Estrutura atômica:
Os estudos que levaram ao
conhecimento da estrutura atômica
O átomo indivisível dos filósofos
Leucippus e seu discípulo Demócrito (~2500 anos atrás)
propuseram que se a matéria fosse sempre dividida se chegaria
a um ponto onde haveria uma partícula que não mais pudesse
ser dividida.
A esta partícula, indivisível, deu-se o nome de:
átomo (a – tomo): indivisível
Atualmente sabe-se que existem partículas menores que os
átomos, mas que ele é a unidade que compõe a matéria.
O átomo indivisível de Dalton
John Dalton (~1803) propôs que:
1) Todas a matéria é composta por uma partícula
fundamental: átomos.
2) Átomos são permanentes e indivisíveis e não podem ser
gerados ou destruídos.
3) Todos os átomos de um dado elemento são iguais em
todas as suas propriedades e átomos de diferentes
elementos possuem propriedades diferentes.
4) Mudança química consiste de combinação, separação ou
rearranjo dos átomos.
5) Compostos são constituídos de átomos de diferentes
elementos de raios fixos.
A descoberta da estrutura atômica
J.J. Thomson (1897) propôs um experimento e dos resultados
comprovou a existência dos elétrons e que a proporção carga-massa de um elétron
seria de:
e/m = 1,76 × 108 C/g.
A descoberta da estrutura atômica
Já em 1908, R.A. Millikan propôs um experimento para
determinar a carga do elétron:
e = -1,6 x 10-19 C.
(e/m = -1,76 x 108 C/g)
m = 9,1 x 10-28 g
A descoberta da estrutura atômica
Experimentos com a Radioatividade (1896-H. Becquerel, Marie e Pierre Curie, E.
Rutherford)
• Blenda resinosa = Urânio
Três pontos são observados no detector:
A descoberta da estrutura atômica
O átomo com núcleo
Em 1904, Rutherford propôs o seguinte experimento:
- Uma fonte de partículas α foi colocada na boca de um detector circular.
- As partículas α foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro.
Natureza ondulatória da luz
A teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos
sobre a interação da luz com a matéria.
Mas, afinal.... o que é a luz?
A ciência moderna define a luz como uma radiação eletromagnética, que é
uma onda de energia que se propaga através do espaço com componentes de campo
elétrico e também de campo magnético.
Um ponto de vista considera que a luz tem propriedades de uma onda (comportamento
ondulatório), enquanto o outro entende que ela se compõe de partículas distintas de
energia (comportamento corpuscular-corpo-partícula).
Juntas, essas duas perspectivas formam o que se chama de ‘dualidade onda-partícula’ da
luz.
Natureza ondulatória da luz
A natureza da luz como uma onda. A figura abaixo fornece um diagrama de
como a luz é retratada quando se utiliza o modelo de ondas.
Filme: onda
eletromagnética
Filme: Wave
Natureza ondulatória da luz
Propriedades das radiações eletromagnéticas
•
Todas as ondas têm um comprimento de onda característico, λ, e uma amplitude, A.
•
A frequência, ν, de uma onda é o número de ciclos que passam por um ponto em um segundo
(unidade = s-1 = Hertz (Hz)).
A velocidade de uma onda, V, é dada por sua frequência multiplicada pelo seu comprimento de onda:
V=ν.λ
Para a luz, velocidade = c, então: ν = c / λ
•
•
Natureza ondulatória da luz
A radiação eletromagnética se movimenta através do vácuo com uma velocidade (c) de
3,00 × 108 m/s, mas em outros meios a velocidade é menor (v)
As ondas eletromagnéticas têm características ondulatórias semelhantes às ondas que
se movem na água.
visível
A radiação
(humanos) tem
comprimentos de onda
entre 400 nm (violeta) e 750
nm (vermelho).
1nm (nanometro) = 10-9 m
Natureza ondulatória da luz
Ordem numérica dos comprimentos de onda das radiações
Natureza ondulatória da luz
Espectro contínuo da luz branca
Espectro de linhas
Natureza ondulatória da luz
Conclusão
1) A radiação eletromagnética é produzida pelos
elétrons excitados por uma fonte externa.
2) Se uma substância como o hidrogênio,
possuindo poucos elétrons, não produz um
espectro contínuo é porque os elétrons estão ao
redor do átomo em níveis energéticos definidos e
não ocupando qualquer nível de energia
(quantização).
Exercícios
1) Duas ondas eletromagneticas são representadas abaixo.
(a) Qual onda tem maior frequência?
(b) Se uma onda representa a luz visivel e a outra, a radiação infravermelho, qual é
uma e qual é a outra
(c) Se umas das ondas representa a luz azul e a outra, a vermelha, qual seria qual?
a)
b)
2) A luz amarela emitida por uma lâmpada de vapor de sódio, tem um comprimento
de onda de 589nm. Qual é a frequência dessa radiação?
3) Um laser usado em cirurgia de olhos, produz readiação com comprimento de onda
de 640nm. Calcule a frequência dessa radiação.
4) Uma estação de radio FM transmite radiação eletromagnética a uma frequnência
de 103,4MHz (1MHz = 106 s-1). Calcule o comprimento de onda dessa radiação.
Respostas:
2) 5,09 x 1014 s-1 ; 3) 4,68 x 1014 s-1 ; 4) 2,901m
Espectros contínuo e de linhas
o modelo de Bohr
Espectros de linhas
• A radiação composta por um único comprimento de onda é chamada
de monocromática.
•
A radiação que se varre uma matriz
completa de diferentes
comprimentos de onda é chamada de contínua.
•
A luz branca (mistura de radiações com vários comprimentos de onda) pode ser
separada em um
•
espectro contínuo de cores.
Observe no próximo slide que não há manchas escuras na decomposição da luz branca.
Luz branca produzida por uma lâmpada de
filamento de tungstênio (W) e a sua decomposição
por um prisma
Espectro contínuo
resultante da
decomposição da luz
branca (contém uma série
de radiações
eletromagnéticas em série
contínua de comprimentos
de onda)
Link: Como seria o espectro não
contínuo?
Espectros contínuo e de linhas
o modelo de Bohr
Se ao invés de se fazer o espectro eletromagnético de uma fonte de
luz branca (produzida por um filamento de tungstênio (W), e que
contém muitos elétrons, 74) fosse feito com uma lâmpada contendo
somente um material com poucos elétrons (hidrogênio, H2, 2 elétrons
ao todo).
Espectro de linha (linha espectral)
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr
As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos elétrons entre os estados de
energia no átomo.
Sódio (Na)
Hidrogênio (H)
Espectros de linhas e o
modelo de Bohr
Espectros de linhas Balmer (1885):
Descobriu que as linhas no espectro de linhas visíveis do hidrogênio se encaixam em
uma simples equação e que mais tarde,
Balmer para:
Rydberg, generalizou a equação de
1 1
= RH  2 − 2 
λ
 n1 n2 
1
onde RH é a constante de Rydberg (1,096776 × 107 m-1),
n1 e n2 são números inteiros (n2 > n1).
Energia quantizada e fótons
Planck e Einstein (início do sec. XX):
A energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em certos pedaços de
tamanhos mínimos, chamados quantum.
A relação entre a energia (E) e a frequência (ν) é:
onde h é a constante de Planck (6,626 ×
10-34
J s) e
E = hν =
h .c
λ
c é a velocidade da luz no vácuo (c=3,00 x 108 m/s).
Para entender a quantização, considere a subida em uma rampa versus a subida em uma
escada:
Para a rampa, há uma alteração constante na altura, enquanto na escada há uma
alteração gradual e quantizada na altura.
Efeito fotoelétrico (Prêmio Nobel de
Física a Einstein – 1921)
e-(emitidos)
e-(metal)
Energia quantizada e fótons
O efeito fotoelétrico e fótons
O efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de partícula da luz - “quantização”.
Se a luz brilha na superfície de um metal, há um ponto no qual os elétrons são expelidos do
metal.
Os elétrons somente serão expelidos se a frequência mínima é alcançada (lembre-se que
frequência é diretamente proporcional à energia da radiação).
Abaixo da frequência mínima, nenhum elétron é expelido.
Acima da frequência mínima, o número de elétrons expelidos depende da intensidade da
luz.
Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia denominados
•
E a energia de um fóton, E :
•
E, expresso em J (jaules).
fótons.
Exercícios
1) Calcule a energia de um fóton amarelo cujo comprimento de onda é 589nm.
2) Um laser emite luz com frequência de 4,69 x1014 s-1. Qual é a energia da radiação
desse laser?
Respostas:
1) 3,37 x 10-19 J ; 2) 3,11 x 10-19 J
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr (1913)
•
Rutherford (modelo atômico - 1911) supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da
mesma forma que os planetas orbitam em torno do sol.
•
Entretanto, uma partícula carregada se movendo em uma trajetória circular deve perder
energia
deve diminuir sua velocidade devido a atração do núcleo, colidir com ele.
•
Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de Rutherford.
Devido a esta inconsistência no modelo de
Rutherford, e observando o espectro de linhas
do hidrogênio, Bohr, propõe um novo modelo
para o átomo.
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Bohr então postulou que:
a) um elétron não perde energia enquanto permanecer em uma mesma órbita
(portanto não desacelera e “cai” no núcleo);
b) quando um elétron passa de uma órbita a outra “emite” ou “absorve” energia;
c) para um elétron permanecer em uma mesma órbita a atração eletrostática entre o
núcleo (+) é o elétron (-) deve ser igual à força centrífuga.
Movimento do
elétron
Energia
Força centrífuga
Força de atração eletrostática
Energia
órbita
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr
•
Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida por átomos excitados deve
ser quantizada e aparecer como espectro de linhas.
•
Após muita matemática, Bohr mostrou que:
(
)
 1 
E = − 2.18 × 10 J  2 
n 
onde n é denominado de número quântico principal
2, 3, … e nada mais).
−18
−
18
(por exemplo, n = 1,
A muita matemática de Bohr
Movimento do
elétron
De acordo com a teoria quântica de
Planck:
A energia
cinética de um
elétron:
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr
•
A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais próxima do núcleo e
convencionou-se que ela tem energia negativa (daí o sinal negativo na
equação).
•
A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n próximo ao infinito e
corresponde à energia zero.
•
Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas entre órbitas através
da absorção e da emissão de energia em quantum (hν).
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr
•
Podemos mostrar que
∆E = hν =
hc
λ
(
= − 2.18 × 10
−18
 1

1
J  2 − 2
n

n
f
i


)
•
Quando ni > nf, a energia é emitida e ∆E é negativo (o elétron move-se para mais perto
do núcleo).
•
Quando nf > ni, a energia é absorvida e ∆E é positivo (o elétron move-se para longe do
núcleo).
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
 1

1
∆E = − 2,18 ×10 . 2 − 2 
 n f ni 
se n f = 2 e ni = 1
 1

1
∆E = − 2,18 ×10 . 2 − 2 
 n f ni 
se n f = 1 e ni = 2
então
então
 1 1
∆E = − 2,18 ×10 . 2 − 2 
2 1 


∆E = − 2,18 ×10 −18.(0,25 − 1)
1 1
∆E = − 2,18 ×10 . 2 − 2 
1 2 


∆E = − 2,18 ×10 −18.(1 − 0,25)
∆E = + 1,635 ×10
∆E > 0 ( positivo)
∆E = − 1,635 ×10 −18
∆E < 0 (negativo)
Energia é absorvida.
Energia é emitida.
−18
−18
−18
−18
−18
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr
ABSORÇÃO DE
ENERGIA
Os elétrons
movem-se nesse
sentido
EMISSÃO DE
ENERGIA
Os elétrons
movem-se nesse
sentido
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Limitações do modelo de Bohr
•
Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio.
•
Os elétrons não são completamente descritos como partículas pequenas.
As deficiências do modelo de Bohr foram supridas pelo modelo atômico da mecânica
quântica.
Neste modelo o elétron apresenta características tanto de onda quanto de partícula.
O elétron não é mais tratado como uma partícula que se movimenta num orbital
discreto.
Sua posição passa a ser considerada como a probabilidade de se encontrar um elétron
em um local próximo do núcleo.
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
•
Através do efeito fotoelétrico (Einstein) pode-se mostrar que a luz interage com os
elétrons (possui massa =corpuscular) comporta-se como se tivesse massa (caráter
corpuscular = corpo).
•
De Broglie em 1924, em estudos com difração de luz (caráter ondulatório), mostra que
os elétrons também sofrem este fenômeno, sugerindo que os elétrons também
possuem caráter ondulatório, além do corpuscular.
•
O caráter duplo (dual) corpo/onda é particularmente importante em partículas
pequenas, como os elétrons, prótons e nêutrons, mas pouco importante em corpos de
massa elevada como um pedaço de papel e menos ainda em um humano ou planetas.
O Comportamento ondulatório da matéria
• De Broglie (1924), mostrou:
MASSA
O momento,
enquanto
mv, é uma propriedade de partícula (matéria),
λ é uma propriedade ondulatória (eletromagnética).
de Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos notáveis se os objetos
são pequenos.
DUALIDADE: PARTÍCULA - ONDA
O Comportamento ondulatório da matéria
O princípio da incerteza
•
O princípio da incerteza de Heisenberg (1927): na escala de massa de partículas
atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a
velocidade simultaneamente.
•
Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição
simultaneamente.
•
Se ∆x é a incerteza da posição e ∆mv é a incerteza do momento, então:
h
∆x·∆mv ≥
4π
Ou seja, se tentamos prever a posição de um elétron temos que diminuir ∆x,
para manter a desigualdade ∆mv aumenta, resultando em perda no
conhecimento do momento deste elétron (velocidade).
Filmes
Espectroscopia no século XIX
Comportamento dualístico (onda/matéria) das
pequenas partículas – Experimento da fenda
dupla
Dado que pequenas partículas possuem comportamento ondulatório e corpuscular,
cientistas passam a tratar o elétron como se fosse uma onda, surgindo então os
trabalhos do físico austríaco Erwin Schrödinger , nobel de física em 1933
Mecânica quântica e orbitais atômicos
•
Schrödinger (1925) propôs uma equação que descrevesse o elétron como conténdo os
termos onda (Ψ ) e partícula (m).
•
A resolução da equação leva às funções de onda, denominadas de
•
A função de onda, Ψ, fornece o contorno do orbital eletrônico.
•
2, fornece a probabilidade de se encontrar o
O quadrado da função de onda,
elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.
Ψ
(letra grega psi).
Ψ
Equação de Schrodinger para
uma partícula dentro de uma
caixa
monodimensional
e
independente do tempo.
h é a constante de Planck, m é a
massa da partícula, x a posição e E a
energia potencial da partícula.
Resolução da equação de Schrodinger:
Imagine um elétron ao redor do seu núcleo confinado em uma região que vai de zero até L.
A resolução da equação de Schrodinger para este caso simples resulta em um termo de
energia:
E um termo de função de onda Ψ:
Onde n é o número quântico principal
Ψ2
O quadrado desta função de onda Ψ2 dá a
probabilidade de um elétron ser encontrado
naquela região.
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Densidade eletrônica determinada
pela resolução da equação de
Schrödinger para um elétron com a
mais baixa energia e com número
quântico principal igual a 1.
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
•
Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as energias
para as funções de onda.
•
Chamamos as funções de onda de:
•
A equação de Schrödinger para ser resolvida precisa de três números quânticos:
1)
2)
3)
n
Número quântico azimutal (l), e
Número quântico magnético (ml)
Número quântico principal ( );
ORBITAIS
Mecânica quântica e orbitais atômicos
1. Número quântico principal, n.
Este é o mesmo n de Bohr. À
medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo
mais distante do núcleo.
2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende
do valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente
utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos
aos orbitais s, p, d e f. Fornece a “forma” do orbital.
3. O número quântico magnético, ml.
Esse número quântico
depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l.
Fornecem a orientação do orbital no espaço.
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Orbitais e números
quânticos
•
Os orbitais podem ser classificados em
termos de energia para produzir um
diagrama de Aufbau.
•
Observe que o seguinte diagrama de Aufbau
é para um sistema de um
•
só elétron.
À medida que n aumenta, o espaçamento
entre os níveis de energia torna-se menor.
Com um só elétron, quem dá o
nível energético é o número
quântico principal somente
Representações orbitais
Orbitais s
•
Todos os orbitais s são esféricos.
•
À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.
•
À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.
•
Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um
elétron é zero.
•
Em um nó, Ψ2 = 0
•
Para um orbital s, o número de nós é n-1.
Representações orbitais
Representações orbitias
Orbitais s
Representações orbitias
Orbitais p
•
Existem três orbitais p, ( px, py, e pz)
•
Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um sistema cartesiano.
•
As letras correspondem aos valores permitidos de ml,(-1, 0, e +1).
•
Os orbitais têm a forma de halteres.
•
À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
•
Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.
Representações orbitias
Orbitais d e f
•
Existem cinco orbitais d e sete orbitais f.
•
Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z.
•
Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- e z.
•
Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos
cada.
•
Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.
Átomos polieletrônicos
Orbitais e suas energias
•
Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados.
•
Para n ≥ 2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os elétrons interagem
entre si.
•
Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente diferente para sistemas
com muitos elétrons.
Átomos polieletrônicos
Orbitais e suas energias
Diagrama de Aufbau
para
elementos
multieletrônicos
(muitos elétrons).
Nível 3: não
são mais
degenerados
Nível 2: Não são
mais degenerados
Átomos polieletrônicos
A ordem de energia dos
orbitais não degenerados
pode ser obtida pela
distribuição sugerida por
Linus Pauling.
Sequência de preenchimento dos orbitais
2
2
2
6
6
2
10
6
2
10
6
2
14
10 6
Ordem crescente de energia
1s
2s
Como cada orbital
2p
p possui no máximo 6 elétrons.
Como cada orbital d possui no máximo 10 elétrons.
Como cada orbital f possui no máximo 14 elétrons.
Como cada orbital
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
7p
s possui no máximo 2 elétrons.
2
Átomos polieletrônicos
Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli
•
O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha como um par de linhas
minimamente espaçado.
•
Stern e Gerlach (1921) planejaram um experimento para determinar o porquê.
•
Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo magnético e os
átomos foram então detectados.
•
Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando em um sentido e uma com
os elétrons girando no sentido oposto.
Átomos polieletrônicos
Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli
Átomos polieletrônicos
Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli
•
Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos:
ms = número quântico de rotação = ± ½.
• O princípio da exclusão de Pauli:
Dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos.
Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos.
• Na presença de um campo magnético, podemos elevar a degeneração
dos elétrons.
É por isso que representamos os elétrons por setas para cima e para baixo
Configurações eletrônicas
Regra de Hund
•
As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um elemento
estão localizados.
•
Três regras:
- Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.
- Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli).
-
Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de
qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund).
Configurações eletrônicas
Configurações eletrônicas
Configurações eletrônica condensadas
•
O neônio tem o subnível 2p completo.
•
O sódio marca o início de um novo período.
•
Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como
Na: [Ne] 3s1
•
[Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.
•
Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].
•
Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
Configurações eletrônicas
Metais de transição
•
Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos.
•
Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p começam a ser
preenchidos.
•
Metais de transição: são os elementos nos quais os elétrons d são os elétrons de
valência.
Configurações eletrônicas
Lantanídeos e actinídeos
•
Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos.
Observe: La: [Kr]6s25d14f1
•
Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados lantanídeos ou
elementos terras raras.
•
Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos.
•
A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.
Configurações eletrônicas
e a tabela periódica
•
A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas.
•
O número do periodo é o valor de n.
•
Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.
•
Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido.
•
Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido.
•
Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
Configurações eletrônicas
e a tabela periódica
Exercicios
1. (Fgv 2008) As figuras representam alguns experimentos de raios catódicos realizados no início do século passado, no
estudo da estrutura atômica.
O tubo nas figuras (a) e (b) contém um gás submetido à alta tensão. Figura (a): antes de ser evacuado. Figura (b): a baixas
pressões. Quando se reduz a pressão, há surgimento de uma incandescência, cuja cor depende do gás no tubo. A figura
(c) apresenta a deflexão dos raios
catódicos em um campo elétrico.
Em relação aos experimentos e às teorias atômicas, analise as seguintes afirmações:
I. Na figura (b), fica evidenciado que os raios catódicos se movimentam numa trajetória linear.
II. Na figura (c), verifica-se que os raios catódicosapresentam carga elétrica negativa.
III. Os raios catódicos são constituídos por partículas alfa.
IV. Esses experimentos são aqueles desenvolvidos por Rutherford para propor a sua teoria atômica, conhecida como
modelo de Rutherford.
As afirmativas corretas são aquelas contidas apenas em
a) I, II e III.
b) II, III e IV.
c) I e II.
d) II e IV.
e) IV.
2. (G1 - cftce 2007) Os quatro números quânticos do elétron diferenciador (maior energia)
de um átomo são:
n = 4; l = 2; ml = + 2; ms(ä) = - 1/2 (Observação: considere o 1º elétron a ocupar o orbital
como seta para cima).
O número atômico do átomo citado é:
a) 53 b) 46
c) 43
d) 48
e) 50
3. (G1 - cftmg 2007) O segundo elemento mais abundante em massa na crosta terrestre
possui a seguinte configuração eletrônica, no estado fundamental:
nível 1 completo, nível 2 completo nível 3 4 elétrons
O elemento correspondente a essa configuração é o:
a) nitrogênio.
b) alumínio.
c) oxigênio.
d) silício. e) Uranio
4. (G1 - cftmg 2007) O quadro a seguir apresenta a constituição de algumas espécies da
tabela periódica. Com base nesses dados, afirma-se:
I - O átomo D está carregado positivamente.
II - O átomo C está carregado negativamente.
III - Os átomos B e C são eletricamente neutros.
IV - Os átomos A e B são de um mesmo elemento químico.
São corretas apenas as afirmativas
a) I e III.
b) II e IV.
c) I, II e IV.
d) II, III e IV.
5. (G1 - cftmg 2008) Os subníveis mais energéticos dos elementos químicos genéricos A, B,
C, D são, respectivamente, 3s1, 2p2, 1s1, 2p4. Referindo-se a essas espécies, é correto
afirmar que:
a) A e C são metais alcalinos.
b) O raio de B é maior que o de D.
c) O composto formado por B e C é solúvel em água.
d) O composto formado por B e D possui alto ponto de fusão.
6. Construa as configurações eletrônicas – utilizando o diagrama de distribuição de energia
dos elétrons – dos seguintes átomos e íons:
a) Nitrogênio (7N)
k) 11Na+ (cátion sódio)
b) Fósforo (15P)
l) 20Ca2+ (cátion cálcio)
c) Arsênio (33As)
m) 13Al3+ (cátion alumínio)
d) Antimônio (51Sb)
n) 9F- (ânion fluoreto)
e) Carbono (6C)
o) 8O2- (ânion óxido)
f) Silício (14Si)
p) 7N3- (ânion nitreto)
g) Germânio (42Ge)
q) 26Fe2+ [cátion ferro (II)]
h) Estanho (50Sn)
r) 26Fe3+ [cátion ferro (III)]
i) Chumbo (82Pb)
s) 19K+ (cátion potássio)
j) Ferro (26Fe)
t) 34Se2- (ânion seleneto)
FIM