Resoluções das Atividades

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1 Resoluções das Atividades Sumário Módulo 1 Teoria atômica básica e leis ponderais Evolução dos modelos atômicos Modelo atômico atual 1 Módulo 2 Números quânticos; Distribuição eletrônica Paramagnetismo, diamagnetismo e ferromagnestismo3 Módulo 3 Tabela periódica Propriedades periódicas e aperiódicas dos elementos 5 Módulo 1 Teoria atômica básica e leis ponderais Evolução dos modelos atômicos Modelo atômico atual Atividades para Sala Atividades Propostas 01 D I (F) A equação para formar o óxido férrico é: 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 Pré-Vestibular 1

2 02 A 03 D 04 E 05 A Temos a proporção: 4 mol l mol Transformando em massa: 4 56 g g 1 g X X= 1,4 g de Fe 2 II (V) A equação citada é: O + Ca CaO Segundo Lavoisier, temos: 16 g g g III (F) A equação citada é: 2 Fe + O 2 2 FeO Proporção: 2 mol----1 mol mol A proporção citada no item entre o ferro e oxigênio não obedece à Lei de Proust IV (V) A equação para obter os óxidos é: 2 Fe + O 2 2 FeO (óxido ferroso) Proporção: 2 mol mol mol 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 (óxido férrico) Proporção: 4 mol mol mol Massa de oxigênio (mo 2 ) = 2,5 kg = 250 g de oxigênio inspirado Massa de oxigênio (mo 2 ) = 1744 g de oxigênio expirado Massa de oxigênio (mo 2 ) = 756 g de oxigênio absorvidos Estabelecendo uma regra de três, temos: 1 ml 1, g x ml 756 g x = ml = 540 L Para verificar a Lei de Lavoisier, deveremos considerar o sistema fechado A única alternativa verdadeira é o item A, pois em sistema fechado a massa do reagente será igual à massa do produto A equação descrita é: 4 Fe (s) + 3 O 2(g) 2 Fe 2 (s) Massas molares: Fe = 56 g/mol e Fe 2 = 160 g/mol 4 56 g g 1 g x X = 1,4g de Fe 2 A massa final é maior que 1g, pois o oxigênio se ligou ao ferro Hidrogênio + nitrogênio real de nitrogênio: 25,5 4,5= 21 g) 4,5 g 21 g 25,5 g amônia (massa x g 70 g 85 g Cálculo da massa de hidrogênio: Hidrogênio amônia 4,5 g 25,5 g x x= 15g de hidrogênio Cálculo da massa de nitrogênio: Nitrogênio 85 g amônia 21 g 25,5 g y 06 D 07 B 08 D 09 E 10 B y= 70 g de nitrogênio 85 g Pela Lei de Proust, a proporção entre os participantes permanece constante, logo: 32 X = Y 132 a) (F) As propriedades físicas dependem da massa das substâncias e não dos elétrons b) (V) A energia química produzida nas pilhas é devido às reações de oxirredução c) (F) A teoria cinética trata os gases como esferas sem carga e com massa desprezível d) (F) O equilíbrio trata do estado das substâncias e) (F) O modelo de Dalton foi desenvolvido antes da descoberta do elétron O modelo de Thomson propôs que o átomo seria formado por uma esfera de carga positiva, contendo elétrons incrustados, possuidores de carga elétrica negativa De acordo com o modelo de Dalton, podemos concluir, que: I (V) O átomo de Dalton é representado por uma esfera maciça II (V) Átomos de um mesmo elemento têm a mesma massa, isto é, são idênticos em todos os aspectos III (V) Os átomos dos elementos permanecem inalterados nas reações químicas, nas quais há apenas um rearranjo dos átomos IV (V) Os compostos são formados pelas ligações dos átomos dos elementos em proporções fixas e simples O experimento de Rutherford serviu para situar o núcleo e a eletrosfera do átomo O núcleo é muito menor que o átomo e contém prótons (carga positiva); a eletrosfera é negativa e contém os elétrons 2 Pré-Vestibular

3 11 A Os raios catódicos são constituídos por elétrons 12 D I (V) O modelo de Rutherford é também conhecido como modelo planetário do átomo II (V) No modelo atômico, considera-se que elétrons de cargas negativas circundam em órbitas ao redor de um núcleo de carga positiva III (F) Segundo Rutherford, a eletrosfera, local onde se encontram os elétrons, possui um diâmetro maior que o núcleo atômico IV (V) Na proposição do seu modelo atômico, Rutherford se baseou em um bombardeamento de partículas alfa sobre uma lâmina de ouro Módulo 2 Números quânticos; Distribuição eletrônica Paramagnetismo, diamagnetismo e ferromagnetismo Atividades para Sala 13 C Fosforescência é a capacidade de emitir um brilho depois de exposto à luz Esse fenômeno é possível devido ao salto de elétrons de um nível mais energético de um átomo para um menos energético 14 E a) (F) A coloração depende do tipo de metal presente b) (F) A emissão de cores é explicada pela Teoria de Böhr c) (F) São exotérmicas e geralmente são espontâneas d) (F) Depende apenas dos elétrons e de suas energias e) (V) 15 E O modelo de Böhr explica o fenômeno de elétrons que, compondo os átomos, absorvem energia luminosa, saltam para níveis de energia mais externos e, ao retornarem, liberam fótons (luz) 16 B a) (F) Ao mudar de órbita ou nível, o elétron emite ou absorve energia igual à diferença de energia entre as órbitas ou níveis em que ocorreu mudança, sendo esta energia dada por ΔE = E 2 E 1 = hƒ b) (V) c) (F) As órbitas elípticas foram introduzidas no modelo de Sommerfield d) (F) Isso faz referência ao modelo atômico de Thomson e) (F) O elétron apresenta carga negativa 17 C (II) Descoberta do átomo e seu tamanho relativo (I) Átomos esféricos, maciços, indivisíveis (IV) Modelo semelhante a um pudim de passas com cargas positivas e negativas em igual número (III) Os elétrons giram em torno do núcleo em determinadas órbitas 18 A O modelo atômico que explica a diferença de cores emitidas por diversos materiais é o de Niels Böhr Pré-Vestibular 3

4 01 B Atividades Propostas De acordo com a configuração eletrônica, o subnível mais energético para o átomo de oxigênio é o 2p 4, que apresenta os seguintes valores para os números quânticos: n (número quântico principal) = 2 (número quântico secundário) = 1 m (número quântico magnético) = 1 s (número quântico spin) = ± 1 2 Então seus números quânticos são: (2, 1, 1 e +± 1 2 ) 08 C I Próton Partícula de massa igual a 1, kg, que corresponde à massa de uma unidade atômica IV Átomo de Rutherford Partícula que possui um núcleo central dotado de cargas elétricas positivas, sendo envolvido por uma nuvem de cargas elétricas negativas Teremos: 45 M 45 Z 45 X p = p p = X: 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 Para 3d 1 : 02 D 03 C 04 D 05 A 06 E 07 A Segundo o modelo atômico de Sommerfeld, em um átomo, os elétrons encontram-se em órbitas quantizadas, circulares e elípticas Subnível: 3d 9 (n = 3, l = 2, m = +2, s= 1 2 ) Dessa forma, os valores dos números quânticos e m do 29 o elétron do selênio (z = 34) são, respectivamente, 2 e +2 O subnível citado é o 4d 10 (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 ), representando o número atômico 48 I (V) Como esse átomo é neutro o seu número de prótons será igual a 25 II (F) Apresenta 4 camadas ou níveis de energia III (V) Apresenta 5 elétrons desemparelhados no subnível 3d 5 IV (V) Apresenta 10 orbitais completos I (V) A camada N comporta no máximo 32 elétrons (2n 2 ) II (V) Ocorreu transferência dos elétrons do orbital p z para o orbital p y III (V) 15 P: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Temos 3 elétrons desemparelhados no orbital p IV (V) Como o hidrogênio apresenta somente 1 elétron, a energia para esse elétron saltar do 3s é a mesma para o 3d II Elétron Partícula de massa igual a 9, kg e carga elétrica de 1, C V Átomo de Böhr Partícula constituída por um núcleo contendo prótons e nêutrons, rodeado por elétrons que circundam em órbitas estacionárias III Átomo de Dalton Partícula indivisível e indestrutível durante as transformações químicas 09 A 10 E 11 C 12 C n = 3; = 2; m = 2; s = 1 2 A distribuição eletrônica do ferro atômico é: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 ; retirando 3 elétrons, teremos (Fe 3+ ): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 a) (F) As cores observadas para diferentes átomos no teste de chama podem ser explicadas pelo modelo atômico de Böhr b) (F) As cores observadas na queima de fogos de artifícios e da luz emitida pelas lâmpadas de vapor de sódio ou de mercúrio são decorrentes de processos eletrônicos idênticos aos observados no teste de chama c) (F) A cor da luz emitida depende das transições dos elétrons d) (F) No teste de chama, as cores observadas são decorrentes da excitação de elétrons para níveis de energia mais externos, provocada pela chama e, quando estes elétrons retornam aos seus níveis de origem, liberam energia luminosa, no caso, na região da luz visível e) (V) As cores observadas podem ser explicadas considerando-se o modelo atômico proposto por Böhr Após bombardear uma fina camada de ouro com partículas alfa, Rutherford observou que a maioria das partículas alfa atravessou a placa de ouro e sofreu espalhamento, porém uma quantidade considerável de partículas alfa sofreu desvios com diferentes ângulos Para algumas partículas, o ângulo de espalhamento foi maior do que 90%, ou seja, estas partículas alfa foram arremessadas de volta contra a lâmina de ouro emergindo do mesmo lado pelo qual haviam entrado O único cátion que apresenta elétrons desemparelhados é o ferro II (Fe 2+ ) Essa condição é favorável para que o mesmo seja atraído por um imã 4 Pré-Vestibular

5 Módulo 3 Tabela periódica Propriedades periódicas e aperiódicas dos elementos Atividades para Sala Atividades Propostas 01 B a) (F) O cálcio é um alcalinoterroso b) (V) Ambos apresentam como subnível mais energético o s 2 c) (F) O potássio é um metal alcalino d) (F) O cálcio é um alcalinoterroso e) (F) O potássio é um metal alcalino 02 B O alumínio e o silício pertencem respectivamente às famílias do gálio e do germânio 03 E O elemento que poderá formar o composto AB é o NaF A distribuição eletrônica do flúor é 1s 2 2s 2 2p 5 04 E Somente os elementos I e III pertencem ao mesmo período 05 D L e M apresentam como subníveis mais energéticos o subnível s 2, logo pertencem a família dos metais alcalinoterrosos 06 D Com o aumento do número atômico em uma família, ocorre o decréscimo da eletronegatividade e o raio atômico cresce 07 C O metal mais suscetível a exibir o efeito fotoelétrico é o césio (Cs) Além de ser metal, esse elemento apresenta a maior tendência para perder elétrons 08 C I (F) Y é um metal alcalinoterroso II (F) Z é um metal III (V) 09 C a) (F) O rubídio apresenta o maior raio b) (F) O silício pertence à família 14 e o enxofre a família 16 c) (V) A energia necessária para arrancar 1 elétron de um gás nobre é muito alta devido a sua estabilidade eletrônica Pré-Vestibular 5

6 10 C d) (F) O chumbo tem o menor raio e) (F) O magnésio é mais reativo, pois tem mais tendência para perder elétrons O íon F apresenta o maior raio iônico por apresentar o menor número atômico, favorecendo uma menor carga nuclear efetiva 11 E O elemento bário pertence a família 2 ou 2A (metais alcalinoterrosos) e apresenta 2 elétrons na camada de valência Esse elemento apresenta tendência para perder elétrons e ao se ligar com o oxigênio doa dois elétrons 12 B Em um grupo da tabela periódica, ao aumentar o período, ocorre um aumento do número de camadas, consequentemente ocorre um aumento do raio 6 Pré-Vestibular