atomística - cursinho triu · alexandria, o "banho-maria". mesmo com tantos avanços nas...

Química TRIU – Apostila 2

Profa. Dra. Fernanda Costa

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.



“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).



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.



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:

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:

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:

Todas essas leis ponderais serão retomadas e aprofundadas em nossos estudos de cálculos

estequiométricos.

Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.

Toda substância apresenta uma proporção em massa

constante na sua composição.

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.



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.



Lei de Proust (proporções constantes)

Lei de Dalton (proporções múltiplas)



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).



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.



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.)

Elétron 1

1836 ≡ 0 -1

Próton 1 +1

Nêutron 1 0



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.

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).

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.

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.

Z = número de

prótons

A = n + p

Elemento químico = conjunto de átomos iguais



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



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.



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.



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 9,1x10-28g 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;

b) nenhuma partícula α conseguia

atravessar a lâmina metálica;

c) todas as partículas α atravessavam a

lâmina metálica, com 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) 1s2 2s2 2p6 3s1

B) 1s2 2s2 2p6 6s1

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.



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.

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;

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;

d) grandes espaços vazios;

e) orbitais.



12. Observe a figura abaixo, que representa

um modelo atômico:

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 Característica

A A matéria é formada por átomos

indivisíveis.

B Núcleos positivos, pequenos e

densos.

C Carga negativa dispersa pelo

átomo positivo.

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.

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:

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.



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:

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.

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).

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



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

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

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

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.

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.

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

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

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+,

11Na+ e 26Fe3+. As distribuições eletrônicas

desses íons metálicos, em seus últimos

níveis, são respectivamente:



a) 4s2, 4s1, 3s1 e 4s2

a) 4s2, 4s1, 3s1 e 3d6

a) 3s1, 4s1, 4s2 e 4s2

a) 3p6, 3p6, 2p6 e 4s2

a) 3p6, 3p6, 2p6 e 3d5

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.

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

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



e) 33 e 45

34. Dadas as espécies químicas :

I = 48Cd112 II = 27Co60 III = 48Cd114

IV = 29Cu60

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.

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 .

37. Qual o número de prótons, nêutrons e

elétrons nos seguintes átomos (neutros)?

Diga qual o nome do elemento químico

representado.

a ) 36Kr84 b) 28Ni59 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 ?

20Ax = ? 19B40 21Cy = ?

39. Um átomo do elemento químico X é

isótopo de 20A41 e isóbaro de 22B44 .

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 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

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;

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.

Cenas para os próximos capítulos:

atomística - cursinho triu · alexandria, o "banho-maria". mesmo com tantos avanços nas...

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