Evolução dos modelos atômicos 1- Delineie os elementos-chave da teoria atômica de Dalton. Quais deles não são consistentes com a visão moderna do átomo?
Primeiro, vamos entender a teoria de John Dalton e seus tópicos: 1. Toda matéria é formada de partículas fundamentais, os átomos. 2. Os átomos não podem ser criados e nem destruídos, eles são permanentes e indivisíveis. 3. Um composto químico é formado pela combinação de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa. 4. Os átomos de um mesmo elemento são idênticos em todos os aspectos, já os átomos de diferentes elementos possuem propriedades diferentes. diferentes. Os átomos caracterizam caracterizam os elementos. 5. Quando os átomos se combinam para formar um composto, quando se separam ou quando acontece um rearranjo são indícios de uma transformação química. Resumindo: Dalton acreditava que o átomo era uma esfera maciça, homogênea, indestrutível, indivisível e de carga elétrica neutra. Se fizermos uma comparação, os átomos seriam semelhantes a bolinhas de gude: maciças e esféricas. Muitas dessas teorias são aceitas até hoje, mas algumas já são ultrapassadas, que é o que você quer saber. Vejamos elas: - Os átomos são partículas maciças e indivisíveis - Incorreto, pois o átomo é descontínuo e divisível. - Os átomos de um mesmo elemento têm massas iguais e os átomos de elementos diferentes têm massas diferentes Incorreto, devido à existência de isótopos, todos os átomos de um elemento não têm a mesma massa. 2-
Como os experimentos de descarga de gases em tubos Crookes e outros mostraram que o átomo é composto de pequenas partículas?
Utilizando uma ampola de Crookes, isto é, tubos de vidro fechados com um eletrodo positivo e outro negativo, contendo gases a pressões extremamente extremamente baixas; o cientista inglês Joseph John Thomson (18561940) fez uma descoberta imprescindível para a evolução do modelo atômico. Ele submeteu estes gases a voltagens elevadíssimas, desse modo foi possível observar o aparecimento de emissões, que foram denominada denominadass raios catódicos. Em seguida, foi colocado um campo elétrico externo e, por fim, verificou-se que o feixe de raios catódicos era desviado, sempre indo na direção e sentido da placa carregada positivamente. Portanto, estas emissões possuíam cargas negativas. Outro ponto importante é que não importava o gás utilizado, sempre ocorria o mesmo; assim Thomson chegou à conclusão lógica de que estas cargas negativas estavam presentes em toda e qualquer matéria, eram parte integrante destas. Desse modo, provou-se que, ao contrário do que Dalton havia afirmado, o átomo não era indivisível, pois possuía uma partícula subatômica negativa, que ficou denominada elétron. 3- Compare os modelos atômicos de Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr.
- Dalton: Átomo era uma esfera maciça, rígina, igual uma bola de milhar e também era indivisível. - Thompson: O átomo era uma esfera carregada positivamente, mas com elétrons no meio, daí o nome informal de modelo de "pudim de passas". - Rutherford: O átomo possuía um núcleo positivo (onde se localiza a maior parte da massa do átomo e era rodeado por elétrons que giravam ao redor do núcleo, tipo um planetário. -Bohr: Com os experimentos do Bohr, descobriram que na verdade as órbitas dos elétrons são circulares e bem definidas ao redor do núcleo, diferente do que Rutherford pensou. 4-
Descreva o modelo atômico de Thomson e mostre como este foi inconsistente com os resultados dos experimentos de Rutherford, Geigef e Marsden.
Em 1911, o físico neozelandês Ernest Rutherford (1871-1937) realizou uma experiência com o objetivo de aprofundar os conhecimentos sobre o modelo atômico até então adotado, que era o de Thomson; no qual o átomo seria uma esfera de carga elétrica positiva, não maciça, incrustada de elétrons (negativos), de modo que sua carga elétrica total seria nula.
Para verificar se os átomos eram maciços, Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro com pequenas partículas de carga positivas, denominada partículas alfa, emitidas por um material radioativo proveniente do polônio. Ele observou que a maior parte dessas partículas atravessava a lâmina, algumas eram repelidas e outras eram desviadas. A conclusão que ele chegou era átomo possui um grande vazio e seria formada por outras partículas: os prótons e elétrons. O átomo seria constituído por um núcleo carregado positivamente e uma nuvem eletrônica carregada negativamente. Essa nuvem eletrônica era composta por elétrons que giravam em órbitas elípticas ao redor do núcleo, como o sistema solar. Esse era o motivo pelo qual, algumas partículas foram repelidas, pois elas bateram no núcleo atômico de ouro. Enquanto as que foram desviadas, elas passaram muito perto do núcleo do ouro que era positivo, gerando uma repulsão. Desse modo, Rutherford criou um modelo atômico que seria semelhante ao sistema planetário: o Sol seria o núcleo, e os planetas seriam os elétrons girando ao redor do núcleo.
5- Dê o número de: (a) prótons e (b) nêutrons que estão presentes no núcleo dos seguintes átomos: 179Ta, 233U. A=Z+n
14N p
Z = p (nº de prótons)
14N, 15N,
n = A – Z
= 14 ; n=A-16
6- Dê o número total de elétrons presentes nos seguintes átomos ou íons: N, O, U, O 2-, K+, P3-, Ba2+, Al3+, Ti4+. 7-
O cloro ocorre naturalmente como uma mistura de dois isótopos: 35Cl (massa de 34,97 u) e 36,97 u). Se a abundância relativa do isótopo 35Cl é 75,77%, qual é a massa atômica de Cl?
37Cl
(massa de
8- Descreva o modelo do átomo de Bohr. Como ele difere do modelo planetário baseado na física clássica?
O modelo do físico dinamarquês Niels Bohr tentava dar continuidade ao trabalho feito por Rutherford. Para explicar os erros do modelo anterior, Bohr sugeriu que o átomo possui energia quantizada. Cada elétron só pode ter determinada quantidade de energia, por isso ele é quantizada. O modelo de Bohr representa os níveis de energia. Cada elétron possui a sua energia. É comparado às orbitas dos planetas do Sistema Solar, onde cada elétron possui a sua própria órbita e com quantidades de energia já determinadas. As leis da física clássica não se enquadram neste modelo. Quando um elétron salta de um nível menor para um nível mais elevado, ele absorve energia e quando ele retorna para um nível menor, o elétron emite uma radiação em forma de luz. Bohr organizou os elétrons em camadas ou níveis de energia.Cada camada possui um nome e deve ter um número máximo de elétron. 9- Como a existência de um espectro de linha favorece o modelo atômico de Bohr? 10- Nos termos da teoria da estrutura do átomo de Bohr, por que os elétrons não se movem em espiral para dentro do núcleo? Bohr chegou à conclusão que a única maneira do elétron não se “grudar” com o núcleo é se, de alguma forma, ele
parasse de perder energia, afinal a energia está associada à distância elétron-núcleo. Se por algum motivo os elétrons só pudessem ter energias específicas, ele também só poderia ter raios de órbita específicos (um raio associado a cada uma das energias permitidas), e com isso ele poderia se manter em órbita. E com isso ele lança o conceito de órbitas quantizadas. Este conceito significa que o elétron só pode assumir órbitas com energias específicas, e por isso ele só pode estar em distâncias específicas do átomo. Estrutura eletrônica 11- Qual é o comprimento de onda (em nanômetros) da luz vermelha que tem uma freqüência de 4,2 x 10 14 Hz? 12- O canal 2 da televisão americana tem uma banda de frequência de 54,0 a 60,0 MHz. A que intervalo de comprimento de onda este corresponde? 13- Usando a equação de Rydberg , calcule para três algarismos significativos o comprimento de onda das linhas nas séries Balmer (n 1 = 2) para n2 = 3 e 4 até quais as cores dessas linhas?
14-
Quais são os nomes e os símbolos dos quatro números quânticos usados na especificação de elétrons em átomos? Quais são seus valores? Qual o significado de cada um?
15- Quais dos seguintes conjuntos de números quânticos (citados na ordem: n, l, ml e ms) são impossíveis para um elétron num átomo? (a) 3, 2, -2, + ½ (b) 3, 4, +3, - ½ (c) 3, 2, -1, -1/2 (d) 3, 0, -1, - ½ (e) 3, 0, 0, + ½ . Periodicidade Química 16- Defina ou explique os seguintes termos: período, grupo, grupo B, elemento representativo, elemento de transição interna, lantanóide. 17- Em qual grupo da tabela periódica está: (a) um halogênio, (b) um metal alcalino, (c) um metal alcalinoterroso, (d) um calcogênio, (e) um gás nobre?
18- Usando somente a tabela periódica, dê o símbolo do átomo, no estado fundamental, que tem a seguinte configuração na camada de valência: (a) 3s2 (b) 2s2 2pI (c) 4s2 4p3 (d) 5s2 5p4 (e) 6s2 6p6 19- Porque a segunda energia de ionização de qualquer átomo é maior do que a primeira? 20- As seguintes partículas são isoeletrônicas, isto é, possuem a mesma configuração eletrônica. Coloque-as em ordem decrescente de raios: Ne, F-, Na+, O2-, Mg2+. 21- Use as seguintes densidades próximas da temperatura ambiente para calcular os volumes atômicos desses elementos à temperatura ambiente. (Expresse os volumes em cm 3.mol-1) Elemento Li(s) B(s) Na(s) Al(s) Co(s)
Densidade (gcm -3) 0,534 2,34 0,97 2,70 8,9
22- Em cada um dos seguintes pares, qual íon é o maior? O 2- e F; Se e S2-; Tl+ e Tl3+; Mn 2+ e Fe 3+; T i2+ e Fe2+. Use os princípios discutidos para explicar as razões da sua escolha. 23- Cite uma diferença química e uma diferença física entre um metal e um não-metal. 24- Calcule a frequência e o comprimento de onda de luz necessária para ionizar átomos de lítio, sendo que a primeira energia de ionização é 520 kJ mol -1. (6,6 x 10-34 J.s, c = 3,0x 108 m/s) 25- Quantos elétrons estão presentes na camada de valência de: a. N3b. O2c. Fd. Ne. 26- Escreva uma equação balanceada que represente o processo de dissolução dos seguintes componentes em água: a. KOH b. Sr(OH)2 c. La(OH)3 d. HNO3 e. HCl
27- Para cada um dos seguintes pares de átomos, estabeleça qual deveria ter a maior afinidade eletrônica e explique por que: (a) Br e I (b) Li e F (c) F e Ne Ligações químicas 28- Determine a fórmula química formada pelos seguintes pares de elementos: a) b) c) d) e)
Na e Cl Ca e Br Mg e N H e Al Al e O
29- Escreva as reações de dissociação dos seguintes sais em água: a) b) c) d)
KCl (s) + H2O(l) Al2S3 (s) + H2O(l) MgBr 3(s) + H2O(l) CaCl2(s) + H2O(l)
30- Escreva os produtos das seguintes reações químicas: a) Na + H2O b) Pb + 2I c) H2SO4 + NaOH
31- O íon fosfato é PO 4. Empregando a tabela periódica, faça a previsão das fórmulas empíricas dos seguintes fosfatos iônicos: de potássio, de alumínio, de césio, de magnésio e de, rádio. 32- Utilize a tabela periódica para escrever as fórmulas empíricas do fluoreto de bário, sulfeto de potássio, nitreto de gálio, óxido de rubídio e fosfeto de cálcio. 33- Como os íons sódio e cloreto são atraídos eletrostaticamente, o que impede que os dois íons desapareçam formando um átomo simples, maior? 34- Explique por que o Cl 2 é uma espécie molecular estável. 35- Cada uma das seguintes moléculas contém pelo menos uma dupla ligação. Escreva as estruturas de Lewis para: CS2, C3H6, C2H3Cl. 36- Cada uma das seguintes moléculas contém uma ligação tripla. Esquematize as estruturas de Lewis para: CO, C2H2, HCN. 37- Mostre que no cloreto de amônio, NH 4Cl, estão presentes ligações iônicas e covalentes.
38- Mostre que cada uma das seguintes espécies contém uma ligação covalente coordenativa: NH 4+, S 22-,H3O+, H3PO4. 39- Utilizando a tabela periódica, escreva a fórmula molecular para os compostos mais simples (poucos átomos por molécula) formados entre o cloro e cada um dos seguintes elementos: enxofre, iodo, silício, fósforo, boro. 40- A estrutura de cada um dos seguintes íons ou moléculas pode ser representada como um híbrido de ressonância: Esquematize as formas equivalentes que contribuem para a estrutura de: SO 2, SO 3, NO3 –, NO 2 – . 41- Usando a tabela periódica, classifique cada uma das ligações como sendo predominantemente iônica ou covalente: O —S, Ca—O, Si—C, H—I, Cl—O, Ga—F, Rb—Br, H—Li, Cs —N.
42- Escreva as configurações eletrônicas para H e Na. Explique por que o HCl é covalente, enquanto o NaCl é iônico. 43- Classifique a ligação nos seguintes compostos como predominantemente covalente ou iônica: CsBr, MgO, N2O5, SF4, BaI2, CS2, OF2, KI, Rb2O.
44- Esquematize a estrutura de Lewis para cada uma das seguintes moléculas: CHI 3, C 2H5Cl, PCl3, N 2H4, HOCl, HClO2, BCl3, OF2. 45- Ordene em ordem decrescente: acetileno (C 2H2), etano (C2H6) e etileno (C 2H4) de acordo com a distância carbono-carbono. Justifique sua resposta. 46- Você esperaria que a ligação carbono-nitrogênio fosse mais curta no HCN ou no H 3CNH2? Explique.
Geometria molecular 47a) b) c) d) e) f)
Escreva as formulas eletrônicas (de Lewis) das seguistes moléculas: H2CO3 SO H2SO4 H2O NH3 CO
48- Preveja a geometria das moléculas da questão 47. a) b) c) d) e) f) 49- Observe as colunas abaixo e faça a correlação. I. SO3 II. PCl5 III. H2O IV. NH4 V. CO2
( ( ( ( (
) Bipirâmide trigonal )Tetraédrica ) Linear ) Trigonal planar ) Angular
Polaridade 50- Explique porque BeF2 é não-polar e OF 2 é polar. 51- Faça uma previsão de qual molécula é polar: I 2, ICl, CCl 4, CH2Cl2, PCl3, POCl3, BF 3 e NF3. 52- Quais das moléculas a seguir são polares? F 2, SeF4, BI3, NI3, CS2, CCl4, NO.
Forças intermoleculares 53- De um exemplo de cada uma dos tipos de forças intermoleculares: a) Interação dipolo-dipolo b) Interação dipolo-dipolo induzido
c)
Interação íon-dipolo
d) Forças de dispersão e) Forças de Wan der Waals 54- Explique o termo “polarizabilidade” que tipos de moléculas tende a ter polarizabilidades elevadas? 55- Qual a diferença entre polarizabilidade e forças inter-moleculares?
