FT5

Agrupamento Lousada Norte

Escola Básica e Secundária de Lustosa

ANO LETIVO 2013/2014

DEPARTAMENTO DE FÍSICA E QUÍMICA

FICHA DE TRABALHO Nº5Das Estrelas ao Átomo:

Orbitais e números quânticos. Configurações eletrónicas.Tabela Periódica

Química A 10º ano Unidade 1

Aluno: _________________________________________Nº ________ Turma: _______ Data: ____ / ____ / ____

A evolução do modelo atómicoDemócrito (século v a.c.):O átomo é indivisível. Constitui a unidade fundamental da matéria.Este modelo baseava-se apenas na intuição e na lógica. Não havia qualquer prova.Aristóteles (século iv a.c.): A matéria é contínua e composta por quatro elementos: ar, água, terra e fogo.

Modelo atómico de Dalton (1807): O átomo é uma partícula esférica, maciça, neutra e indivisível.Modelo atómico de Thomson: modelo do “ Pudim de Passas” (1904): (descobre o eletrão) Os átomos são esferas compactas de carga elétrica positiva. Possuem partículas de carga negativa

dispersas pelo seu interior – eletrão. A carga total do átomo é zero (os átomos são eletricamente neutros).Modelo atómico de Rutherford: “ modelo planetário” (1911): A maior parte do átomo é um espaço vazio. Existe uma região no interior do átomo muito pequena de carga positiva onde está concentrada quase toda a massa do átomo: o núcleo.As partículas de carga negativa (eletrões) giram à volta do núcleo descrevendo órbitas elíticas.

Modelo atómico de Bohr (1913): O eletrão move-se em torno do núcleo, em órbitas circulares bem definidas que se chamam camadas ou níveis de energia.

Modelo atómico atual – conceito de orbitalO modelo atómico de Bohr contribuiu significativamente para a compreensão da estrutura atómica. No entanto, a sua proposta demonstrou algumas debilidades.

Por exemplo, ter admitido a descrição das órbitas estacionárias de energia pelos eletrões implicava conhecer simultaneamente e com exatidão a posição e a energia do eletrão num dado momento, o que foi demonstrado por Heisenberg ser impossível (Princípio da Incerteza de HeisenbergPrincípio da Incerteza de Heisenberg) Por outro lado, não explica os espetros de emissão de átomos contendo mais do que um eletrão. Estas e outras limitações levaram ao aparecimento de um outro modelo para o átomo – modelo atómico atual.

O modelo atómico atual é um modelo matemático baseado na Mecânica Quântica, que, tal como o modelo de Bohr, admite a quantização de energia do eletrão no átomo. No entanto, foi abandonada a ideia de os eletrões descreverem órbitas fixas em volta do núcleo. O conceito de orbita foi substituído pelo conceito de orbitalorbital, região do espaço atómico onde há probabilidade de encontrar um eletrão com uma determinada energia.

Uma orbital não se consegue visualizar. Apesar de existirem várias formas de a representar, a mais vulgar é o modelomodelo da nuvem eletrónicada nuvem eletrónica, em que cada ponto não representa um eletrão, mas significa que é provável encontra-lo naquela região. As zonas representadas com maior densidade de pontos são aquelas em que há maior probabilidade de se encontrar o eletrão.

Configurações eletrónicas dos átomosA configuração eletrónica de um átomo dá-nos a forma como os eletrões estão distribuídos pelas várias orbitais

atómicas. A escrita das configurações eletrónicas de um átomo polieletrónico, no estado fundamental obedece às seguintes regras ou princípios:

Maria João Cunha 1 | P á g i n a

Princípio de energia mínima:Princípio de energia mínima: os eletrões devem ocupar as orbitais disponíveis que conduzem a um mínimo de energia para o átomo. Desta forma, a configuração eletrónica, por exemplo, de um átomo de berílio, 4Be é 1s2 2s2 e não, por exemplo, 1s2 2s1

2p1 (estado excitado). Princípio de exclusão de Pauli:Princípio de exclusão de Pauli: não podem existir dois eletrões num átomo com o mesmo conjunto de números quânticos, por isso, uma orbital só poderá conter, no máximo, dois eletrões com spins opostos. Desta forma, a configuração eletrónica, por exemplo, do átomo de boro, 5B é 1s2 2s2 2p1 e nunca 1s2 2s3 (estado impossível). Regra de Hund:Regra de Hund: no preenchimento das orbitais com a mesma energia – orbitais degeneradas (é o caso das três orbitais p – np x

npy npz) distribuímos os eletrões de forma a ter o maior número de spins paralelos. Para isso, primeiro, semipreenche-se cada uma, mantendo os eletrões com o mesmo spin, e só depois se procede ao emparelhamento dos restantes eletrões (colocar os eletrões com spins opostos) Desta forma, a configuração, por exemplo, do átomo de carbono, 6C, é 1s2 2s2 2px

1 2py1 2pz

0 e não 1s2

2s2 2px2 2py

0 2pz0 (estado de maior energia).

Eletrões de valênciaA configuração eletrónica de um átomo permite identificar

o número de eletrões de valência no estado fundamental.Os eletrões de valência são os eletrões que ocupam oOs eletrões de valência são os eletrões que ocupam o

último nível energético do átomoúltimo nível energético do átomo quando este se encontra no estado fundamental (eletrões mais externos do átomo) e são os responsáveis por grande parte das propriedades químicas apresentadas pelos elementos.Exemplo: 17Cl - 1s2 2s2 2px

2 2py2 2pz

2 3s2 3px2 3py

2 3pz1 ou 17Cl - 1s2

2s2 2p6 3s2 3p5

Os átomos do elemento cloro apresentam 7 eletrões de valência.

Espetroscopia Foto eletrónicaA espetroscopia foto eletrónica permite determinar as energias dos

eletrões nos átomos polieletrónicos Por exemplo: 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 (4 estados de energia)

O eletrão que requere menor energia para ser removido é o eletrão 3s1, pois está mais fracamente ligado ao núcleo. Os eletrões que requerem maior energia para serem removidos são os eletrões 1s2, pois estão mais fortemente ligados ao núcleo.

Para o sódio se tornar num ião monopisitivo (Na+), há 4 energias de remoção diferentes.Exemplos: 9F - 1s2 2s2 2p5 ð 3 estados de energia ð 3 energias de remoção 4Be - 1s2 2s2 ð 2 estados de energia ð 2 energias de remoção

ESTRUTURA DA TABELA PERIÓDICA

Elementos representativos

Bloco sElementos que apresentam

apenas uma orbital de valência tipo s (l = 0)

Bloco pElementos que apresentam a orbital de valência tipo s preenchida e as orbitais de valência tipo p

(l = 1) em preenchimento ou completas.Grupos 1 e 2 13, 14, 15, 16, 17, 18

Configuração eletrónica de valência ns1 ou ns2 ns2 npx (com 1≤x ≤6)

nº de eletrões de valência ð algarismo das unidades do Grupo

maior valor de n na configuração eletrónica ð nº do Período

Exemplos:11Na – 1s2 2s2 2p6 3s1

O sódio pertence ao 3º Período da T.P. porque o número quântico principal, n, máximo é 3.

O sódio pertence ao 1º Grupo da T.P. porque tem 1 eletrão de valência.7N– 1s2 2s2 2p3

O azoto pertence ao 2º Período da T.P. porque o número quântico principal, n, máximo é 2.

O azoto pertence ao 15º Grupo da T.P. porque tem 5 eletrões de valência.

ALGUMAS FAMÍLIAS DE ELEMENTOS


Subcamada (subnível)

Nº de orbitais(2l +1)

Nº máximo de eletrões(2l +1) x 2

s (l=0) 1 2p (l=1) 3 6d (l=2) 5 10f (l =3) 7 14

Grupo Eletrões de valência Comportamento químico1

Metais alcalinos ns1 Formam iões do tipo X+ (perdem um eletrão).Reatividade química e caráter metálico aumentam ao longo do Grupo.

2Metais alcalino-terrosos ns2 Formam iões do tipo X2+ (perdem dois eletrão).

Reatividade química e caráter metálico aumentam ao longo do Grupo.17

Halogénios ns2 np5 Formam iões do tipo X- (ganham um eletrão).Reatividade química e caráter não-metálico diminuem ao longo do Grupo.

18Gases Nobres ns2 np6 Possuem grande estabilidade química - não formam iões.

Quimicamente inertes (exceto em situações extremas).Exemplos:3Li – 1s2 2s1

11Na – 1s2 2s2 2p6 3s1O sódio é mais reativo que o lítio pois tem mais de níveis de energia ocupados (o átomo é maior), logo a atração núcleo-eletrões é menor, tendo maior facilidade para perder o eletrão de valência.

9F – 1s2 2s2 2p5

17Cl – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5O flúor é mais reativo que o cloro pois tem menos de níveis de energia ocupados (o átomo é menor), logo a atração do núcleo sobre o eletrão a captar é maior, sendo mais fácil captá-lo.

VARIAÇÃO DAS PROPRIEDADES PERIÓDICAS: RAIO ATÓMICOO raio atómico é metade da distância entre dois núcleos de átomos idênticos ligados (metade da distância internuclear).

O RAIO ATÓMICO DIMINUI AO LONGO DO PERÍODOCom o aumento da carga nuclear (nº de protões) há maior força de atração núcleo-eletrões de valência, o que provoca a contração da nuvem eletrónica.Exemplo: O raio atómico do flúor (Z=9) é menor que o do azoto (Z=7) porque, como tem maior carga nuclear há maior atração do núcleo sobre os eletrões, diminuindo o tamanho do átomo.O RAIO ATÓMICO AUMENTA AO LONGO DO GUPOCom o aumento do número quântico principal há maior afastamento dos eletrões de valência em relação ao núcleo, o que provoca a expansão da nuvem eletrónica.Exemplo: O raio atómico do potássio (Z=19) é maior que o do sódio (Z=11) porque tem mais níveis de energia ocupados, logo é um átomo maior.

RAIO ATÓMICO/RAIO IÓNICOPara partículas com a mesma carga nuclear a que tiver mais eletrões, apresenta maior raio, pois as repulsões entre os eletrões são mais fortes, provocando a expansão da nuvem eletrónica.Exemplo: raio 19K > raio 19K+, mas raio 17Cl < raio 17 Cl -

Para partículas isoeletrónicas (que têm o mesmo número de eletrões) a que tiver maior carga nuclear (Z) apresenta menor raio, pois as atrações núcleo-nuvem eletrónica são mais fortes, o que origina a contração da nuvem eletrónica.Exemplo: raio 12 Mg2+ < raio 11 Na + < raio 10 Ne < raio 9 F -

VARIAÇÃO DAS PROPRIEDADES PERIÓDICAS: ENERGIA DE IONIZAÇÃOA energia de ionização corresponde à energia mínima necessária para remover um dos eletrões mais energéticos de um átomo

do elemento no estado gasoso, no estado fundamental, transformando-o num ião monopositivo.A ENERGIA DE IONIZAÇÃO AUMENTA AO LONGO DO PERÍODOCom o aumento da carga nuclear (nº de protões) há maior força de atração núcleo-eletrões de valência, o que torna a remoção eletrónica mais difícil.Exemplo: A energia de ionização do flúor (Z=9) é maior que a do azoto (Z=7) porque, como tem maior carga nuclear há maior atração do núcleo sobre os eletrões de valência, logo é necessário mais energia para os extrair.A ENERGIA DE IONIZAÇÃO DIMINUI AO LONGO DO GRUPOCom o aumento do número quântico principal há maior afastamento dos eletrões de valência em relação ao núcleo, logo a força de atração núcleo-eletrões de valência é menor, o que torna a remoção eletrónica mais fácil.Exemplo: A energia de ionização do potássio (Z=19) é menor que a do sódio (Z=11) porque tem mais níveis de energia ocupados, logo a força de atração núcleo-eletrões de valência é menor, pelo que será necessário menos energia para os extrair.

IRREGULARIDADES


Embora, de um modo geral, a energia de ionização diminua ao longo do período, há algumas exceções que se repetem sistematicamente nos vários períodos:

Ao contrário do que seria de esperar, do berílio para o boro a energia de ionização diminui apesar da carga nuclear aumentar. Isto resulta do facto de se iniciar no boro o semipreenchimento do subnível 2p que é mais energético do que o subnível 2s, logo é mais fácil de remover e consequentemente, a energia de ionização é menor.

Do azoto para o oxigénio a energia de ionização também diminui, apesar da carga nuclear continuar a aumentar. Isto provém do facto de se iniciar o preenchimento de uma das orbitais 2p, que no azoto estavam semipreenchidas. O emparelhamento de eletrões corresponde a um acréscimo de energia, por isso a energia necessária para retirar qualquer um desses eletrões é menor.

Exercícios1. Lê atentamente o seguinte texto:

Temos de nos debruçar sobre outro ingrediente principal do átomo: os seus eletrões. Estes, avisamos já, desafiam o senso comum, pois os eletrões regem-se pelas bizarras leis da Física moderna, designada por Mecânica Quântica. Para dares um nó cego na cabeça: o eletrão é uma partícula (...) mas é também uma onda como um raio de luz. Enquanto partícula, tem massa, carga e spin bem definidos, mas apresenta igualmente um comprimento de onda definido. É assim como uma "nuvem". A posição é sempre um tanto incerta. Compreendido?

Gonick Larry, Criddle Craig, A Química em banda desenhada, Gradiva

1.1. O texto refere-se ao modelo atual do átomo: é um modelo matemático, baseado na mecânica quântica. Na formulação deste modelo, contribuíram as teorias de vários cientistas.Faz corresponder ao nome de cada cientista as referidas teorias.

A) Schrodinger 1) Partícula subatómica no núcleo do átomo.B) Heisenberg 2) Esfera compactaC) Chadwick 3) Eletrões descrevendo órbitasD) Bohr 4) Princípio da Incerteza.E) Dalton 5) Modelo PlanetárioF) Thomson 6) Modelo do Pudim de PassasG) Rutherford 7) Modelo Matemático baseado na Mecânica Quântica

2. O estudo do espetro de emissão do átomo de hidrogénio permitiu um melhor conhecimento da estrutura atómica.2.1. Classifica como verdadeira ou falsa cada uma das seguintes afirmações, corrigindo as falsas:

A) A energia do eletrão do átomo de hidrogénio é menor quando este se encontra num estado excitado do que no estado fundamental.

B) Se o eletrão de um átomo de hidrogénio for excitado para o nível energético n=4, esse átomo só pode emitir, por desexcitação, radiação ultravioleta.

C) A série espetral de Paschen resulta da transição eletrónica de n=3 para n>3.D) O espetro de emissão do átomo de hidrogénio apresenta riscas na zona da radiação ultravioleta.E) Quando um átomo de hidrogénio, no estado fundamental, absorve energia E = Ei, o seu eletrão é removido com uma

determinada velocidade.

2.2. Seleciona a opção que melhor completa as seguintes afirmações:2.2.1. O átomo de hidrogénio só absorve determinados valores discretos de energia, desta forma a transição eletrónica de n=2 para n>2 requer absorção de energia na zona:

A)B) Visível C) Infravermelha D) Ultravioleta

2.2.3. O espetro visível do hidrogénio atómico obtém-se quando os eletrões, previamente excitados, regressam ao:A) Estado fundamental. B) Primeiro estado excitado. C) Segundo estado excitado.

2.2.5. O espetro de luz visível do hidrogénio é constituído por quatro riscas coloridas sobre um fundo negro. A risca que corresponde à radiação mais energética apresenta a cor:

A) Azul B) Vermelha C) Violeta

2.3. Indica se cada um dos processos descritos ocorre com absorção ou emissão de radiação eletromagnética.A) Transições eletrónicas que originam a série espetral de Paschen.B) Ionização do átomo de hidrogénio.C) Excitação do átomo de hidrogénio.D) Regresso do eletrão, previamente excitado, ao estado fundamental.E) Transição eletrónica para níveis mais energéticos.

2.4. Num processo de ionização dos átomos de hidrogénio, no estado fundamental, fez-se incidir sobre estes uma radiação com a energia de 2,28 x 10-18 J.


Determina a velocidade com que os eletrões foram ejetados dos átomos do referido elemento químico.

2.5. Um eletrão dum átomo de hidrogénio encontra-se no estado fundamental de energia. O que acontecerá a esse eletrão se for atingido por uma radiação de comprimento de onda igual a 79,5 nm?

5. Os eletrões, nos átomos polieletrónicos, distribuem-se por orbitais de diferentes valores energéticos, de acordo com certas regras e princípios.Considera os seguintes diagramas da distribuição dos eletrões de determinados átomos.

I. II. III.

IV. V. VI.

5.1. Indica, justificando, qual dos diagramas não está de acordo com:A) o princípio de energia mínima.B) a regra de Hund.C) o princípio de exclusão de Pauli.

5.2. Das configurações eletrónicas que se seguem, seleciona a que representa o átomo do diagrama IV num estado excitado.A) 1s2 2s2 2p6 3s2

B) 1s2 2s2 2p5 3s3

C) 1s2 2s2 2p5 3s2 3p1

D) 1s2 2s3 2p5 3s2

8. O ião X2+, deriva de um elemento metálico da primeira série de metais de transição, que tem apenas dois eletrões no subnível 3d.8.1. Escreve as configurações eletrónicas do átomo X e do ião X2+

8.2. Identifica o elemento X.

9. Considera a configuração eletrónica de um elemento X no estado fundamental: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

9.1. Indica:9.1.1. O número atómico deste elemento.9.1.2. Por quantos subníveis estão distribuídos os eletrões.9.1.3. Quantos são os eletrões de valência.

9.2. Completa o diagrama da figura, representando os eletrões por setas.9.3. Carateriza os eletrões de maior energia deste átomo por conjuntos de números quânticos.9.4. Escreve:

9.4.1. A configuração eletrónica deste átomo num estado excitado.9.4.2. A configuração eletrónica do ião X2- no estado fundamental.

9.5. Classifica em verdadeira ou falsa cada uma das afirmações A e B, apresentando a devida justificação.

A) O átomo X tem cinco energias de remoção.B) A energia de remoção de qualquer um dos eletrões 3s é superior à energia necessária para remover um dos eletrões

3p.

10. Lê atentamente o seguinte texto:No século XIX, quando os químicos tinham apenas uma vaga ideia dos átomos e das moléculas, e não sabiam da

existência de protões eletrões, idealizaram a Tabela Periódica utilizando os seus conhecimentos das massas atómicas.Em 1864, o químico inglês Newlands reparou que, quando os elementos conhecidos eram dispostos segundo a sua

massa atómica, cada oitavo elemento tinha propriedades semelhantes. No entanto, verificou que esta relação era inadequada em elementos para além do cálcio.

Em 1869, o químico russo Mendeleiev e o químico alemão Loth Meyer propuseram independentemente uma disposição dos elementos numa tabela muito mais extensa, baseada na repetição regular e periódica das suas propriedades.

Apesar do seu sucesso, as primeiras versões da Tabela Periódica tinham algumas inconsistências flagrantes. Por exemplo, a massa atómica do árgon é maior do que a do potássio. Se os elementos fossem dispostos unicamente de acordo com o aumento da massa atómica, o árgon apareceria na posição ocupada pelo potássio na Tabela Periódica atual. Em 1913, Moseley descobriu que, com algumas exceções, à ordem crescente de número atómico corresponde uma ordem crescente de massa atómica. As discrepâncias mencionadas anteriormente fazem agora sentido. O número atómico do árgon é 18 e o do potássio é 19, e assim o potássio deverá seguir o árgon na Tabela Periódica.

R. CHANG (1994), Química, 5ª Edição, Lisboa, McGraw-Hill de Portugal (adaptado)10.1. Das afirmações que a seguir se fazem, escolhe a(s) afirmação(ões) correta(s).


A) Mendeleiev deu mais importância às propriedades químicas dos elementos do que às suas massas atómicas.B) A lei das Oitavas de Newlands era baseada nas propriedades químicas dos elementos.C) Com as descobertas de Moseley, o potássio antecede o árgon na Tabela Periódica.D) Com Newlands, adequava-se a disposição dos elementos para além do cálcio.E) Na Tabela Periódica de Mendeleiev, o árgon aparecia na posição atual do potássio.F) Os químicos do século XIX desconheciam o conceito de número atómico.G) De uma forma geral, as massas atómicas aumentam com o número atómico.H) Moseley organizou a Tabela Periódica, respeitando integralmente a ordem crescente de massas atómicas.

10.2. Considera o seguinte extrato da Tabela Periódica atual e as respetivas informações sobre alguns dos elementos químicos (as letras não representam os símbolos químicos).

10.2.1. Escreve a configuração eletrónica dos átomos dos elementos representados pelas letras X e Y.10.2.2. Localiza, justificando, na Tabela Periódica o bloco, o grupo e o período a que pertencem os elementos X e Y.10.2.3. Seleciona a configuração eletrónica do ião mais estável que o átomo do elemento T pode originar.

A) 1s2 2s2 2p6 3s2 B) 1s2 2s2 2p6

C) 1s2 2s2 2p6 3s1 D) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

10.2.4. Classifica cada uma das afirmações que se seguem como verdadeira (V) ou falsa (F).A) Os elementos X e T pertencem à mesma família.B) O elemento X é mais reativo que o elemento P.C) O elemento U pertence à família dos metais alcalino-terrosos.D) O átomo do elemento Q origina iões mononegativos.E) Os elementos Y e Z têm carácter fortemente metálico.F) Os iões X+ e Z2- são designados por iões isoeletrónicos.

11. A figura ao lado representa a posição na Tabela Periódica de três elementos designados pelas letras A, B e C. Estas letras não são os verdadeiros símbolos químicos.A configuração eletrónica do elemento A no estado fundamental é 1s2 2s2 2p4.11.1. Indica, o grupo, o período e o bloco a que pertence o elemento A. Justifica.11.2. Escreve a configuração eletrónica do elemento B e do elemento C no estado fundamental.11.3. Dos três elementos seleciona, justificando:

11.3.1. O de maior raio atómico.11.3.2. O de maior energia de ionização.

12. Um átomo de um certo elemento X possui a seguinte configuração eletrónica: 1s2 2s2 2p5

Das seguintes afirmações, indica as falsas:A) X é um elemento representativo.B) X tem elevado carácter metálico.C) X tem tendência a formar iões X+.D) X tem tendência a formar iões X-.E) X é um metal alcalino.F) X é um halogéneo.

13. Ordena os elementos químicos seguintes por ordem crescente dos seus raios atómicos: 20Ca; 8O; 7N; 12Mg e 5B.

14. Os elementos A, B, C e D têm números atómicos 11, 17, 19 e 23, respetivamente. Indica:14.1. As respetivas configurações eletrónicas.14.2. Os elementos que pertencem ao mesmo grupo e os que pertencem ao mesmo período. Justifica.14.3. O elemento com maior energia de ionização. Justifica.


Informações: O conjunto de números quânticos que caracterizam o

eletrão de valência do elemento X é (3, 0, 0, +1/2). Os eletrões de valência do elemento Y encontram-se

distribuídos pelo nível n=2 e as orbitais p estão todas semipreenchidas.

P U Y ZX T W Q

A CB

15. A figura ao lado mostra um extrato da Tabela Periódica com elementos dos dois primeiros grupos.15.1. Indica os nomes das famílias a que estes elementos pertencem.15.2. Representa simbolicamente o ião mais estável que o sódio tem tendência a formar. Justifica.15.3. Sabendo que o número atómico do cálcio é 20, escreve a configuração eletrónica do ião mais estável que tem tendência a formar.15.4. Dos elementos do grupo 2 indica o mais reativo. Justifica.

16. Indica, em cada caso, o elemento a que corresponde a característica indicada.A) A configuração eletrónica é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.B) O metal alcalino de menor raio atómico.C) O halogéneo com maior 1ª energia de ionização.D) O elemento do mesmo período do azoto que possui maior energia de ionização.

17. Assinala as afirmações verdadeiras e corrige as falsas.A) A energia de ionização decresce ao longo da série B, C, N, O e F.B) O caráter metálico é tanto maior quanto menor a energia de ionização.C) O volume atómico dos átomos dos metais alcalinos aumenta com a diminuição da energia de ionização.D) Os átomos de maior energia de ionização pertencem aos grupos 1 e 18.E) Ao longo de um período, a energia de ionização cresce devido ao aumento do número de neutrões.F) A energia de ionização decresce com Z ao longo de um grupo.

18. Associa corretamente a cada um dos elementos A, B, C e D os respetivos valores das energias de ionização (A, B, C e D não são os símbolos químicos dos elementos). Justifica.

19. Considera os seguintes nuclídeos, em que as letras não correspondem aos símbolos químicos dos elementos.

1432 A Y

34 B 1123 C

19.1. Indica qual o grupo, período e bloco da T.P. a que pertence o elemento A. Justifica.19.2. Se o átomo do elemento A for um isótopo de B, qual o valor de Y? Justifica.19.3. Indica a configuração eletrónica do átomo do elemento C e um conjunto de números quânticos que possa caraterizar o seu eletrão de valência.19.4. Qual dos átomos dos elementos A ou C tem menor valor de 1ª energia de ionização? Justifica.

20. Considera os átomos X, Y, Z e T, cujas configurações eletrónicas são:

X- 1s2 2s2 Y- 1s2 2s22p6 3s1 Z- 1s2 2s22p5 3s2 T- 1s2 2s22p6 3s2

20.1. Classifica as afirmações seguintes em verdadeiras ou falsas.A) O elemento a que pertence o átomo Z tem número atómico 11.B) O átomo Z está no estado fundamental.C) O elemento a que pertence o átomo X é um metal e o elemento a que pertence o átomo Y é um não-metal.D) Os elementos a que pertencem os átomos X e Z encontram-se no mesmo grupo da T.P.E) Y e Z são átomos do mesmo elemento.F) É necessário fornecer energia ao átomo Z para que a sua configuração eletrónica passe a ser 1s2 2s22p6 3s1.

20.2. Relaciona as 1as energias de ionização dos elementos a que os átomos X e T pertencem.20.3. Compara os raios atómicos de Y e T.

21. Para cada um dos seguintes pares de espécies químicas, indica, justificando, a que tem maior raio atómico.21.1. Li, Li+

21.2. F, F-

21.3. O2-, N3-

21.4. Cl-, Ca2+


Na MgCa

Elemento 1ª Energia de ionização (J)3A 1,31x10-18

9B 1,33x10-18

14C 2,08x10-18

17D 2,79x10-18

22. Considera a tabela seguinte, onde estão representados alguns iões, bem como alguns valores de raios iónicos.22.1. Associa corretamente a cada um dos iões o respetivo raio iónico. Justifica.22.2. Compara o raio do anião P3- com o do átomo que lhe deu origem. Justifica.22.3. Indica qual dos elementos, potássio ou cálcio, apresenta maior raio atómico. Justifica.

23. Considera as seguintes informações relativamente a dois elementos representativos, X e Y. (As letras não correspondem aos símbolos químicos.)

Para qualquer dos eletrões de valência dos átomos, no estado fundamental, dos elementos X ou Y, o número quântico principal é igual a 0.

Os átomos de um dos elementos, no estado fundamental, têm os seus dois eletrões de valência numa orbital com o número quântico de momento angular l=2.

O elemento X tem menos um protão que o elemento Y. Para qualquer um dos átomos dos elementos X e Y, no estado fundamental, a orbital de valência não pode ser

caraterizada por nenhum dos seguintes números quânticos: (2, 1, 1) ; (2, 1, -1) ; (2, 1, 0).23.1. Escreve as configurações eletrónicas dos átomos dos elementos X e Y no estado fundamental.23.2. Escreve as configurações eletrónicas dos iões que os átomos dos elementos X e Y têm tendência para formar.23.3. Indica qual dos elementos tem maior raio atómico. Justifica.23.4. Comenta a seguinte afirmação:

“Se uma luz verde extrair eletrões dos átomos do elemento X, então também consegue produzir efeito fotoelétrico com átomos do elemento Y.”

24. Os gráficos A e B da figura mostram como variam o raio atómico e a 1ª energia de ionização de alguns elementos.Dá uma explicação para:24.1. O modo como varia o raio atómico ao longo do 2º período da Tabela Periódica.24.2.A diferença que existe entre os raios atómicos do lítio e do sódio.24.3. A diferença que existe entre os valores da 1ª energia de ionização do berílio e do magnésio.24.4. A variação da 1ª energia de ionização do berílio para o boro.24.5. A variação da 1ª energia de ionização do carbono para o azoto.24.6. A variação da 1ª energia de ionização do azoto para o oxigénio.

25. Os elementos químicos estão colocados na Tabela Periódica por ordem crescente do número atómico e, consequentemente, as suas propriedades variam regularmente ao longo dos grupos e dos períodos. Observa atentamente os gráficos, que representam propriedades periódicas em função do número atómico.

25.1.Seleciona a alternativa que preenche corretamente os respetivos espaços em branco, de modo a obteres uma afirmação correta.

O gráfico ___ representa a variação ___ em função do número atómico; já o gráfico ____ representa a variação ____ em função do número atómico.

A) ... Y... do raio atómico … X... da 1ª energia de ionização…B) … X... do raio atómico... Y... da 1ª energia de ionização...C) … X… da 1ª energia de ionização... Y... do raio atómico...


ElementoRaio iónico

(pm)15P3- 9917Cl- 13319K+ 181

20Ca2+ 192

D) ... X… do raio iónico... Y... de 2ª energia de ionização…25.2. Analisando cuidadosamente os gráficos, classifica como verdadeira (V) ou falsa (F) cada uma das seguintes afirmações.

A) O raio atómico diminui ao longo do grupo.B) Ao longo do período, com o aumento da carga nuclear, a força atrativa que o núcleo exerce sobre os eletrões é maior, diminuindo o raio atómico.C) Ao longo do grupo, os átomos dos elementos químicos sofrem maior repulsão eletrónica.D) A carga nuclear dos átomos diminui ao longo do período.E) A energia de ionização é a energia máxima necessária para a remoção de eletrões de um átomo.F) A energia de ionização ao longo do período diminui devido ao aumento da carga nuclear.G) Ao longo do grupo, a 1ª energia de ionização diminui em consequência do aumento de níveis eletrónicos.

26. Considera as configurações eletrónicas dos átomos dos elementos P, Q, R, e S (as letras não correspondem aos símbolos químicos reais desses elementos), no estado fundamental.

P – [Ne] 3s1 Q – 1s2 2s2 2p5 R – 1s2 2s2 2p6 3s2 S – [Ar] 4s1

26.1. Seleciona a alternativa que corresponde ao conjunto de números quânticos que carateriza uma das orbitais completamente preenchidas do átomo de elemento P, no estado fundamental.

A) (3,0, 0) B) (2, O, 1) C) (3,1, -1) D) (2,1, O)26.2. Tendo em conta as configurações eletrónicas dos átomos dos elementos P, R e S, seleciona a alternativa que corresponde à ordenação correta dos valores das respetivas energias de ionização, Ei.A) Ei (P) < Ei (R) < Ei (S) B) Ei (S) < Ei (P) < Ei (R) C) Ei (S) < Ei (R) < Ei (P) D) Ei (P) < Ei (S) < Ei (R)26.3. Seleciona a alternativa que contém, respetivamente, as configurações eletrónicas dos iões Q- e R2+, no estado fundamental.

A) 1s2 2s2 2p6 e 1s2 2s2 2p6.B) 1s2 2s2 2p4 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2.

C) 1s2 2s2 2p4 e 1s2 2s2 2p6.D) 1s2 2s2 2p6 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2.

26.4. Seleciona a alternativa que corresponde à fórmula química do composto constituído pelos iões Q- e R2+.A) R2Q B) R2Q3 C) RQ2 D) R3Q2


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