Exercícios sobre Propriedades Periódicas

- (Observações: seja honesto consigo mesmo e tente responder as questões sem consultar as respostas ou material de estudos durante a resolução).

• Questão 1
  (UFF-RJ)
  Dois ou mais íons ou, então, um átomo e um íon que apresentam o mesmo número de elétrons denominam-se espécies isoeletrônicas.
  Comparando-se as espécies isoeletrônicas F-, Na⁺, Mg²⁺, e Al³⁺, conclui-se que:
  a) a espécie Mg²⁺ apresenta o menor raio iônico.
  b) a espécie Na⁺ apresenta o menor raio iônico.
  c) a espécie F^- apresenta o maior raio iônico.
  d) a espécie Al³⁺ apresenta o maior raio iônico.
  e) a espécie Na⁺ apresenta o maior raio iônico.
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• Questão 2
  (PUC-MG)
  Os elementos que apresentam maiores energias de ionização são da família dos:
  a) metais alcalino-terrosos.
  b) gases nobres.
  c) halogênios.
  d) metais alcalinos.
  
  
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• Questão 3
  (UEL-PR)
  Em qual das transformações a seguir, no sentido indicado, a energia envolvida mede o chamado “potencial de ionização”?
  a) Cl^- (g) + 1 é → Cl^- (g)
  b) 2 Cl (g) → Cl₂ (g)
  c) H⁺ (aq) + OH- (aq) → H₂O (l)
  d) Na (g) → Na+ (g) + 1 é
  e) H⁺ (aq) + 1é → ½ H2 (g)
  
  
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• Questão 4
  (PUC-RS)
  Com relação à classificação periódica dos elementos, pode-se afirmar que o:
  a) hidrogênio é um metal alcalino localizado na 1ª coluna.
  b) nitrogênio é o elemento mais eletropositivo da 15ª coluna.
  c) sódio é o elemento mais eletronegativo do 3° período.
  d) mercúrio é um ametal líquido à temperatura ambiente.
  e) potássio tem maior raio atômico que o Br.
   
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• Questão 5
  (ITA-SP)
  Qual das opções abaixo apresenta a comparação errada relativa aos raios de átomos e de íons?
  a) raio do Na⁺ < raio do Na
  b) raio do Na⁺ < raio do F^-
  c) raio do Mg²⁺ < raio do O^2-
  d) raio do F^- < raio do O^2-
  e) raio do F^- < raio do Mg²⁺
   
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  Espero que você tenha realmente aprendido e conseguido responder as questões acima. 

Questões sobre modelos atômicos

- (Observações: seja honesto consigo mesmo e tente responder as questões sem consultar as respostas ou material de estudos durante a resolução).

Questão 1
Uma importante contribuição do modelo de Rutherford foi considerar o átomo constituído de:
a) elétrons mergulhados numa massa homogênea de carga positiva.
b) uma estrutura altamente compactada de prótons e elétrons.
c) um núcleo de massa desprezível comparada com a massa do elétron.
d) uma região central com carga negativa chamada núcleo.
e) um núcleo muito pequeno de carga positiva, cercada por elétrons.

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• Questão 2
  Relacione as características atômicas com os cientistas que as propôs:
  I. Dalton
  II. Thomson
  III. Rutherford
  (   ) Seu modelo atômico era semelhante a um “pudim de passas”.
  (   ) Seu modelo atômico era semelhante a uma bola de bilhar.
  (   ) Criou um modelo para o átomo semelhante ao “Sistema solar”.
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• Questão 3
  (ESPM-SP)
  O átomo de Rutherford (1911) foi comparado ao sistema planetário (o núcleo atômico representa o sol e a eletrosfera, os planetas):
  Eletrosfera é a região do átomo que:
  a) contém as partículas de carga elétrica negativa.
  b) contém as partículas de carga elétrica positiva.
  c) contém nêutrons.
  d) concentra praticamente toda a massa do átomo.
  e) contém prótons e nêutrons.
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• Questão 4
  Ao longo dos anos, as características atômicas foram sendo desvendadas pelos cientistas. Foi um processo de descoberta no qual as opiniões anteriores não poderiam ser desprezadas, ou seja, apesar de serem ideias ultrapassadas, fizeram parte do histórico de descoberta das características atômicas.
  Vários foram os colaboradores para o modelo atômico atual, dentre eles Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr. Abaixo você tem a relação de algumas características atômicas, especifique o cientista responsável por cada uma destas teorias:
  I. O átomo é comparado a uma bola de bilhar: uma esfera maciça, homogênea, indivisível, indestrutível e eletricamente neutra.
  II. O átomo é comparado a um pudim de ameixas: uma esfera carregada positivamente e que elétrons de carga negativa ficam incrustados nela.
  III. Átomo em que os elétrons se organizam na forma de camadas ao redor do núcleo.
  III. Átomo que apresenta um núcleo carregado positivamente e ao seu redor gira elétrons com carga negativa.
  
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• Questão 5
  Aponte em cada modelo a seguir as características que contrariam a proposta de modelo atômico atual: o átomo constituído de núcleo e eletrosfera, considerando as partículas subatômicas: prótons, nêutrons e elétrons.
  I. Átomo dos gregos Demócrito de Abdera (420 a.C.) e Leucipo (450 a.C.): a matéria era composta por pequenas partículas que receberam a denominação de átomo (do grego átomo = indivisível).
  II. Átomo de Dalton: uma esfera maciça, homogênea, indivisível, indestrutível e eletricamente neutra.
  III. Átomo de Thomson: o átomo como uma pequena esfera positiva impregnada de partículas negativas, os elétrons.
  
  IV. Átomo de Rutherford: o átomo consiste em um núcleo pequeno que compreende toda a carga positiva e praticamente a massa do átomo, e também de uma região extranuclear, que é um espaço vazio onde só existem elétrons distribuídos.
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  Espero que você tenha realmente aprendido e conseguido responder as questões acima. 
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Propriedades Periódicas

São aquelas propriedades que apresentam variação periódica na tabela, crescendo edecrescendo, à medida que o número atômico aumenta.

A. Raio atômico

Uma vez que é difícil medir o tamanho do raio de um átomo isolado, uma vez que a eletrosfera não possui um limite bem definido, o raio atômico é calculado considerando-se o empacotamento em sólidos de átomos iguais, definindo distâncias entre os núcleos. Portanto, considera-se o raio atômico como sendo a metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos.

Nas famílias (coluna vertical) os raios atômicos aumentam de cima para baixo, pois, nesse sentido, aumenta o número de níveis de energia dos átomos.
Assim, um átomo do 2º período (lítio, por exemplo) tem apenas um nível de energia, portanto terá menor raio atômico que um átomo do 3º período (da mesma família), sódio por exemplo, que tem dois níveis de energia.

Nos períodos (linha horizontal), conforme caminhamos para a direita, aumenta o número atômico (número de prótons) para átomos de mesmo número de níveis de energia, portanto aumenta a atração do núcleo pela eletrosfera, diminuindo o tamanho do átomo e conseqüentemente o raio.

Assim, o raio atômico cresce da direita para a esquerda nos períodos.

B. Raios iônicos

Raio de cátion: quando um átomo perde elétron, a repulsão da nuvem eletrônica diminui, diminuindo o seu tamanho. Inclusive pode ocorrer perda do último nível de energia e quanto menor a quantidade de níveis, menor o raio.

Portanto: raio do átomo > raio do cátion

Raio do ânion: quando um átomo ganha elétron, aumenta a repulsão da nuvem eletrônica, aumentando o seu tamanho.

Portanto: raio do átomo < raio do ânion

Íons isoeletrônicos: íons isoelétricos são os que apresentam igual número de elétrons e, portanto, o número de níveis é o mesmo. Assim, quanto maior for o número atômico, maior será a atração do núcleo pela eletrosfera e menor o raio.

C. Energia ou Potencial de Ionização
É a energia necessária para retirar um elétron de um átomo (ou íon) isolado no estado gasoso.

X_(g) + energia  X⁺_(g) + e^-

Quando retiramos um elétron de um átomo eletricamente neutro (1ª energia de ionização), gasta-se uma certa quantidade de energia, a qual, geralmente, é expressa em elétrons-volt (eV). Se formos retirar um segundo elétron (2ª energia de ionização), gasta-se uma quantidade maior de energia, pois, à medida que cada e^- é retirado, o raio atômico diminui.

Nas famílias e nos períodos, a energia de ionização aumenta conforme diminui o raio atômico, pois, quanto menor o tamanho do átomo, maior a atração do núcleo pela eletrosfera e, portanto, mais difícil retirar o elétron.

D. Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade

É a quantidade de energia liberada quando um átomo neutro, isolado no estado gasoso, recebe um elétron.

X_(g) + e^-  X^-_(g) + energia

A eletroafinidade pode ser entendida como a medida da intensidade com que o átomo captura o elétron.

Nas famílias e nos períodos, a eletroafinidade aumenta com a diminuição do raio atômico, pois, quanto menor o raio, maior a atração exercida pelo núcleo.

E. Eletronegatividade

É a capacidade que um átomo possui de atrair para si o par de elétrons, compartilhado com outro átomo.

Nas famílias e nos períodos, a eletronegatividade cresce conforme o elemento apresenta o menor raio atômico, com exceção dos gases nobres, pois a atração do núcleo pela camada de valência será maior.

Fonte: Professor Paulo César, do site Portal de Estudos em Química

Estrutura Atômica

1. Número Atômico (Z)

É o número de prótons do núcleo de um átomo. É o número que identifica o átomo.

A representação do número atômico dos átomos é: 

_ZE

Num átomo neutro, cuja carga elétrica total é zero, o número de prótons é igual ao número de elétrons. O número de elétrons, nesse caso, pode ser considerado igual ao número atômico.

Exemplo:

O átomo de magnésio (Mg) tem número atômico 12 (Z = 12).

Significado: no núcleo do átomo de Mg existem 12 prótons. No átomo neutro de Mg existem 12 prótons e 12 elétrons.

2. Número de Massa (A)

É a soma do número de prótons (Z) e do número de nêutrons (N) existentes no núcleo de um átomo.

A = Z + N

Exemplo:

Um átomo neutro tem 19 prótons e 21 nêutrons, portanto:

Z = 19 e N = 21

A = Z + N = 19 + 21 = 40

3. Elemento Químico

É o conjunto de átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z) (mesma identificação química).

Observações:

Como vimos anteriormente, um átomo é eletricamente neutro quando o número de prótons é igual ao número de elétrons, porém um átomo pode perder ou ganhar elétrons na eletrosfera, sem sofrer alteração no seu núcleo, originando partículas carregadas positiva ou negativamente, denominadas íons.

Se um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon negativo, chamado ânion.

Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, chamado cátion.

4. Isótopos, Isóbaros e Isótonos

Isótopos: são átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z) e diferentes número de massas (A). Os isótopos são átomos de um mesmo elemento químico (mesmo Z), e que apresentam diferentes números de nêutrons, resultando assim diferentes números de massa.

Isóbaros: são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z) e mesmo número de massa (A).

Isótonos: são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), diferentes números de massa (A), e o mesmo número de nêutrons.

Fonte: Professor Paulo César, do site Portal de Estudos em Química

Modelos Atômicos

Descrição dos principais modelos atômicos

A constituição da matéria é motivo de muita curiosidade entre os povos antigos. Filósofos buscam há tempos a constituição dos materiais. Resultado dessa curiosidade implicou na descoberta do fogo, o que o permitiu cozinhar os alimentos, e consequentemente implicou em grande desenvolvimento para a sociedade. A partir dessa descoberta pôde-se verificar, ainda, que o minério de cobre (conhecido na época com pedras azuis), quando submetido ao aquecimento, produzia cobre metálico, ou aquecido na presença de estanho, formava o bronze.

A passagem do homem pelas “idades” da pedra, do bronze e do ferro, foi, portanto, de muito aprendizado para o homem, conseguindo produzir materiais que lhe fosse útil.

Por volta de 400 a.C., surgiram os primeiros conceitos teóricos da Química.

Os filósofos gregos Demócrito e Leucipo afirmavam que a matéria não era contínua, e sim constituída por minúsculas partículas indivisíveis, às quais deram o nome de átomos. Platão e Aristóteles, filósofos muito influentes na época, recusaram tal proposta e defendiam a ideia de matéria contínua.

Esse conceito de Aristóteles permaneceu até a Renascença, quando por volta de 1650 d.C. o conceito de átomo foi novamente proposto por Pierre Cassendi, filósofo francês.

O conceito de "Teoria atômica" veio a surgir após a primeira ideia científica de átomo, proposta por John Dalton após observações experimentais sobre gases e reações químicas.

Os modelos atômicos são, portanto, teorias fundamentadas na experimentação. Tratam-se, portanto, de explicações para mostrar o porquê de um determinado fenômeno. Diversos cientistas desenvolveram suas teorias até que se chegou ao modelo atual.

1. Modelo Atômico de Dalton

Em 1808, o professor inglês John Dalton propôs uma explicação da natureza da matéria. A proposta foi baseada em fatos experimentais. Os principais postulados da teoria de Dalton são:

1. “Toda matéria é composta por minúsculas partículas chamadas átomos”.

2. “Os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa e apresentam as mesmas propriedades químicas”.

3. “Átomos de diferentes elementos apresentam massa e propriedades diferentes”.

4. “Átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados e nem destruídos”.

5. “As reações químicas correspondem a uma reorganização de átomos”.

6. “Os compostos são formados pela combinação de átomos de elementos diferentes em proporções fixas”.

A conservação da massa durante uma reação química (Lei de Lavoisier) e a lei da composição definida (Lei de Proust) passou a ser explicada a partir desse momento, por meio das ideias lançadas por Dalton.

2. Modelo Atômico de Thomson

Pesquisando sobre raios catódicos e baseando-se em alguns experimentos, J.J. Thomson propôs um novo modelo atômico. Thomson demonstrou que esses raios podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa. A essas partículas denominou-se elétrons. Por meio de campos magnético e elétrico pôde-se determinar a relação carga/massa do elétron. 

Consequentemente, concluiu-se que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipo de matéria pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás empregado. O gás era usado no interior de tubos de vidro rarefeitos denominadas Ampola de Crookes, nos quais se realizavam descargas elétricas sob diferentes campos elétricos e magnéticos.

Esse foi o primeiro modelo a divisibilidade do átomo, ficando o modelo conhecido como “pudim de passas". Segundo Thomson, o átomo seria um aglomerado composto de uma parte de partículas positivas pesadas (prótons) e de partículas negativas (elétrons), mais leves.

3. Modelo Atômico de Rutherford

Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de partículas a (partículas positivas) emitidas pelo elemento radioativo polônio, bombardeou uma fina lâmina de ouro.  Ele observou que:

- a maioria das partículas a atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória (logo, há uma grande região de vazio, que passou a se chamar eletrosfera);

- algumas partículas sofriam desvio em sua trajetória: haveria uma repulsão das cargas positivas (partículas a) com uma região pequena também positiva (núcleo).

- um número muito pequeno de partículas batiam na lâmina e voltavam (portanto, a região central é pequena e densa, sendo composta portanto, por prótons).

Diante das observações, Rutherford concluiu que a lâmina de ouro seria constituída por átomos formados com um núcleo muito pequeno carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por uma região comparativamente grande onde estariam os elétrons.

Nesse contexto, surge ainda a ideia de que os elétrons estariam em movimentos circulares ao redor do núcleo, uma vez que se estivesse parados, acabariam por se chocar com o núcleo, positivo. O pesquisador acreditava que o átomo seria de 10000 a 100000 vezes maior que seu núcleo.

4. Modelo Atômico Clássico

As partículas presentes no núcleo, chamadas prótons, apresentam carga positiva. A partícula conhecida como nêutron foi isolada em 1932 por Chadwick, embora sua existência já fosse prevista por Rutherford.

Dessa forma, o modelo atômico clássico constitui-se de um núcleo, no qual se encontram os prótons e nêutrons, e de uma eletrosfera, na qual estão os elétrons girando ao redor do núcleo em órbitas.

Considerando-se a massa do próton como padrão, observou-se que sua massa era aproximadamente igual à massa do nêutron e 1836 vezes maior que o elétron. Logo:

A essas três partículas básicas, prótons, nêutrons e elétrons, é comum denominar partículas elementares ou fundamentais.

Algumas características físicas das partículas atômicas fundamentais:

Modelo Atômico Rutherford-Bohr

O modelo proposto por Rutherford foi aperfeiçoado por Bohr. Baseando-se nos estudos feitos em relação aoespectro do átomo de hidrogênio e na teoria proposta por Planck em 1900 (Teoria Quântica), segundo a qual a energia não é emitida em forma contínua, mas em ”pacotes”, denominados quanta de energia. Foram propostos os seguintes postulados:

1. Na eletrosfera, os elétrons descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.

2. Cada camada ocupada por um elétron possui um valor determinado de energia (estado estacionário).

3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma determinada quantidade de energia, não sendo possível ocupar estados intermediários.

4. Ao saltar de um nível para outro mais externo, os elétrons absorvem uma quantidade definida de energia (quantum de energia).

5. Ao retornar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia (igual ao absorvido em intensidade), na forma de luz de cor definida ou outra radiação eletromagnética (fóton).

6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem apresentar:

K = 2 elétrons
L = 8 elétrons
M = 18 elétrons
N = 32 elétrons
O = 32 elétrons
P = 18 elétrons
Q = 2 elétrons

7. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, etc.

Esse foi um resumo dos modelos atômicas de que se tem noticias. Para as pessoas que preferem ouvir ao invés de ler, fica esse pequeno vídeo que explica resumidamente os modelos atômicos.

Conceito de Química Geral

Química é a ciência que estuda a estrutura das substâncias, a composição e as propriedades das diferentes matérias, suas transformações e variações de energia.

Ela conquistou um lugar central e essencial em todos os assuntos do conhecimento humano. Relaciona-se com outras ciências como a Biologia, Ciências Ambientais, Física, Medicina e Ciências da Saúde.

A Química é útil em inúmeras atividades, como, por exemplo, na agricultura, onde os agricultores a utilizam para melhorar a acidez do sol. Os médicos também precisam do conhecimento químico para reconhecer a composição das substâncias utilizadas como medicamento.

A Química é uma ciência experimental que teve seu processo de descoberta ligado à preocupação que as culturas antigas tinham em compreender a relação entre o ser humano, a natureza e seus fenômenos: a chamada Alquimia.

Por Líria Alves

Graduada em Química