Atomística. Química TRIU Apostila 2. Você sabe o que é atomística?

Transcrição

1 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.

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 ( 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).

3 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 ( ) 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.

4 A sistematização da ciência permitiu a Antoine Laurent Lavoisier ( ), 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 Joseph Louis Proust ( ) 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 ( ), 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 (m 1, 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.

5 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.

6 Lei de Proust (proporções constantes) Lei de Dalton (proporções múltiplas)

7 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 ( ), 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 ( ), 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 ( ) e William Crookes ( ) desenvolveram e aperfeiçoaram um dispositivo chamado tubo de raios catódicos, que foi utilizado por Joseph John Thomson ( ).

8 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 ( ), 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 ( ), permitiu Ernest Rutherford ( ) fazer um experimento que alterou completamente a estrutura do átomo de Thomson.

9 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 ( ) 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.) Elétron Próton 1 +1 Nêutron 1 0

10 Quais as principais características e relações atômicas? Experimentos de bombardeamento de elementos com raios X permitiram a Henry Moseley ( ), 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.

11 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

12 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.

13 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.

14 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; b) a massa do elétron é igual a 9,1x10-28 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) dêuteron b) núcleo c) próton d) nêutron e) elétron 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; 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: a) elétrons b) ânions c) cátions d) prótons e) nêutrons 05. Consideremos as configurações eletrônicas para átomos neutros: A) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 B) 1s 2 2s 2 2p 6 6s 1 Qual das afirmações é falsa? a) É necessário energia para mudar A em B. b) A representa o átomo de sódio. c) A e B representam elementos diferentes. d) É necessária uma energia menor para remover um elétron de B do que de A. Dado: número atômico do sódio = 11. 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. b) nenhuma partícula α conseguia atravessar a lâmina metálica; c) todas as partículas α atravessavam a lâmina metálica, com alteração de suas trajetórias;

15 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 e) nenhum valor citado 08. A luz amarela emitida por uma lâmpada de sódio é energia liberada pelos átomos do metal, quando elétrons: a) escapam dos átomos para o meio ambiente; 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. 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. 2) Os experimentos de Rutherford estabeleceram que os elétrons são partículas constituintes de todos os átomos. 3) De acordo com o modelo atômico proposto por Niels Bohr, os elétrons podem ocupar órbitas, de quaisquer raios, ao redor do núcleo. 4) O modelo atômico de Dalton inclui a noção de eletrosfera. 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: d) grandes espaços vazios; e) orbitais. a) é uma esfera contendo cargas positivas e negativas, distribuídas uniformemente; b) é uma esfera maciça, homogênea, indivisível, indestrutível e imutável;

16 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. 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. 15. O modelo do átomo nucleado existe há menos de 100 anos. Ele foi proposto originalmente por Ernest Rutherford e seus colaboradores, em 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: 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.

17 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

18 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 Quais são os subníveis que podem existir no nível energético de número quântico principal igual a 5? 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] 4d 10 [Ar] 3d 10 [Ne] 3s 2 3p 6 b) [Kr] 4d 8 5s 2 [Ar] 3d 10 [Ne] 4s 1 c) [Kr] 4d 9 5s 1 [Ar] 3d 10 4s 1 [Ne] 4s 1 d) [Kr] 4d 10 5s 2 [Ar] 3d 10 4s 2 [Ne] 4s 2 e) [Kr] 4d 10 5s 2 5p 2 [Ar] 3d 10 4s 2 4p 2 [Ne] 3d 2 4s Escreva a distribuição eletrônica nos subníveis de energia para os seguintes átomos: a) Be 4 b) N 7 c) Al 13 d) Ca 20 e) Ni 28 f) Br 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. 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) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 d) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 4s 1 3d 6 e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 4s 2 3d O corpo humano necessita de vários metais para o bom funcionamento de seu metabolismo, entre eles os íons: 20Ca 2+, 19K +, 11Na + e 26Fe 3+. As distribuições eletrônicas desses íons metálicos, em seus últimos níveis, são respectivamente:

19 a) 4s 2, 4s 1, 3s 1 e 4s 2 a) 4s 2, 4s 1, 3s 1 e 3d 6 a) 3s 1, 4s 1, 4s 2 e 4s 2 a) 3p 6, 3p 6, 2p 6 e 4s 2 a) 3p 6, 3p 6, 2p 6 e 3d 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. 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. 31. Assinale a alternativa correta: Átomos de um elemento químico formam cátions quando: a) perdem elétrons do núcleo; b) perdem elétrons na eletrosfera; c) têm prótons e nêutrons no núcleo; 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; 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 X 3-, 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

20 e) 33 e Dadas as espécies químicas : I = 48Cd 112 II = 27Co 60 III = 48Cd 114 IV = 29Cu 60 a) Quais representam átomos com igual número de prótons? b) Quais representam átomos isóbaros? c) Determinar o número de nêutrons em cada espécie. 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. 39. Um átomo do elemento químico X é isótopo de 20A 41 e isóbaro de 22B 44. Podemos concluir que X tem : a ) 22 prótons b ) 24 nêutrons c ) 20 nêutrons d ) número de massa igual a 61 e ) número de massa igual a (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 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; 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. 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 ) 36Kr 84 b) 28Ni 59 c) 19K Os átomos A e B são isóbaros. Um terceiro átomo C, é isótono de B. Quais são os valores de x e y? 20A x =? 19B 40 21C y =?