o
momento angular do orbital, uma medida da velocidade com que os elétrons “circulam” ao
redor do núcleo.
Profa. Dra. Fernanda Costa
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O terceiro número quântico é o número quântico magnético, e fornece informação sobre a
orientação de um orbital no espaço e distingue entre si os orbitais de uma subcamada. Existem
±(2l+1) valores diferentes para ml para cada valor de l.
O quarto número quântico é o número quântico spin (ms), e especifica a propriedade do elétron
se comportar como uma esfera que gira em torno de um eixo. O spin do elétron possui um valor
de +1/2, para rotação em sentido horário (↑), ou -1/2, para rotação em sentido anti-horário
(↓).
A estrutura eletrônica de um átomo determina suas propriedades químicas. Os elétrons, em
seus átomos, podem ser distribuídos em camadas (ou níveis) e em subcamadas (ou subníveis),
de acordo com o conteúdo de energia que possuem.
No estado fundamental de um átomo, os elétrons ocupam os orbitais disponíveis, de modo a se
obter o menor estado de energia. E para predizer sua configuração nesse estado utiliza-se o
princípio da construção, segundo o qual, deve-se adicionar os elétrons, um após o outro, de
acordo com o diagrama de energia genérico abaixo apresentado, sem exceder 2 elétrons em
cada orbital. E se mais de um orbital em uma subcamada estiver disponível, deve-se adicionar
os elétrons com spins paralelos aos diferentes orbitais daquela camada até completá-la, antes
de emparelhar dois elétrons em um dos orbitais. A primeira regra deste princípio é baseada no
princípio da exclusão de Pauli, e a segunda é a regra de Hund.
Profa. Dra. Fernanda Costa
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Exercícios
01. Por meio de bombardeio de lâminas de
ouro com partículas α, Rutherford concluiu
que:
a) átomos do mesmo elemento, que
diferem entre si na massa, são isótopos;
d) a maioria das partículas α era refletida
pela lâmina metálica;
e) pouquíssimas partículas α eram refletidas
pela lâmina metálica.
04. Os raios catódicos são constituídos de:
-28
b) a massa do elétron é igual a 9,1x10 g e
a carga é igual à do próton, porém de sinal
contrário;
c) a energia é emitida descontinuamente
pelos átomos sob a forma de fótons;
d) os átomos de ouro possuem elétrons
desemparelhados;
e) no núcleo do átomo estão concentradas
sua massa e sua carga positiva.
02. A experiência do espalhamento das
partículas α (Rutherford) evidenciou a
existência do:
a) elétrons
b) ânions
c) cátions
d) prótons
e) nêutrons
05. Consideremos as configurações
eletrônicas para átomos neutros:
A) 1s2 2s2 2p6 3s1
B) 1s2 2s2 2p6 6s1
Qual das afirmações é falsa?
a) dêuteron
a) É necessário energia para mudar A em B.
b) núcleo
b) A representa o átomo de sódio.
c) próton
c) A e B representam elementos diferentes.
d) nêutron
d) É necessária uma energia menor para
remover um elétron de B do que de A.
e) elétron
Dado: número atômico do sódio = 11.
03. Em suas clássicas experiências que
trouxeram esclarecimentos sobre a
configuração do átomo, Rutherford, ao
bombardear uma lâmina metálica com
partículas α, observou que:
a) todas as partículas α atravessavam a
lâmina metálica, sem alteração de suas
trajetórias;
b) nenhuma partícula α
atravessar a lâmina metálica;
conseguia
c) todas as partículas α atravessavam a
lâmina metálica, com alteração de suas
trajetórias;
Profa. Dra. Fernanda Costa
Os testes de 06 e 07 baseiam-se no
esquema representando níveis energéticos
eletrônicos de um determinado átomo,
estando indicados os valores das energias
de alguns deles.
Química TRIU – Apostila 2
06. Na transição do nível E4 para o nível E2:
a) haverá emissão de energia;
b) haverá absorção de energia;
c) não haverá variação de energia;
d) haverá absorção de luz de um certo
comprimento de onda;
e) é impossível ocorrer tal transição.
07. A energia posta em jogo na transição E1
→ E3 equivale a (em kcal/mol):
a) 170
b) 130
c) 300
d) 430
c) possui certo número de órbitas, com
energia constante, nas quais o elétron pode
movimentar-se sem ganhar ou perder
energia;
d) possui regiões ao redor do núcleo onde é
mais provável de se encontrar um dado
elétron, denominadas orbitais;
e) apresenta uma região central,
extremamente densa, denominada núcleo,
onde se concentra a sua carga positiva.
10. Julgue os itens:
1) O modelo atômico de J. J. Thomson foi
rejeitado depois que se comprovou,
experimentalmente, a existência dos
núcleos dos átomos.
e) nenhum valor citado
2) Os experimentos de Rutherford
estabeleceram que os elétrons são
partículas constituintes de todos os átomos.
08. A luz amarela emitida por uma lâmpada
de sódio é energia liberada pelos átomos do
metal, quando elétrons:
3) De acordo com o modelo atômico
proposto por Niels Bohr, os elétrons podem
ocupar órbitas, de quaisquer raios, ao redor
do núcleo.
a) escapam dos átomos para o meio
ambiente;
4) O modelo atômico de Dalton inclui a
noção de eletrosfera.
b) colidem com os núcleos atômicos;
c) retornam a níveis de menor energia;
d) passam a ocupar níveis de energia mais
externos;
e) unem-se a prótons para formar nêutrons.
11. O átomo, na visão de Thomson, é
constituído de:
a) níveis e subníveis de energia;
b) cargas positivas e negativas;
c) núcleo e eletrosfera;
09. A famosa experiência de Rutherford
levou-o a propor um novo modelo de
átomo. Segundo esse modelo, o átomo:
a) é uma esfera contendo cargas positivas e
negativas, distribuídas uniformemente;
b) é uma esfera maciça, homogênea,
indivisível, indestrutível e imutável;
Profa. Dra. Fernanda Costa
d) grandes espaços vazios;
e) orbitais.
Química TRIU – Apostila 2
12. Observe a figura abaixo, que representa
um modelo atômico:
a) A = Dalton; B = Thomson; C = Rutherford.
b) A = Dalton; B = Rutherford; C = Thomson.
c) A = Thomson; B = Rutherford; C = Bohr.
d) A = Rutherford; B = Thomson; C = Bohr.
e) A = Thomson; B = Bohr; C = Rutherford.
O modelo atômico representado na figura
foi proposto por:
a) Dalton;
b) Schrödinger;
c) Rutherford;
d) Bohr;
e) Thomson.
13. O primeiro modelo atômico que sugeriu
a existência do núcleo foi o:
a) de Dalton;
b) de Thomson;
c) de Rutherford;
d) de Bohr;
e) da mecânica quântica.
15. O modelo do átomo nucleado existe há
menos de 100 anos. Ele foi proposto
originalmente por Ernest Rutherford e seus
colaboradores, em 1911.
Sobre o modelo do átomo nucleado de
Rutherford, considere as seguintes
proposições:
I. O átomo seria semelhante ao Sistema
Solar: o núcleo, carregado positivamente,
estaria no centro como o Sol, e os elétrons,
com carga negativa, estariam girando em
órbitas circulares ao seu redor, como os
planetas.
II. Rutherford propôs que os núcleos são
formados por dois tipos de partículas
subatômicas: os prótons e os nêutrons.
III. Em seus experimentos, Rutherford
obteve evidências de que o núcleo é muito
pequeno em relação ao tamanho total do
átomo, e que nele se concentra
praticamente toda a massa atômica.
Assinale a afirmativa correta:
14. O quadro abaixo representa algumas
características de modelos atômicos. Com
base nos dados apresentados, relacione as
características aos respectivos cientistas:
Tipo
A
B
C
Característica
A matéria é formada por átomos
indivisíveis.
Núcleos positivos, pequenos e
densos.
Carga negativa dispersa pelo
átomo positivo.
Profa. Dra. Fernanda Costa
a) Apenas a proposição I é correta.
b) Apenas as proposições I e II são corretas.
c) Apenas as proposições II e III são corretas.
d) Apenas as proposições I e III são corretas.
e) Todas as proposições são corretas.
16. Os diversos modelos para o átomo
diferem quanto às suas potencialidades
para explicar fenômenos e resultados
experimentais.
Química TRIU – Apostila 2
Em todas as alternativas, o modelo atômico
está corretamente associado a um
resultado experimental que ele pode
explicar, exceto em:
a) O modelo de Rutherford explica por que
algumas partículas alfa não conseguem
atravessar uma lâmina metálica fina e
sofrem fortes desvios.
b) O modelo de Thomson explica por que a
dissolução de cloreto de sódio em água
produz uma solução que conduz
eletricidade.
c) O modelo de Dalton explica por que um
gás, submetido a uma grande diferença de
potencial elétrico, torna-se condutor de
eletricidade.
d) O modelo de Dalton explica por que a
proporção em massa dos elementos de um
composto é definida.
17. No ano de 1897, o cientista britânico J.
J. Thomson descobriu, por meio de
experiências com os raios catódicos, a
primeira evidência experimental da
estrutura interna dos átomos. O modelo
atômico proposto por Thomson ficou
conhecido como “pudim de passas”. Para
esse modelo, pode-se afirmar que:
18. O bombardeamento da folha de ouro
(Au) com partículas alfa, no experimento de
Rutherford, mostra que algumas dessas
partículas sofrem desvio acentuado do seu
trajeto, o que é devido ao fato de que as
partículas alfa:
a) colidem com as moléculas de ouro;
b) têm carga negativa e são repelidas pelo
núcleo;
c) não têm força para atravessar a lâmina de
ouro;
d) têm carga positiva e são repelidas pelo
núcleo;
e) não têm carga, por isso são repelidas pelo
núcleo.
19. No fim do século XIX, Thomson realizou
experimentos em tubos de vidro que
continham gases a baixas pressões, em que
aplicava uma grande diferença de potencial.
Isso provocava a emissão de raios catódicos.
Esses raios, produzidos num cátodo
metálico, deslocavam-se em direção à
extremidade do tubo (E).
a) o núcleo atômico ocupa um volume
mínimo no centro do átomo;
b) as cargas negativas estão distribuídas
homogeneamente por todo o átomo;
c) os elétrons estão distribuídos em órbitas
fixas ao redor do núcleo;
d) os átomos são esferas duras, do tipo de
uma bola de bilhar;
e) os elétrons estão espalhados
aleatoriamente no espaço ao redor do
núcleo.
Nesses experimentos, Thomson observou
que:
I. a razão entre a carga e a massa dos raios
catódicos era independente da natureza do
metal constituinte do cátodo ou do gás
existente no tubo;
II. os raios catódicos, ao passarem entre
duas placas carregadas, com cargas de sinal
contrário, desviavam-se na direção da placa
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Química TRIU – Apostila 2
positiva. (Na figura, esse devido é
representado pela linha tracejada Y).
Considerando-se essas observações, é
correto afirmar que os raios catódicos são
constituídos de
a) elétrons
Seus compostos ocorrem em grandes
quantidades na água do mar.
Escreva a configuração eletrônica dos íons
sódio e potássio, indicando o número
quântico principal e secundário do último
elétron.
b) ânions
c) prótons
d) cátions
20. Quais são os subníveis que formam a
camada M?
21. O átomo constituído de 11 prótons, 12
nêutrons e 11 elétrons apresenta,
respectivamente, número atômico e
número de massa iguais a:
a) 11 e 11
b) 12 e 11
c) 23 e
11
d) 11 e 12
e) 11 e 23
26. O íon cádmio (Cd2+) apresenta elevado
grau de toxidez. Essa observação é atribuída
à sua capacidade de substituir íons Ca2+ nos
ossos e dentes, e íons Zn2+ em enzimas que
contêm enxofre. Assinale a alternativa que
representa corretamente as configurações
eletrônicas dos íons Cd2+, Zn2+ e Ca2+,
respectivamente:
a) [Kr] 4d10 – [Ar] 3d10 – [Ne] 3s2 3p6
b) [Kr] 4d8 5s2 – [Ar] 3d10 – [Ne] 4s1
c) [Kr] 4d9 5s1 – [Ar] 3d10 4s1 – [Ne] 4s1
d) [Kr] 4d10 5s2 – [Ar] 3d10 4s2 – [Ne] 4s2
22. Quais são os subníveis que podem
existir no nível energético de número
quântico principal igual a 5?
23. Escreva a distribuição eletrônica nos
subníveis de energia para os seguintes
átomos:
a) Be4 b) N7 c) Aℓ13
d) Ca20
e) Ni28
f) Br35
e) [Kr] 4d10 5s2 5p2 – [Ar] 3d10 4s2 4p2 – [Ne]
3d2 4s2
27. A configuração eletrônica do átomo de
ferro em ordem crescente de energia é 1s2
2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Na formação do
íon Fe2+, o átomo neutro perde 2 elétrons.
A configuração eletrônica do íon formado é:
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
24. O cálcio é um elemento que está
presente em inúmeros compostos que
fazem parte do nosso cotidiano, como, por
exemplo, o giz e o mármore. Sabendo que o
cálcio possui 20 cargas positivas em seu
núcleo e que costuma forma cátion 2+,
escreva a configuração do íon.
25. O sódio e o potássio constituem cerca de
4% da massa da crosta terrestre, sendo o 7º
e o 8º elemento mais abundante em massa.
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c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 4s1 3d6
e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 4s2 3d5
28. O corpo humano necessita de vários
metais para o bom funcionamento de seu
metabolismo, entre eles os íons: 20Ca2+, 19K+,
+
3+
11Na e 26Fe . As distribuições eletrônicas
desses íons metálicos, em seus últimos
níveis, são respectivamente:
Química TRIU – Apostila 2
a) 4s2, 4s1, 3s1 e 4s2
31. Assinale a alternativa correta:
a) 4s2, 4s1, 3s1 e 3d6
Átomos de um elemento químico formam
cátions quando:
a) 3s1, 4s1, 4s2 e 4s2
a) 3p6, 3p6, 2p6 e 4s2
a) 3p6, 3p6, 2p6 e 3d5
a) perdem elétrons do núcleo;
b) perdem elétrons na eletrosfera;
c) têm prótons e nêutrons no núcleo;
29. A figura abaixo foi proposta por um
ilustrador para representar um átomo de
lítio (Li) no estado fundamental, segundo o
modelo de Rutherford-Bohr.
Constatamos que a figura está incorreta em
relação ao número de:
a) nêutrons no núcleo;
b) partículas no núcleo;
c) elétrons por camadas;
d) partículas na eletrosfera.
d) perdem prótons da eletrosfera;
e) estão eletricamente neutros.
32. Em fogos de artifício, observam-se as
colorações quando se adicionam sais de
diferentes metais às misturas explosivas. As
cores produzidas resultam de transições
eletrônicas. Ao mudar de camada, em torno
do núcleo atômico, os elétrons emitem
energia nos comprimentos de ondas que
caracterizam as diversas cores. Esse
fenômeno pode ser explicado pelo modelo
atômico proposto por:
a) Niels Bohr;
30. Ao fazer incidir partículas radioativas em
uma lâmina metálica de ouro, Rutherford
observou que a maioria das partículas
atravessava a lâmina, algumas desviavam e
poucas refletiam. Várias conclusões foram
retiradas dessas experiências, exceto a de
que:
a) o núcleo é a região mais densa do átomo;
b)
o
átomo
apresenta,
predominantemente, espaços vazios;
c) o núcleo é praticamente do tamanho do
átomo;
d) os elétrons giram em torno do núcleo
para garantir a neutralidade elétrica do
átomo;
e) o núcleo atômico apresenta carga elétrica
positiva.
b) John Dalton;
c) J. J. Thomson;
d) Ernest Rutherford.
33. Após a descoberta dos elétrons,
prótons e nêutrons, os cientistas
perceberam que a quantidade dessas
partículas em um determinado átomo
serviria para identificá-lo. Considere o íon
X3-, com 36 elétrons e número de massa 75.
Assim, pode-se dizer que seu número
atômico e o número de nêutrons são,
respectivamente:
a) 36 e 43
b) 36 e 39
c) 36 e 75
d) 33 e 42
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Química TRIU – Apostila 2
e) 33 e 45
34.
39. Um átomo do elemento químico X é
isótopo de 20A41 e isóbaro de 22B44 .
Podemos concluir que X tem :
Dadas as espécies químicas :
a ) 22 prótons
b ) 24 nêutrons
112
I = 48Cd
IV = 29Cu60
II = 27Co
60
114
III = 48Cd
c ) 20 nêutrons
d ) número de massa igual a 61
a) Quais representam átomos com igual
número de prótons?
b) Quais representam átomos isóbaros?
c) Determinar o número de nêutrons em
cada espécie.
e ) número de massa igual a 41
40. (ITA) São definidas quatro espécies de
átomos neutros em termos de partículas
nucleares:
Átomo I – possui 18 prótons e 21 nêutrons
Átomo II – possui 19 prótons e 20 nêutrons
35. Qual o número atômico e o número de
massa de um átomo constituído por 17
prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons ?
Consulte a tabela periódica e diga de que
elemento químico se trata.
Átomo III – possui 20 prótons e 19 nêutrons
Átomo IV – possui 20 prótons e 20 nêutrons
Pode-se concluir que:
a) os átomos III e IV são isóbaros;
b) os átomos II e III são isoeletrônicos;
36. Determinar o número de elétrons, o
número de prótons e o número de massa de
um átomo (neutro) .Esse átomo tem
número atômico 24 e apresenta 28
nêutrons em seu núcleo.Faça um desenho
que represente esse átomo .
c) os átomos II e IV são isótopos;
37. Qual o número de prótons, nêutrons e
elétrons nos seguintes átomos (neutros)?
Diga qual o nome do elemento químico
representado.
Cenas para os próximos capítulos:
a)
84
36Kr
b)
28Ni
59
c) 19K39
38. Os átomos A e B são isóbaros . Um
terceiro átomo C, é isótono de B. Quais são
os valores de x e y ?
x=?
20A
40
19B
y=?
21C
Profa. Dra. Fernanda Costa
d) os átomos I e II pertencem ao mesmo
período da Classificação Periódica;
e) os átomos II e III possuem o mesmo
número de massa.