LIVRO 1 | QUÍMICA 3
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 ferromagnestismo...............................................................................3
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 Propostas
Atividades para Sala
01 D
I. (F) A equação para formar o óxido férrico é:
4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3.
Pré-Vestibular | 1
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Temos a proporção:
4 mol-------l-------2 mol
Transformando em massa:
4 · 56 g
2 · 160 g
1 g
X
X= 1,4 g de Fe2O3
II. (V) A equação citada é:
O + Ca → CaO
Segundo Lavoisier, temos:
16 g-------40 g-------72 g
III. (F) A equação citada é:
2 Fe + O2 → 2 FeO
Proporção:
2 mol----1 mol-----2 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 + O2 → 2 FeO (óxido ferroso)
Proporção:
2 mol------1 mol-----2 mol
4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 (óxido férrico)
Proporção:
4 mol------3 mol-----2 mol
xg
Cálculo da massa de hidrogênio:
Massa de oxigênio (mO2) = 1.744 g de oxigênio expirado.
Massa de oxigênio (mO2) = 756 g de oxigênio absorvidos.
Estabelecendo uma regra de três, temos:
1 mL
1,4 · 10–3 g
x mL
756 g
x = 540.000 mL = 540 L
amônia
25,5 g
4,5 g
x
x= 15g de hidrogênio
Cálculo da massa de nitrogênio:
85 g
Nitrogênio
amônia
25,5 g
21 g
y
85 g
y= 70 g de nitrogênio
06 D
Pela Lei de Proust, a proporção entre os participantes permanece constante, logo:
32
X
=
Y 132
07 B
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.
08 D
03 D
85 g
Hidrogênio
02 A
Massa de oxigênio (mO2) = 2,5 kg = 250 g de oxigênio
inspirado.
70 g
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.
09 E
04 E
A equação descrita é:
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s).
Massas molares: Fe = 56 g/mol e Fe2O3 = 160 g/mol
4 · 56 g
2 · 160 g
1g
x
X = 1,4g de Fe2O3.
A massa final é maior que 1g, pois o oxigênio se ligou ao ferro.
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.
10 B
05 A
Hidrogênio + nitrogênio
real de nitrogênio: 25,5 – 4,5= 21 g)
4,5 g
21 g
2 | Pré-Vestibular
amônia (massa
25,5 g
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.
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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 = E2 – E1 = 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
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I. Próton. Partícula de massa igual a 1,673 · 10−27 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.
Atividades Propostas
01 B
De acordo com a configuração eletrônica, o subnível mais
energético para o átomo de oxigênio é o 2p4, que apresenta os seguintes valores para os números quânticos:
n (número quântico principal) = 2.
 (número quântico secundário) = 1.
m (número quântico magnético) = –1.
1
s (número quântico spin) = ± .
2
1
± ).
Então seus números quânticos são: (2, 1, –1 e +
2
08 C
Teremos:
M
45
23
Z
45
23
45
p
X
45 – 23 = 23 + 20 – p
p = 21
21
X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Para 3d1:
↑
02 D
–2 –1 0 +1 +2
n = 3;  = 2; m = –2; s = –
Segundo o modelo atômico de Sommerfeld, em um
átomo, os elétrons encontram-se em órbitas quantizadas,
circulares e elípticas.
03 C
1
)
2
Dessa forma, os valores dos números quânticos  e m do
29o elétron do selênio (z = 34) são, respectivamente, 2 e +2.
Subnível: 3d9 (n = 3, l = 2, m = +2, s=
04 D
O subnível citado é o 4d10 (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2),
representando o número atômico 48.
05 A
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 3d5.
IV. (V) Apresenta 10 orbitais completos.
06 E
I. (V) A camada N comporta no máximo 32 elétrons (2n2).
II. (V)Ocorreu transferência dos elétrons do orbital pz
para o orbital py.
III.(V) 15P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3. 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.
07 A
II. Elétron. Partícula de massa igual a 9,109 · 10–31 kg e
carga elétrica de –1,602 · 10–19 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.
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1
2
09 A
A distribuição eletrônica do ferro atômico é:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6; retirando 3 elétrons, teremos (Fe3+):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5.
10 E
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.
11 C
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.
12 C
O único cátion que apresenta elétrons desemparelhados
é o ferro II (Fe2+). Essa condição é favorável para que o
mesmo seja atraído por um imã.
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Módulo 3
Tabela periódica – Propriedades periódicas e
aperiódicas dos elementos
Atividades para Sala
Atividades Propostas
Atividades
Propostas
01 B
a) (F) O cálcio é um alcalinoterroso
b) (V) Ambos apresentam como subnível mais energético o s2.
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 1s2 2s2 2p5.
04 E
Somente os elementos I e III pertencem ao mesmo
período.
05 D
L e M apresentam como subníveis mais energéticos o subnível s2, 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.
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d)(F)O chumbo tem o menor raio.
e)(F)O magnésio é mais reativo, pois tem mais tendência
para perder elétrons.
10 C
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.
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