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FÍSICA EQUÍMICAA
Carlos Portela
Fernanda Braguez
Margarida Ferreira
Rogério Nogueira
ATUAL ECOMPLETO
De acordo com
Aprendi...
-
INDICE
Química 10.º Ano
Domínio 1
Elementos químicos e sua organização
1.1 Massa e tamanho dos átomos 6
1.1.1 Tamanho do...
Física 11.º Ano
Domínio 1
Mecânica
1.1 Tempo, posição e velocidade 152
1.1.1 Posição, deslocamento, distância
percorrida e...
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  1. 1. FÍSICA EQUÍMICAA Carlos Portela Fernanda Braguez Margarida Ferreira Rogério Nogueira ATUAL ECOMPLETO De acordo com Aprendizagens Essenciais LeYa EoucAçAo Explicação de todos os conteúdos 1100 questões com resposta detalhada Simulador de exames online Teste diagnóstico com feedback online imediato
  2. 2. - INDICE Química 10.º Ano Domínio 1 Elementos químicos e sua organização 1.1 Massa e tamanho dos átomos 6 1.1.1 Tamanho dos átomos 8 1.1.2 Massa isotópica e massa atómica relativa média 11 1.1.3 Quantidade de matéria e massa molar 12 1.1.4 Volume e número de moléculas de uma gota de água {AL 1.1) 14 1.2 Energia dos eletrões nos átomos 16 1.2.1 Espetros contínuos e descontínuos 16 1.2.2 O modelo atómico de Bohr 19 1.2.3 Transições eletrónicas 19 1.2.4 Quantização da energia 20 1.2.5 Espetro do átomo de hidrogénio 21 1.2.6 Energia de remoção eletrónica 24 1.2.7 Modelo quântico do átomo 25 1.2.8 Configuração eletrónica de átomos 27 1.2.9 Teste de chama {AL 1.2) 29 1.3 Tabela Periódica 30 1.3.1 Evolução histórica da Tabela Periódica 30 1.3.2 Estrutura da Tabela Periódica: grupos, períodos e blocos 30 1.3.3 Elementos representativos e de transição 31 1.3.4 Famílias de metais e não-metais 31 1.3.5 Propriedades periódicas dos elementos representativos 32 1.3.6 Densidade relativa de metais {AL 1.3) 36 Questões propostas 38 Domínio 2 Propriedades e transformações da matéria 2.1 Ligação química 50 2.1.1 Tipos de ligação química 51 2.1.2 Ligação covalente 52 2.1.3 Ligações intermoleculares 59 2.2 Gases e dispersões 61 2.2.1 Lei de Avogadro, volume molar e massa volúmica 2.2.2 Composição quantitativa de soluções 2.2.3 Diluição de soluções aquosas (AL 2.2 e AL 2.3) 2.3 Transformações químicas 2.3.1 Energia de ligação e reações 61 63 65 67 químicas 68 2.3.2 Reações fotoquímicas na atmosfera 71 2.3.3 Reação fotoquímica {AL 2.4) 75 Questões propostas 76 Física 10.º Ano Domínio 1 Energia e sua conservação 1.1 Energia e movimentos 1.1.1 Sistema mecânico redutível a uma partícula. Energia e tipos fundamentais de energia. Potência 1.1.2 Energia interna 1.1.3 Transferências de energia por ação de forças. Trabalho de uma força constante 1.1.4 Teorema da Energia Cinética 1.1.5 Movimento num plano inclinado: variação da energia cinética e distância percorrida {AL 1.1) 1.1.6 Forças conservativas e não conservativas 1.1.7 Trabalho do peso e energia potencial gravítica 1.1.8 Energia mecânica, forças conservativas 86 86 91 91 97 98 99 99 e conservação da energia mecânica 101 1.1.9 Forças não conservativas, variação da energia mecânica, dissipação de energia e rendimento 103 1.1.10 Movimento vertical de queda e ressalto de uma bola: transformações e transferências de energia {AL 1.2) 105 1.2 Energia e fenómenos elétricos 106 1.2.1 Energia elétrica e correntes elétricas 106 1.2.2 Grandezas elétricas: diferença de potencial elétrico e corrente elétrica. Corrente contínua e corrente alternada 107 1.2.3 Grandeza elétrica: resistência elétrica de um condutor 109 1.2.4 Energia transferida para um componente de um circuito elétrico. Efeito Joule 110 1.2.5 Balanço energético num circuito 112 1.2.6 Características de uma pilha {AL 2.1) 113 1.2.7 Associações de componentes elétricos em série e em paralelo 114 1.3 Energia, fenómenos térmicos e radiação 116 1.3.1 Sistema termodinâmico. Temperatura e equilíbrio térmico 116 1.3.2 Radiação e irradiância. Painéis fotovoltaicos 119 1.3.3 Radiação e potência elétrica de um painel fotovoltaico {AL 3.1) 120 1.3.4 Condução térmica e convecção térmica. Transferências de energia como calor num coletor solar 122 1.3.5 A radiação solar e os coletores solares 122 1.3.6 Primeira Lei da Termodinâmica: transferências de energia e conservação da energia 124 1.3.7 Aquecimento e arrefecimento de sistemas: capacidade térmica mássica 125 1.3.8 Capacidade térmica mássica {AL 3.2) 126 1.3.9 Aquecimento e mudanças de estado: variação das entalpias de fusão e de vapoMzação 127 1.3.10 Balanço energético num sistema termodinâmico {AL 3.3) 128 1.3.11 Segunda lei da termodinâmica: degradação de energia e rendimento 128 Questões propostas 130
  3. 3. Física 11.º Ano Domínio 1 Mecânica 1.1 Tempo, posição e velocidade 152 1.1.1 Posição, deslocamento, distância percorrida e sentido do movimento 152 1.1.2 Velocidade 154 1.1.3 Velocidade em gráficos posição-tempo e gráficos velocidade-tempo, para movimentos retilíneos 155 1.2 Interações e seus efeitos 159 1.2.1 As quatro interações fundamentais na natureza 159 1.2.2 Terceira Lei de Newton 160 1.2.3 Lei da gravitação universal 161 1.2.4 Efeito das forças sobre a velocidade: a aceleração 163 1.2.5 Segunda Lei de Newton 165 1.2.6 Queda livre (AL 1.1) 167 1.2.7 Primeira Lei de Newton 168 1.3 Forças e movimentos 169 1.3.1 Movimentos uniformemente variados 169 1.3.2 Forças nos movimentos retilíneos acelerado e uniforme (AL 1.2) 172 1.3.3 Movimento uniformemente retardado: velocidade e deslocamento (AL 1.3) 174 1.3.4 Queda na vertical com efeito de resistência do ar apreciável 176 1.3.5 Movimento circular uniforme 178 Questões propostas 180 Domínio 2 Ondas e eletromagnetismo 2.1 Sinais e ondas 190 2.1.1 Sinais. Ondas: transversais e longitudinais, mecânicas e eletromagnéticas 190 2.1.2 Periodicidade temporal e espacial de uma onda. Ondas harmónicas e complexas 192 2.1.3 O som como onda de pressão 196 2.1.4 Sons puros, intensidade e frequência; sons complexos. Espetro sonoro 197 2.1.5 Microfone e altifalante 197 2.1.6 Características do som (AL 1.1) 2.1.7 Velocidade do som (AL 1.2) 198 201 2.2 Eletromagnetismo 203 2.2.1 Campos magnéticos 203 2.2.2 Campos elétricos 206 2.2.3 Fluxo do campo magnético 208 2.2.4 Indução eletromagnética e Lei de Faraday 210 2.2.5 Aplicações da Lei de Faraday 212 2.3 Ondas eletromagnéticas 214 2.3.1 Origem e produção de ondas eletromagnéticas 214 2.3.2 Fenómenos ondulatórios 215 2.3.3 Reflexão de ondas 216 2.3.4 Refração de ondas 2.3.5 Reflexão total e fibras óticas 2.3.6 Ondas: absorção, reflexão, refração 217 220 e reflexão total (AL 3.1) 221 2.3.7 Difração de ondas 223 2.3.8 Comprimento de onda e difração (AL 3.2) 224 2.3.9 Efeito Doppler e expansão do Universo Questões propostas 225 228 Química 11.º Ano Domínio 1 Equilíbrio químico 1.1 Aspetos quantitativos das reações químicas 240 1.1.1 Reações químicas 240 1.1.2 Reagente limitante e em excesso 242 1.1.3 Rendimento de uma reação química 244 1.1.4 «Química verde» 245 1.1.5 Síntese do ácido acetilsalicílico (AL 1.1) 247 1.2 Equilíbrio químico e extensão das reações 249 1.2.1 Reações incompletas e equilíbrio químico 249 1.2.2 Extensão das reações químicas 252 1.2.3 Fatores que alteram o equilíbrio químico 256 1.2.4 Efeito da concentração no equilíbrio químico (AL 1.2) 260 Questões propostas 262 Domínio 2 Reações em sistemas aquosos 2.1 Reações ácido-base 274 2.1.1 Definição de ácido e de base 274 2.1.2 Acidez e basicidade das soluções 276 2.1.3 Autoionização da água 278 2.1.4 Ácidos e bases em solução aquosa 281 2.1.5 Constantes de acidez 283 2.1.6 Força relativa de ácidos e bases 285 2.1.7 Titulação ácido-base (AL 2.2) 288 2.1.8 Acidez e basicidade em soluções aquosas de sais 293 2.1.9 Aspetos ambientais das reações ácido-base 295 2.2 Reações de oxidação-redução 297 2.2.1 Caracterização das reações de oxidação- -redução 297 2.2.2 Força relativa dos oxidantes e redutores 301 2.2.3 Série eletroquímica (AL 2.3) 305 2.3 Soluções e equilíbrio de solubilidade 306 2.3.1 Mineralização das águas 306 2.3.2 Solubilidade de sais em água 307 2.3.3 Equilíbrio químico e solubilidade de sais 310 2.3.4 Alteração da solubilidade dos sais 312 2.3.5 Temperatura e solubilidade de um soluto sólido em água (AL 2.4) 314 2.3.6 Desmineralização de águas e processos de precipitação 315 Questões propostas Prova-modelo 1 Prova-modelo 2 Prova-modelo 3 Prova-modelo 4 Soluções Anexos IAII auladigital Aprender é incrível. ✓ TESTE DIAGNÓSTICO ✓ SIMULADOR DE EXAMES ✓ EXAMES ERESOLUÇÕES Acesso em www.leyaeducacao.com 318 332 338 344 350 356 383
  4. 4. Química 10.0 Ano oornínio 1 Elementos Cuímicos e sua organização oornínio 2 Propriedades e transtorrnações da matéria
  5. 5. 6 QUÍMICA10.0 Ano Domínio 1 Elementos químicos e a sua organização A Química estuda a matéria e as transformações que esta pode sofrer. A matéria é tudo o que tem massa e ocupa espaço. A maior parte da matéria dos planetas é constituída por átomos. 1.1 Massa e tamanho dos átomos A massa e o tamanho de um átomo não se obtêm pe- sando-o numa balança ou medindo-o com uma régua. Determinam-se por métodos indiretos. Atualmente, a microscopia de alta resolução mostra, de maneira muito clara, que a matéria é de facto com- posta por átomos (Fig. 1.1). Cada átomo (Fig. 1.2) é constituído por três tipos de partículas: eletrões (com carga elétrica negativa), pro- tões (com carga elétrica positiva, simétrica à dos ele- trões) e neutrões (sem carga elétrica). Os protões e os neutrões ocupam a zona central do átomo - o núcleo (muito pequeno em tamanho). Os eletrões movem-se em torno do núcleo, designando-se por nuvem ele- trónica a representação da região onde se movem. Os eletrões quase não contribuem para a massa total do átomo, pois têm massa muito menor do que a dos protões ou a dos neutrões. O átomo é eletricamente neutro, uma vez que o núme- ro de protões é igual ao número de eletrões e a carga de um eletrão é simétrica da carga de um protão. Fig. 1.1 Imagem de átomos de silício, Si, obtida por microscópico de alta resolução. (ampliação: 20 000 000) •- - Eletrão Átomo - - Nuvem eletrónica Núcleo Fig. 1.2 A estrutura do átomo. Os átomos dos diferentes elementos (já identificados 118) são caracterizados por um número atómico, Z, que é o número de protões existentes no núcleo, sendo responsáveis pela carga elétrica nuclear. Quando os átomos ganham ou perdem eletrões transformam-se em iões, pois adquirem car- ga elétrica negativa ou positiva, respetivamente. Os protões e neutrões estão fortemente li- gados no núcleo atómico, pelo que nas reações químicas não podem ser perdidos ou ganhos pelos átomos. Iões positivos: têm menos eletrões do que protões. protões: 13 Átomo de alumínio, A€, (Z = 13) { eletrões: 13 protões: 13 Ião alumínio, Af 3 • { eletrões: 10
  6. 6. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização Iões negativos: têm mais eletrões do que protões. protões: 16 Átomo de enxofre, S, (Z = 16) { eletrões: 16 protões: 16 Ião sulfureto, s2 - { eletrões: 18 Cada um dos elementos tem, em regra, vários isótopos - átomos do mesmo elemento que diferem no número de neutrões e, consequentemente, na massa. Chama-se número de massa, A , ao número total de partículas no núcleo atómico, que correponde à soma do núme- ro de protões com o número de neutrões. Os átomos de um elemento representam-se usando a seguinte notação simbólica: ; X X - Símbolo do elemento; A - Número de massa; Z - Número atómico 1. A tabela seguinte contém informação relativa a várias espécies químicas designadas por letras de A a G. As letras não representam símbolos de elementos químicos. A (a) 8 8 o (b) B 19 20 18 (e) (d) e (e) (f) (g) (h) ~~c3 + D 8 8 (i) - 2 (j) E (k) (I) (m) (n) ': E F 26 30 (o) o (p) G (q) (r) (s) (t) ~~G- 1.1 Indique a informação que deve substituir as letras de (a) a (t), de modo a completar a tabela. 1.2 Indique, justificando, as espécies químicas que são isótopos do mesmo elemento. 1.3 Conclua,justificando, quantos elementos químicos estão representados na tabela. & 1.1 (a) 8; (e) 26; (i) 10; (m) 8; (q) 35; (b) 1 :A; (f) 30; (j) ':0 2- ; (n) O; (r) 45; (c) +1; (g) 23; (k) 8; (o) 26; (s) 36; (d) ~:s+; (h) +3; (1) 10; (p) ~: F; (t) -1. 1.2 As espécies A, D e E são isótopos do elemento de número atómico 8 e as espécies C e F são isótopos do elemento com número atómico 26. 1.3 Estão representados quatro elementos químicos diferentes, pois há quatro valores diferentes de número atómico: Z = 8 (A, D e E); Z = 19 (B); Z= 26 (C e F); Z= 35 (G). mi 7
  7. 7. 8 QUÍMICA10.0 Ano 1.1.1 Tamanho dos átomos Ordem de grandeza e escalas de comprimento Na natureza as estruturas têm dimensões muito variadas. Assim, para as descrever podem ser usados números de diferentes ordens de grandeza, muito pequenos ou muito grandes. Ordem de grandeza: pode ser expressa pela potência de base 10 mais próxima de um número escrito em notação científica. Distância Terra-Sol 150 000 000 000 Raio da Terra 6 371 000 Diâmetro de uma célula 0,000 012 Raio de um átomo de carbono 0,000 000 000 070 Altura de um ser humano 1,70 Notação científica coeficiente expoente '-. JI' 6,02 X 1023 'base em que 1:5 coeficiente < 10 1,50 X 1011 1011 6,371 X 106 107 1,2 X 10 5 10-s 7,O x 10·11 10-10 1,70 X 10º 10º Como as ordens de grandeza das diferentes estruturas na natureza podem ser tão variadas, usam-se frequentemente múltiplos e submúltiplos das unidades SI. UI o 1i .. :s E .0 ::, C/1 UI o 1i E ,::, :i: fixo pico nano micro mili centi deci deca hecto quilo mega giga tera p 10-12 n 10-9 µ 10-6 m 10-3 e 10-2 d 10-1 da 101 h 102 k 103 M 106 G 109 T 1012 A escolha da escala, em cada caso, está relacionada com a ordem de grandeza.
  8. 8. DOMÍNIO1 Elementos químicos e asua organização M+i+ii·i·it¾Hli·I 2. As figuras representam várias estruturas e as respetivas dimensões. 1,40 Gm Sol 75 nm vírus 170 cm ser humano 42 mm bola de golfe 100 µ,m fio de cabelo 102 pm 1 nm molécula de glicose átomo de hidrogénio 2.1 Indique as ordens de grandeza de cada uma das dimensões expressas em metros. 2.2 Exprima em nanómetros a dimensão do: a) fio de cabelo; b) átomo de hidrogénio. 2.3 As dimensões do vírus e do átomo de hidrogénio, quando comparadas com a di- mensão da molécula de glicose, são, respetivamente, (A) 100 vezes maior e 100 vezes menor. (C) 75 vezes maior e 10 vezes menor. (B) 75 vezes menor e 100 vezes maior. (D) 100 vezes menor e 10 vezes maior. a 2.1 Sol: 1,40 Gm = 1,40 x 109 m; ser humano: 170 cm = 1,70 x 10º m; bola de golfe: 42 mm = 4 ,2 x 10-2 m; fio de cabelo: 100 µm = 1,00 x 10-4 m; vírus: 75 nm = 7,5 X 10-s m; molécula de glicose: 1 nm = 1 X 10-9 m; átomo de hidrogénio: 102 pm = 10-10 m. As ordens de grandeza são, respetivamente: 109 m; 10º m; 10-2 m; 10-4 m; 10-7 m; 10-9 m; 10-10 m. 2.2 a) 100 µm = 100 x (10-6 m) = 100 x 103 x (10-9 m) = 1,00 x 105 nm b) 102 pm = 102 x (10-12 m) = 102 x 10-3 x (10-9 m) = 10-1 nm d vírus 75 nm . _ , , . 2.3 (C). _d ______ = - - - = 75 ⇒ a dtmensao do v,rus e 75 vezes maior molécula de glicose 1 nm do que a dimensão da molécula de glicose. dátomo de hidrogénio d molécula de glicose 0,100 nm 1 , , - - - - = 0,1 = - ⇒ a dimensão do atomo de hidrogenio 1 nm 10 é 10 vezes menor do que a dimensão da molécula de glicose. 9
  9. 9. 10 QUÍMICA10.0 Ano Dimensões à escala atómica Em Química, a escala mais importante que permite comparar distâncias e tamanhos é a escala atómica e molecular (nanoescala). Se o micrómetro (10-6 m) é a dimensão de uma célula viva, que se vê com um microscópio ótico, o nanómetro (10-9 m) é a dimensão de uma molécula orgânica, como, por exemplo, a mo- lécula de glicose (C6 H12 0 J Os átomos são de dimensão subnanométrica, enquan- to muitas moléculas, nomeadamente as proteínas, têm dimensões superiores a um nanómetro. Na Fig. 1.4 observa-se uma camada de grafeno, obtida com um microscópio de efeito de túnel, onde está re- presentado o valor da distância interatómica de dois átomos de carbono, o que permite concluir que o diâ- metro do átomo de carbono é 0,14 nm. A nanotecnologia, a tecnologia à nanoescala, dedi- ca-se à manipulação da matéria, numa escala atómica e molecular, de modo a construir novas moléculas e novos materiais. Lida, geralmente, com estruturas cujas dimensões va- riam desde aproximadamente 100 nm (dimensões dos transístores dos microprocessadores atuais ou de um vírus) até 0,1nm (dimensões atómicas). l+Ml·i·ii+Hli·I •····•························ d :rii~ ~ --------------------------- Terra Fig. 1.3 Um nanómetro está para um metro assim como o diâmetro de uma bola de ténis está para o d iâmetro da Terra. Fig. 1.4 Imagem à escala atómica: os pontos cinzentos desenhados representam átomos de carbono numa camada de grafeno. 3. O pentacena, C22 Hw é um hidrocarboneto de grande importância, pois pode ser utilizado na produção de dispositivos eletrónicos. A figura seguinte, publicada em 2009, mostra, em B, a primeira imagem de uma mo- lécula individual, a molécula de pentacena, que foi obtida por microscopia de força atómica (AFM). Pode observar-se a semelhança entre o modelo molecular para o pentacena (A) e a imagem obtida por AFM. Fonte: IBM Research - .._.._.___________._ 7Hz _ Zurich. (um angstrõm: 1A= 10-10 m) Esta observação feita por cientistas do laboratório da IBM, em Zurique, representa um marco nos campos da eletrónica molecular e da nanotecnologia.
  10. 10. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização 3 .1 Uma das características da nanotecnologia é a manipulação (A) da matéria à escala das células dos seres vivos. (B) da matéria à escala atómica e molecular. (C) de estruturas com dimensões da ordem de um micrómetro. (D) de estruturas com dimensões da ordem da milésima parte de um milímetro. 3.2 Usando a escala fornecida em B, determine: a) a ordem de grandeza do comprimento da molécula de pentaceno na unida- de de base do SI; b) o fator de ampliação da imagem. tj 3.1 (B). Lida com estruturas de dimensões entre 100 nm (0,1 micrómetros) e 0,1 nm. O tamanho das células é da ordem do micrómetro que é a milésima parte de um milímetro. 3 .2 a) Com base na escala fornecida em B é possível estimar o comprimento apro- ximado da molécula de pentaceno: 3 x 5 A=15 A=15 x 10-10 m =1,5 x 10-9 m. O comprimento da molécula de pentaceno é da ordem de 10-9 m. b) A escala mostra que 5 Ana realidade corresponde a 1 cm na imagem, ou seja, 1cm na imagem equivale a 5 x10-a cm na realidade, pelo que o fator de ampliação é 1cm - - - - = 2 X 107 = 20 000 000 5 x 10-acm Conclui-se, assim, que a imagem está ampliada 20 milhões de vezes. 1.1.2 Massa isotópico e massa atómica relativa média A massa de um átomo depende do número de protões e de neutrões que o constituem. A massa isotópica relativa indica quantas vezes a massa de um átomo, de um isótopo de um elemento X, é superior à massa convencionada como padrão. 1 A massa-padrão que se utiliza é a massa correspondente a da massa do átomo de car- bono-12. 12 A massa atómica relativa média, A,, de um elemento químico é calculada a partir das massas isotópicas relativas e respetivas abundâncias dos seus isótopos naturais. 11
  11. 11. 12 QUÍMICA10.0 Ano 4. O cloro ocorre em amostras terrestres como uma mistura de dois isótopos, ~~e.e e ~~ce. As massas atómicas desses isótopos, determinadas experimentalmente, e as respe- tivas abundâncias relativas apresentam-se na tabela seguinte: 34,968 75,53 36,956 24,47 4.1 Calcule a massa atómica relativa média do cloro. 4.2 Explique a proximidade do valor da massa atómica relativa do cloro ao valor da massa isotópica do cloro-35. & 4 .1 Converter as abundâncias em frações decimais: 75,53 75,53% - - - = 0,7553 100 24,47 24,47% - - - = 0,2447 100 Determinar a média tendo em conta a abundância de cada isótopo: A, (Cf) = 34,968 X 0,7553 + 36,956 X 0,2447 = 35,454 4.2 A massa atómica relativa média do cloro é 35,454 e está mais próxima da massa do isótopo mais abundante, o cloro-35, pois o seu valor resulta da média ponderada das massas isotópicas, tendo maior contributo a massa do isótopo mais abundante. 1.1.3 Quantidade de matéria e massa molar A quantidade de matéria, n, é uma grandeza física usada para relacionar porções de substân- cias, em termos macroscópicos, com as unidades estruturais (átomos, moléculas ou iões) do domínio do submicroscópico. A unidade de quantidade de matéria no SI é a mole (símbolo mol). No SI, 1 mol é a quantidade de matéria que contém 6,02 x 1023 entidades (átomos, moléculas ou outras partículas). Este número designa-se por número de Avogadro, em homenagem ao cientista italiano Amedeo Avogadro. A constante de Avogadro, NA= 6,02 x 1023 moI-1, é o número de entidades por mole de uma determinada substância (a unidade SI é mol-1 ). Entre o número de entidades, N , presentes numa dada amostra e a quantidade de matéria, n, dessa amostra, pode estabelecer-se a seguinte relação: N = n x NA, em que a constante de Avogadro, NA, é a constante de proporcionalidade.
  12. 12. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização A Fig. 1.5 apresenta amostras de substâncias cuja quantidade de matéria, presente em cada uma, é uma mole de átomos. 1 mol de átomos de carbono: 12,0 g 1 mol de átomos de enxofre: 32,1 g Fig. 1.5 Porções de substâncias com 1 mol de átomos de carbono, de enxofre e de ferro. 1 mol de átomos de ferro: 55,9 g Massa molar, M: massa por unidade de quantidade de matéria. Exprime-se geralmente em grama por mole (símbolo g mol-1 ). A massa molar de uma substância, expressa em g mo1-1, é nu- mericamente igual à massa atómica relativa média,A,, do elemento químico, ou à massa relativa média da unidade estrutural dessa substância (átomo, molécula ou agregado de iões). Entre a massa, m, de uma amostra de uma dada substância e a quantidade de matéria, n, dessa amostra, pode estabelecer-se a seguinte relação: m =n x M. 5. O metano, CH4, é o principal constituinte do gás natural. Considere uma amostra de 0,378 mal de metano. 5.1 Calcule a massa da amostra. 5.2 Determine a quantidade de matéria de átomos de hidrogénio na amostra. 5.3 Quantos átomos de carbono existem na amostra? ~ 5 .1 A massa molar de CH4 é M(CH4 ) = (12,01 + 4 x 1,01) g mo1-1 = 16,05 g mo1-1 (massa por cada mole). A massa de 0,378 molde CH4 é m = n x M = 0,378 mol x 16,05 g mo1-1 = 6,07 g. 5.2 Numa molécula de CH4 existem 4 átomos de hidrogénio, H, o que se traduz 4mol H na seguinte proporção: - - - - 1 mol CH4 4mol H n =0,378 .!J)..Ol---€FÇ x - - - - =1,51 mol H 1 !JJ..Ol-a:t; 5.3 Pode utilizar-se a seguinte sequência de cálculos: ncH - NcH - Nc 4 4 N = n x NA= 0,378 mol x 6,02 x 1023 mo1-1 = 2,28 x 1023 moléculas CH4 1 átomo C Nc = 2,28 x 1023 moléculas CH4 x 1 1 , 1 CH = 2,28 x 1023 átomos C mo ecu a 4 13
  13. 13. 14 QUÍMICA10.0 Ano 6 . O luminol é um sólido cristalino amarelado muito utilizado em perícias criminais a fim de identificar sangue no local do crime, pois reage com a hemoglobina presente no sangue e, ao fazê-lo, produz luz. 6 .1 O gráfico mostra a relação entre o número de moléculas, N, e a quantidade de matéria, n, do luminol. Qual é o significado físico do declive da reta? 6 .2 A fórmula molecular do luminol pode ser re- presentada por C8 H7 O2 Nx. Determine o valor de x, considerando que a massa de 2,11 x 1024 moléculas é 620,13 g. N 2,11 X 1024 ••••••·· 3,5 n/mol (j 6.1 O declive da reta corresponde à constante de Avogadro. Entre o número de en- tidades, N, presentes numa dada amostra e a quantidade de matéria, n, dessa amostra, pode estabelecer-se a seguinte relação: N = NA x n, em que a constante de Avogadro, NA, é a constante de proporcio- nalidade. 6.2 Cálculo da massa molar, M(C8 H7 0 2 N), de acordo com os dados do gráfico: N(C8Hp2NJ = 2,11 x 1024 moléculas - n(C8Hp2NJ = 3,5 mol m 620,13 g m =n x M ⇒ M(C H O N ) =- =--- =17718 g mo1-1 8 7 2 x n 3,5 mol ' Cálculo do valor de x: M(C8 Hp2 N) =8 X 12,01 + 7 X 1,01 + 2 X 16,00 + 14,01 x =177,18 g mo1-1 ⇒ x =3 1.1.4 Volume e número de moléculas de uma gota de água (AL 1.1) O número de moléculas numa gota de água pode ser estimado se for medido o volume de uma gota de água e também a sua massa. Para uma maior precisão, faz-se uma medição indireta a partir do volume e da massa de muitas gotas. l+i%i·i·l1+Hli·I 7. Para medir o volume e a massa de uma gota de água e determinar o número de mo- léculas de água nela existentes, um grupo de alunos realizou uma atividade com a seguinte sequência de procedimentos: 1. Encher uma bureta com água e acertar até ao nível do zero na escala. li. Colocar um gobelé em cima da balança digital. Ili. Transferir 100 gotas de água da bureta para o gobelé. IV. Registar o volume das 100 gotas de água e a massa respetiva.
  14. 14. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização 7.1 A figura mostra parte da escala da bureta que foi utilizada, pelo grupo de alunos, para medir o volume de água (100 gotas) vertido. Aten- dendo à incerteza de leitura e ao número adequado de algarismos significativos, o volume de 100 gotas de água é (A) (5,6 ± 0,1) ml. (8) (5,65 ± 0,05) ml. (C) (6,3 ± 0,1) ml. (D) (6,35 ± 0,05) ml. 7.2 A massa das 100 gotas de água medida pelos alunos foi 5,09 g. a) Quantos algarismos significativos apresenta o resultado da medição? b) Apresente o resultado da medição com a respetiva incerteza de leitura. 7.3 Determine a massa e o volume de uma gota de água. Apresente o resultado com o número adequado de algarismos significativos. 7.4 O número de moléculas de água (M(H2 O) = 18,02 g mol-1 ) que existem numa gota pode ser determinado a partir da expressão 18,02 5,09 - - X 6 02 X 1023 - - X 6 02 X 1023 (A) N= 100 ' (C) N= 18,02 ' 5,09 100 18,02 18,02 - - X 6 02 X 1023 - - x 5,09 (8) N= 5,09 ' (D) N= 100 100 6,02 X 1023 7.5 Indique as ordens de grandeza do número de moléculas de água de uma gota e do volume dessa gota. & 7.1 (8). O volume das gotas de água foi medido com uma bureta, um instrumento analógico. Neste tipo de instrumentos, considera-se a incerteza de leitura igual a metade do valor da menor divisão da escala. Neste caso, a menor divisão da escala é 0,1 ml, pelo que a incerteza de leitura será metade, ou seja, 0,05 ml. A figura mostra o nível mais baixo do menisco entre os valores 5,6 ml e 5,7 ml. 7.2 a) Três algarismos significativos. b) (5,09 ± 0,01) g ou 5,09 g ± 0,01 g A massa das gotas de água foi medida com uma balança digital. Nos instrumentos digitais, considera-se a incerteza de leitura igual a uma unidade do último dígito de leitura. A precisão da balança utilizada é 0,01 g, pelo que a incerteza de leitura é 0,01 g. _ 5,09 g _ _2 • _ 5,65 ml 7.3 m1 gota - 100 - 5,09 x 10 g, v,gota - 100 5,65 x 10-2 ml 7.4 (C). O quociente 5,o9 g é a quantidade de matéria ( n = m ) nas 18,02 g mo1-1 M 100 gotas, que, multiplicada pela constante de Avogadro, dá o número de moléculas de água em 100 gotas. 7.5 N.º de moléculas de uma gota de água: 1,70 x 1021 - ordem de grandeza 1021 • Volume de uma gota: 5,65 x 10-2 ml - ordem de grandeza 10-1 ml. mi 15
  15. 15. 16 QUÍMICA10.0 Ano 1.2 Energia dos eletrões nos átomos Sabemos hoje que as propriedades dos átomos são determinadas pelas energias dos seus eletrões. Um modo indireto de obter informação sobre a energia dos eletrões nos átomos é através da interação da luz (radiação eletromagnética) com os átomos. Por outro lado, muito do que se conhece sobre a própria luz resultou, também, da interação da luz com os átomos. A espetroscopia diz respeito ao estudo da interação da radiação com a matéria, consideran- do-se sobretudo os processos associados à absorção e à emissão de radiação. Na espe- troscopia analisam-se os espetros, os quais consistem em representações de uma grandeza relacionada com a absorção ou emissão de radiação em função da energia ou frequência (ou comprimento de onda) dessa radiação. 1.2.1 Espetros contínuos e descontínuos Luz, em sentido lato, não é só a luz visível (dete- tada pelos nossos olhos). As radiações gama (y), os raios X, os raios ultravioleta, os infravermelhos, as micro-ondas, as ondas de rádio e televisão também são luz. As radiações (ou ondas) eletromagnéticas, expres- são utilizada para designar os diferentes tipos de luz, transportam energia ao propagar-se. Newton, no século XVII, mostrou que a luz solar (luz branca) tem várias componentes de cores diferen- tes (Fig. 1.6). Quando atravessa certos meios trans- parentes (por exemplo, um prisma de vidro), a luz branca decompõe-se numa sequência de radiações Fig. 1.6 Decomposição da luz solar através com cores diferentes - as cores do arco-íris. de um prisma, obtida por Newton. O conjunto formado pela sucessão contínua das vá- rias radiações coloridas designa-se por espetro da luz visível. A luz também pode ser detetada em quantidades discretas (bem definidas), como partículas, pelo que as radiações eletromagnéticas podem igualmente ser descritas como sendo forma- das por fotões. Os fotões são os corpúsculos da luz: a cada fotão corresponde um mínimo de energia, que é diferente consoante a frequência da radiação. A energia de um fotão é diretamente proporcional à frequência da radiação correspondente. Espetro eletromagnético Definem-se sete regiões principais do espetro eletromagnético. Considerando a energia por cada fotão, estas regiões podem ordenar-se por energia crescente de acordo com a sequên- cia crescente de frequência: ondas de rádio, micro-ondas, infravermelho (IV), visível, ultravio- leta (UV), radiação (raios) X e radiação gama (y) (Fig.1.7).
  16. 16. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização Na luz visível, a energia por fotão e a frequência da radiação aumentam de acordo com a seguinte sequência: vermelho, cor de laranja, amarelo, verde, azul, anil e violeta (Fig. 1.7). Radiofrequências Micro-ondas Infravermelho Visível Ultravioleta (UV) Raios X Radiação gama (-y) (IV) • i l 1Q-32 1Q-24 10-22 2,5 X 1Q-19 5,2 X 1Q-19 Energia por fotão / J Fig. 1.7 Espetro eletromagnético e energia da radiação. M+i%i·i·it4Hli·I , 10-17 1Q-15 10-10 8. As lâmpadas de vapor de sódio, usadas em iluminação pública, têm uma luz amarela característica devido à presença do elemento sódio. 8.1 A luz emitida por uma lâmpada de luz ultravioleta, comparada com a luz emitida pela lâmpada de vapor de sódio, tem __ frequência e fotões de __ energia. (A) maior ... menor. (B) menor ... menor. (C) maior ... maior. (D) menor ... maior. 8.2 Ordene as radiações seguintes por ordem crescente de frequência. 1. Luz amarela de uma lâmpada de vapor de sódio. li. Radiação gama emitida por um núcleo radioativo. Ili. Ondas de rádio emitidas pela antena de uma estação de rádio. IV. Feixe de micro-ondas emitido pelo radar de controlo de tráfego aéreo de um aeroporto. & 8.1 (C). A energia dos fotões da luz ultravioleta é maior do que a dos fotões da luz amarela. Quanto maior é a energia de um fotão, maior é a frequência da radiação respetiva, pois a energia de cada fotão é diretamente proporcional à frequência da radiação respetiva. 8.2 Representando f a frequência: 'iu < 'iv < 'i < 'ii· Espetro de emissão: resulta da decomposição da luz emitida por um corpo (por exemplo, corpos incandes- centes). Espetro de emissão contínuo: contém uma gama ininterrupta de radiações ou cores, como sucede, por exemplo, no espetro de emissão do filamento aque- cido de uma lâmpada (Fig. 1.8). Para cada fonte lumi- nosa, as diferentes cores são, em geral, emitidas com intensidades diferentes. ~ -ia-nt _ e______ Fig. 1.8 Espetro de emissão contínuo. 17
  17. 17. 18 QUÍMICA10.0 Ano Espetros de emissão descontínuos: só contêm radiações de determinadas energias. São constituídos por riscas distintas. Diferentes riscas são, em geral, emitidas com intensidades diferentes. Espetro de absorção: espetro obtido depois de a luz emitida por uma fonte atravessar uma substância. Este espetro contém apenas as radiações da luz incidente que não foram absorvi- das na substância. Corresponde à subtração de bandas ou riscas do espetro da luz incidente na substância. No visível, o espetro de absorção de uma substância resulta da absorção seletiva de radiações visíveis pela substância: podem observar-se riscas negras num fundo colorido. ESPETROS ESPETROS DE EMISSÃO 1 contínuos exemplos de fontes de emissão na região do visível Corpo incandescente Lâmpada de incandescência Espetro 1 l+l%i·i·l1+Hli·I 7 descontínuos exemplos de fontes de emissão na região do visível Lâmpadas Lâmpada de vapor de sódio fluorescente usadas em iluminação pública Espetro Espetro l l - ESPETROS DE ABSORÇÃO descontínuos 1 exemplo 1 Espetro solar com as riscas de Fraunhofer (riscas de absorção) 9. A principal técnica utilizada no estudo da composição dos corpos celestes é a es- petroscopia. Parte da radiação emitida pelas estrelas é absorvida pelo gás que as rodeia. Se esse gás não existisse, os espetros produzidos seriam semelhantes ao de um sólido incandescente, desprezando a influência da atmosfera terrestre. Considere os espetros seguintes. 1. 2.III 3. 9 .1 Classifique, justificando, cada um dos espetros. 9.2 Qual dos espetros da figura pode corresponder ao espetro de uma estrela na região do visível?
  18. 18. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização O 9.1 Espetro 1: de emissão, contínuo em toda a região do visível - regista toda a gama de radiações emitidas, ou seja, não há interrupção na sequência das várias radiações. Espetro 2: de emissão, descontínuo (espetro de riscas) na região do visível - só regista algumas radiações e é constituído por riscas (coloridas) distintas. Cada risca corresponde a uma determinada energia, por fotão, da radiação emitida. Espetro 3: de absorção, no visível - resulta da absorção seletiva de radiações visíveis e é constituído por riscas negras num fundo colorido. 9.2 Espetro 3. Espetro obtido depois de parte da luz emitida pela estrela ser ab- sorvida pelo gás que a rodeia. 1.2.2 O modelo atómico de Bohr O estudo dos espetros descontínuos dos átomos conduziu ao conhecimento das energias dos eletrões nos átomos. O hidrogénio, o elemento químico mais simples e abundante no Universo, existente em gran- de quantidade nas estrelas, origina um espetro de riscas, bem definidas (Fig. 1.9). 1 1 Infravermelho visível Ultravioleta Fig. 1.9 Espetro de emissão do átomo de hidrogénio Este espetro foi interpretado pela primeira vez por Niels Bohr em 1913. No seu modelo, as riscas do espetro do átomo de hidrogénio resultam das variações de energia do eletrão no átomo. Como as riscas são bem determinadas, aquelas variações de energia também o são, e, em consequência, a energia do eletrão no átomo só pode ter certos valores - a energia do eletrão está quantizada. 1.2.3 Transições eletrónicas O espetro de absorção resulta da absorção de radiação pelo eletrão no átomo de hidrogénio: o eletrão transita de um estado de menor energia para um de maior energia (excitação) por absorção de um fotão. O espetro de emissão resulta do processo oposto (desexcitação) com emissão de um fotão (Fig.1.10). Radiaçã~ . • _ Eletrão .; ·. Excitação Desexcitação Fig. 1.10 Excitação e desexcitação do átomo de hidrogénio. 19
  19. 19. 20 QUÍMICA10.0 Ano O eletrão no átomo apenas pode apresentar certos valores de energia que correspondem a patamares energéticos - níveis de energia, n. O estado de menor energia é o estado fun- damental que, no átomo de hidrogénio, ocorre quando o eletrão ocupa o nível 1, n = 1. Os estados de energia superior ao fundamental designam-se estados excitados (para o eletrão do átomo H, níveis 2, 3, ...). Transição eletrónica é a mudança de estado de energia do eletrão que, no modelo de Bohr, só se dá por absorção ou emissão de uma quantidade bem definida de energia igual ao módulo da diferença entre as energias dos níveis entre os quais ocorre a transição. Quan- do o eletrão transita do nível n =a para o nível n =b: • se a < b, há absorção de radiação; • se a > b, há emissão de radiação. E fotão = l /1Eeletrão I em que /1E eletrão = E b - E. 1.2.4 Quantização da energia Uma das ideias fundamentais do modelo atómico de Bohr é a quantização da energia do ele- trão no átomo, ou seja, o eletrão do átomo não pode existir em qualquer estado de energia. Só são permitidos alguns estados com valores de energia bem definidos. Considera-se que um eletrão em repouso fora da ação do núcleo (n = 00) possui um valor nulo de energia (valor máximo); enquanto o eletrão se mantiver sob a ação do núcleo, os seus possíveis valores de energia são negativos. Quanto mais negativo for o valor da energia, menor é a energia do eletrão, menor é o nível de energia ocupado e menor é a distância do eletrão ao núcleo. Um eletrão transita de um nível de energia para outro sem nunca ter valores intermédios en- tre esses dois níveis - níveis discretos ou descontínuos de energia. A quantização de energia não se aplica só ao átomo de hidrogénio, verifica-se para todos os átomos. Para cada átomo só são permitidos certos valores de energia eletrónica e estes diferem de elemento para elemento. 10. Um eletrão do átomo de hidrogénio num estado excitado (n = 5) regressa ao estado fundamental por emissão de radiação. O diagrama de energias indica algumas possibilidades de tran- sição do eletrão. 10.1 As transições indicadas na figura: a) correspondem a uma excitação ou desexcitação? b) originam um espetro atómico de emissão ou de absor- ção? E, 1 l 1 1 t, 10.2 A energia de um fotão envolvido na transição entre o nível 5 e o nível 2 é dada por:
  20. 20. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização 10.3 Qual dos espetros seguintes poderá corresponder às transições eletrónicas apresentadas? (A) 11 1 1 1 (C) 1 1 1 1 Frequência Frequência (B) li 111 (D) 11 1 Frequência Frequência 10.4 Explique porque é que a quantização da energia do eletrão no átomo permi- tiu explicar os espetros atómicos de riscas, como o do átomo de hidrogénio. & 10.1 a) Desexcitação. O eletrão transita de um estado de maior energia para es- tados de menor energia (a energia do eletrão diminui). b) Espetro de emissão. Numa transição de desexcitação o átomo perde energia, emitindo um fotão. 10.2 (C). A opção B não pode ser considerada, pois conduz a um valor negativo e a energia do fotão não pode ser negativa. 10.3 (B). As três transições para o nível 1 envolveram maiores variações de ener- gia do eletrão, pelo que as radiações emitidas são as de maior energia, logo de maior frequência. 10.4 O facto de as riscas espetrais corresponderem a radiações de frequências características e bem definidas mostram que o eletrão só pode sofrer varia- ções de energia bem definidas, iguais ou simétricas às energias dos fotões daquelas frequências. Assim, a energia do eletrão no átomo não pode ter um valor arbitrário, assumindo apenas os valores compatíveis com aquelas variações de energia. Diz-se, por isso, que a energia está quantizada. 1.2.5 Espetro do átomo de hidrogénio Níveis de energia, n Energia do eletrão / J o O estudo do espetro de emissão do átomo de hidrogénio mos- trou haver riscas que ocorrem na zona do visível, outras cujas frequências se situam na zona do ultravioleta e outras ainda que se situam na zona do infravermelho. 4 -----+~-~-+---.-+---- - Ü,14 X 10-18 3 Paschen (IV) _ 0 24 x 10 _18 Chama-se série espetral ao conjunto de riscas muito próximas dentro de uma dada zona do espetro. Às várias séries de riscas resultantes de transições descenden- tes associam-se os nomes de quem as estudou pela primeira vez: Lyman (transições para n = 1, emissão de radiação UV), Balmer (transições para n = 2, emissão de radiação na zona do visível e do ultravioleta próximo) e Paschen (transições para n = 3, emissão de radiação infravermelha), entre outros, de acordo com a Fig. 1.11. Balmer (visível e UV) 2 - - -~~~-+++--- - - - - -0,54 X 10-rn Estado fundamental 11 Lyman (UV) 2,18 X 10-18 Fig. 1.11 Níveis de energia e transições eletrónicas para o átomo de hidrogénio. 21
  21. 21. QUÍMICA10.0 Ano 22 11. A figura ao lado mostra algumas transições ele- trónicas possíveis, do átomo de hidrogénio. 11.1 Indique a transição eletrónica a que corres- ponde a emissão de radiação de maior ener- gia. 11.2 Após a transição B, quais os tipos de radia- ções que podem ser emitidas pelo eletrão do E / 1Q-19J o -0,87 -1,36 - 2,42 - 5,45 átomo de hidrogénio? E após a transição A? - 21,8 A ~ B 1 1D e n 00 5 4 3 2 11.3 Considere um átomo de hidrogénio no estado fundamental, no qual incide um fotão de energia 1,82 x 10-18 J. Conclua, justificando, se há transição do eletrão para um estado excitado. Q 11.1 (C). Tratando-se de uma emissão, apenas consideramos as transições ele- trónicas para estados de menor energia. Entre as transições C e D, a C en- volve uma maior variação de energia do eletrão (n = 4 - n = 2), pelo que a radiação emitida é a de maior energia, uma vez que Efotãoemitido = 16.Eeletrã/ 11.2 A transição B corresponde a absorção de energia pelo eletrão do átomo de hidrogénio, ficando num estado excitado (n =3). O eletrão no nível n =3 pode transitar diretamente de n = 3 - n = 1, emitindo radiação ultravioleta (por ser uma transição para n =1), ou de n =3 - n =2, emitindo radiação visível (tran- sição para n =2) e de n =2 - n =1, emitindo radiação ultravioleta. A transição A corresponde a absorção de energia pelo eletrão, ficando este num estado excitado (n =2). Após a absorção de energia, o eletrão vai tran- sitar para o estado fundamental, emitindo radiação UV. 11.3 Efotão =16.Eeletrà) =En - E1 ⇒ En =E1 + Efotão =-21,8 X 10-19 J + 1,82 X 10-18 J = = -3,6 X 10-19 J O valor obtido é negativo, mas não corresponde à energia de nenhum dos estados excitados. Conclui-se, assim, que não existe transição, ou seja, o eletrão não absorve o fotão, permanecendo no estado fundamental. 12. Um átomo de hidrogénio excitado emite energia, muitas vezes sob a forma de luz visível, porque (A) o eletrão foi ejetado do átomo. (B) o eletrão transita para um nível de menor energia. (C) a energia do eletrão no átomo está quantizada. (O) o eletrão transita para um nível de maior energia. Q (B). O eletrão pode transitar entre estados estacionários absorvendo ou emitindo energia. Quando o átomo absorve energia, o eletrão passa para um estado es- tacionário de energia superior. Para haver emissão de energia, o eletrão tem de transitar para um nível de energia inferior. As emissões de energia, sob a forma de luz visível, ocorrem quando o eletrão do átomo de hidrogénio transita de ní- veis superiores de energia (dos níveis 3, 4, 5, ou 6) para o nível n = 2.
  22. 22. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização Os eletrões dos átomos de cada elemento químico têm um conjunto de valores de energia que os caracteriza, pelo que as transições eletrónicas que poderão ocorrer são diferentes de elemento para elemento. Assim, as energias das radiações emitidas, ou absorvidas, são di- ferentes de elemento para elemento, ou seja, são características de cada elemento químico. Espetros de emissão de elementos quími- cos: cada elemento químico apresenta um espetro de emissão de riscas característico, diferente do de qualquer outro elemento (Fig. 1.12 A e B). Se se compararem os espetros de emissão e de absorção na região do visível de um dado elemento químico (Fig. 1.12 B e e), verifica-se que as riscas coloridas do espetro de emis- são surgem nas mesmas posições que as ris- cas negras no espetro de absorção. A 8 e hélio néon 1 1 11 11 Fig. 1.12 Espetro de emissão do hélio (A), espetro de emissão do néon (B) e espetro de absorção do néon (C). Os espetros de emissão e de absorção são característicos de cada elemento químico. A partir dos espetros de riscas de absorção é possível identificar os elementos químicos que fazem parte da constituição das diferentes estrelas. 13. A figura ao lado mostra o espetro da luz solar na região do visível (A) e o espetro de absorção do hidrogénio (B). As linhas D1 e D2 são originadas pela presença do elemento sódio na atmosfera solar. Espetro de absorção de riscas do Sol (A) e espetro de absorção do hidrogénio (B). 13.1 Que conclusão se pode retirar da comparação dos espetros A e B? 13.2 De entre os espetros de emissão ao lado, designados por X, Y e Z, identifique o que corresponde ao elemento sódio. 1 1 1 z 13.3 Conclua.justificando, qual das duas riscas, D1 ou D2, do espetro de emissão do sódio apresenta maior energia por fotão. ~ 13.1 As linhas de absorção C, F, f eh do espetro da luz solar coincidem com as ris- cas de absorção do espetro do hidrogénio, o que permite concluir que existe hidrogénio na atmosfera do Sol. 13.2 Éo espetro X, por ser o único que tem duas riscas próximas na zona amarela do espetro na mesma posição que as riscas D1 e D2 do espetro solar. 13.3 Na radiação visível, a energia por fotão aumenta do vermelho para o vio- leta, pois a frequência da radiação aumenta nesse sentido. As duas riscas situam-se na zona do amarelo, no entanto, a risca D2 está mais próxima da extremidade violeta do espetro e, por isso, tem maior energia por fotão. 23
  23. 23. 24 QUÍMICA10.0 Ano 1.2.6 Energia de remoção eletrónica A energia dos eletrões nos átomos polieletrónicos (com 2 ou mais eletrões) inclui o efeito das atrações entre os eletrões e o núcleo (cargas de sinais contrários) que diminui a energia dos eletrões, e das repulsões entre os eletrões (cargas do mesmo sinal) que aumenta a sua energia. Espetroscopia fotoeletrónica: técnica utiliza- da para determinar a energia de remoção de eletrões dos átomos, e, a partir dela, a ener- gia dos eletrões no átomo. Nesta técnica (Fig. 1.13), faz-se incidir nos átomos do elemento em estudo uma radiação com energia sufi- ciente para remover qualquer um dos seus eletrões, transformando-se assim os átomos em iões. Para um átomo A, a remoção de um dos seus eletrões é descrita por: Em síntese: Amostra gasosa Fotão Placas carregadas +e------~ 1 -~e- ~ -..;;;;:;;_ / 2tetor Fig. 1.13 Diagrama de espetroscopia fotoeletrónica. • a energia de cada fotão incidente deve exceder a energia mínima necessária (energia de remoção) para a remoção desse eletrão; • se os eletrões tiverem energias diferentes, haverá tantos valores de energia de remoção quantos os estados de energia para os eletrões; • os eletrões com maior energia de remoção são os que ocupam estados de menor ener- gia (em média mais próximos do núcleo, logo, sujeitos a maior atração nuclear do que os eletrões do último nível de energia - nível de valência). Verifica-se que eletrões de átomos de elementos diferentes têm valores de energia diferen- tes. Esses valores de energia dos eletrões podem distribuir-se por níveis e subníveis. Os resultados obtidos por espetroscopia fotoeletrónica são geralmente apresentados na for- ma de um gráfico (espetros fotoeletrónicos, Fig. 1.14). 347 345 37 35 33 31 29 4 2 o Energia de remoção / MJ mo1 - 1 Fig. 1.14 Espetro fotoelétrónico do potássio. Por análise da abcissa e da altura de cada pico nos espetros fotoeletrónicos, consegue-se determinar as energias relativas dos subníveis eletrónicos ocupados e o número relativo de eletrões em cada subnível, respetivamente.
  24. 24. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização 14. Considere o espetro fotoeletrónico do potássio (Z = 19) apresentado na Fig. 1.14. 14.1 Indique o número de: a) subníveis de energia pelos quais se distribuem os eletrões; b) eletrões correspondente a cada um dos picos presentes no espetro. 14.2 Conclua.justificando, qual é o valor de energia de remoção do eletrão de maior energia de um átomo de potássio. ~ 14.1 a) De acordo com o espetro fotoeletrónico do potássio, existem seis valores diferentes de energia de remoção (seis picos) para os 19 eletrões. A cada um desses valores corresponde um subnível, ou seja, os eletrões do áto- mo de potássio encontram-se distribuídos por seis subníveis de energia. b) A altura de cada pico é proporcional ao número de eletrões em cada nível ou subnível de energia. A altura relativa dos picos é 2: 2 : 6: 2: 6 : 1, corres- pondendo esses números aos números de eletrões em cada um desses subníveis (ao conjunto dos seis picos correspondem 19 eletrões). 14.2 Quanto menor for a energia de remoção maior é a energia do eletrão no átomo, o que significa que o eletrão pertence a um nível de energia superior. Para uma mole de eletrões, o valor é E,em = 0,42 MJ. Para um eletrão E,em o,4 2 X 106 J = 6,98 X 10-19 J. 6,02 X 1023 1.2.7 Modelo quântico do átomo A teoria que explica o comportamento dos átomos é a Mecânica Quântica. De acordo com a Mecânica Quântica, não é possível associar uma trajetória aos eletrões, mas é possível definir regiões, em redor do núcleo, de maior e de menor probabilidade de encontrar o eletrão. Designa-se por nuvem eletrónica uma representação da den- sidade da distribuição dos eletrões à volta do núcleo atómico, correspondendo as regiões mais densas a maior probabilidade de aí encontrar eletrões {Fig. 1.1s). Designa-se por orbital atómica a função matemática que des- creve o modo como a probabilidade de encontrar cada eletrão varia em redor do núcleo (o termo orbital atómica também pode ser usado para designar a região, em redor do núcleo, onde o eletrão se pode encontrar). Níveis e subníveis l Fig. 1.15 Representação da probabilidade de encontrar o eletrão numa dada região em torno do núcleo do átomo de hidrogénio: 1- nuvem eletrónica; li - curva de probabilidade. Os espetros fotoeletrónicos dos átomos polieletrónicos são uma das evidências da existência de subníveis de energia com valores muito próximos. Estes dados permitem estabelecer uma estrutura eletrónica por níveis e subníveis de energia. 25
  25. 25. 26 QUÍMICA10.0 Ano Os subníveis podem ser designados pelas letras s, p, de f. O subnível de menor energia de um determinado nível de energia é os. No caso de átomos polieletrónicos e para os três primeiros níveis: • o primeiro nível de energia, n = 1, comporta no máximo 2 eletrões que apresentam a maior energia de remoção (subnível 1s); • o segundo nível de energia, n = 2, desdobra-se em dois subníveis que se designam por 2s e 2p. O primeiro comporta no máximo 2 eletrões e o segundo no máximo 6; • o terceiro nível de energia, n = 3, desdobra-se em três subníveis que se designam por 3s, 3p e 3d. O primeiro comporta no máximo 2 eletrões, o segundo no máximo 6 e o terceiro 10. Orbitais Cada orbital está associada a um valor de energia do eletrão. As orbitais dos subníveis s, p, d, f, têm formas diferentes: as do subnível s apresentam simetria esférica, existindo uma por cada nível de energia; as do subnível p, quando existe, são bilobulares (dois lóbulos simétri- cos em relação ao núcleo atómico) e são sempre três por cada nível de energia. As orbitais do subnível d, quando existe, são sempre cinco por cada nível de energia (Fig. 1.16). Fig. 1.16 Representação das orbitais atómicas s, p e d. Spin Os eletrões possuem, além de massa e carga elétrica, propriedades magnéticas, ou seja, com- portam-se como ímanes. Se um feixe de átomos passar através de um campo magnético não uniforme, verifica-se que o feixe se divide em dois (Fig. 1.17). Foi o resultado destas experiências que permitiu associar aos eletrões propriedades magnéticas. Designa-se por spin a propriedade magnética intrínseca do eletrão. Esta propriedade está quantizada uma vez que permite apenas dois estados diferen- tes: spin a e spin j3. Feixe de átomos , t / .j. / ' Resultado da experiência ~ t Íman Campo magnético não uniforme Fig. 1.17 Um feixe de átomos divide-se em dois por ação de um campo magnético.
  26. 26. 1.2.8 Configuração eletrónica de átomos A configuração eletrónica de um átomo consiste na dis- tribuição dos eletrões pelas diferentes orbitais atómicas. Principio da Construção (ou de Aufbau) A sequência pela qual as orbitais atómicas são preen- chidas é dada pelo Princípio da Construção (ou Prin- cípio de Aufbau, em alemão): para cada elemento quí- mico, os eletrões distribuem-se pelas possíveis orbitais por ordem crescente de energia (Fig.1.18). Principio de Exclusão de Pauli DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização Fig. 1.18 Ordem de preenchimento das orbitais. Princípio de Exclusão de Pauli: cada orbital atómica comporta no máximo 2 eletrões, os quais têm necessariamente estados de spin diferentes, spin a e spin ~- Da análise dos espetros fotoeletrónicos, como, por exemplo, do fósforo (Fig. 1.19) e do potássio (Fig. 1.14), verifica-se que um dos subníveis (subnível p) comporta mais de 2 eletrões, podendo atingir um máximo de 6 eletrões. (J) Q) • e Q) ã5 Q) u o > ~ ~ e Q) E ·::J z 1000 208 100 Fig. 1.19 Espetro fotoelétrónico do fósforo. 18,7 Atendendo ao Princípio da Exclusão de Pauli e ao facto de os espetros fotoele- trónicos mostrarem que o subnível p comporta no máximo 6 eletrões, pode associar-se a este subnível 3 orbitais de igual energia. A partir do nível de energia, n = 3, dados da espetroscopia fotoeletrónica mos- tram a existência de um terceiro subní- vel de energia, subnível d, que compor- ta no máximo 10 eletrões. Do mesmo modo, podem associar-se a este subní- vel 5 orbitais de igual energia (Fig. 1.20). 13,5 10 E 5s 5p 5p 4s 4p 4p 3p 3p 3s 2s 2p 2p 1s 1,95 5p 1,06 0,1 Energia de remoção / MJ moJ-1 4d 4d 4d ~ 4d ~ 4d 4p - 3d 3d 3d 3d 3d 3p 2p Fig. 1.20 Ordem crescente da energia das orbitais em átomos polieletrónicos. O estado de menor energia de um átomo, ou molécula, designa-se por estado fundamental. A configuração eletrónica do estado fundamental do átomo de potássio é: 19 K - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 (os expoentes correspondem ao número de eletrões em cada subnível). 27
  27. 27. 28 QUÍMICA10.0 Ano Existem outras formas de apresentar a estrutura ele- trónica (configuração eletrónica) de um átomo. Exem- plo: átomo de boro, 5 B (Fig. 1.21). ~: ~ l ~ r1~~ ~ Além dos princípios referidos, há um terceiro critério para estabelecer configurações eletrónicas no estado fundamental: em orbitais com a mesma energia (orbitais degeneradas), orbitais np ou nd, a distribuição eletróni- ca deve ser feita de modo a maximizar o número de eletrões desemparelhados. ~ 5 B: 152 252 2p1, ou [He] 252 2p1 Fig. 1.21 Representação simbólica da estrutura eletrónica do átomo de boro, 5 B. O átomo de carbono apresenta dois eletrões no subnível 2p, sendo este constituído por três orbitais com a mesma energia; neste caso, a configuração eletrónica do carbono deve aten- der também à maximização do número de eletrões desemparelhados (Fig. 1.22). Diagrama correto 2p I i I i ~ ~ Diagrama errado ~: ~ l_n--'----1----'------'~ ~ ~ Fig. 1.22 Diagrama de distribuição eletrónica do carbono (Z =6). Assim, a configuração eletrónica do estado fundamental do átomo de carbono é: e - 1s2 2s2 2p1 2p1 2pº. 6 X y Z A informação a retirar desta configuração é que o carbono tem 4 eletrões de valência (eletrões do último nível de energia) que se distribuem por 3 orbitais atómicas de valência (25, 2pxe 2p)- 1+1%1·1·11= +ili·I 15. Considere o átomo de fósforo (15 P} e as configurações eletrónicas seguintes: (A) 152 252 2p6 352 3p2 3p1 3pº X y Z (C) 152 252 2p5 352 3p1 3p1 3p2 X y Z (8) 152 251 2p6 353 3p1 3p1 3p1 X y Z (D) 152 252 2p6 352 3p1 3p1 3p1 X y Z Indique, justificando, quais as configurações que: 15.1 correspondem ao estado fundamental do fósforo; 15.2 correspondem a um estado excitado do fósforo; 15.3 são impossíveis. & 15.1 (D). Segue o Princípio da Construção, não viola o Princípio da Exclusão de Pauli e maximiza o número de eletrões desemparelhados (orbitais 3p). 15.2 (A) e (C). A configuração (A) não maximiza o número de eletrões desempa- relhados. A configuração (C) não segue o Princípio da Construção. 15.3 (8). Viola o Princípio da Exclusão de Pauli. As orbitais do tipos comportam no máximo 2 eletrões.
  28. 28. DOMÍNIO 1 Elementos químicos easua organização 1.2.9 Teste de chama (AL 1.2) O teste de chama permite reconhecer a presença de um ou mais elementos químicos numa amostra (análise ele- mentar qualitativa), ao observar a cor da chama quando nela se coloca a amostra (Fig. 1.23). A eficácia deste método depende da natureza dos elementos presentes na amos- tra e da temperatura da chama. Fig. 1.23 Testes de chama do lítio e do sódio. 16. Num espetáculo foram usados quatro foguetes de fogo de artifício colorido, conten- do as seguintes substâncias adicionadas à pólvora: • 1.º foguete: sal cujo elemento metálico pertence ao grupo dos metais alcalinoterrosos; • 2.0 foguete: sal cujo elemento metálico é um metal de transição; • 3.0 foguete: NaC€; • 4.º foguete: sal cujo elemento metálico pertence ao 2.º período. A tabela apresenta as cores da luz emiti- da por alguns sais usados na indústria de pirotecnia. Sal Cor 16.1 Com base na informação, indique a sequência de cores observadas quando foram lançados os quatro foguetes. 16.2 Elabore um texto em que explique os processos envolvidos nas cores observadas no fogo de artifício. Cloreto de bário Cloreto de cobre li Cloreto de lítio Cloreto de potássio Cloreto de sódio Verde Verde-azulada Vermelha Violeta Amarela 16.3 Justifique quais são as partículas responsáveis pelas cores observadas. 16.4 Explique por que é que a luz emitida por diferentes iões tem cor diferente. a 16.1 Verde, verde-azulada, amarela, vermelha. Substâncias adicionadas à pólvo- ra dos foguetes: cloreto de bário (1.º foguete), cloreto de cobre li (2.º fogue- te), cloreto de sódio (3.0 foguete) e cloreto de lítio (4.0 foguete). 16.2 As cores observadas no fogo de artifício resultam da emissão de radiações visíveis. A energia libertada na combustão da pólvora produz a excitação dos átomos. O excesso de energia adquirido pelos átomos vai ser libertado na emissão de radiação na região do visível. 16.3 Como os sais usados nos foguetes só diferem no catião, as cores que se observarão resultam da emissão de luz pelos átomos dos metais. 16.4 Cada átomo tem um conjunto de subníveis de energia característico. Em consequência, a variação de energia do eletrão entre dois estados é diferen- te em elementos diferentes. A cada uma dessas variações corresponde uma radiação de determinada frequência, daí as cores diferentes. 29
  29. 29. 30 QUÍMICA10.0 Ano 1.3 Tabela Periódica 1.3.1 Evolução histórica da Tabela Periódica No século XIX, ainda antes de se conhecer a existência dos eletrões e dos protões, os quími- cos criaram a Tabela Periódica ordenando os elementos de acordo com as massas atómicas. Newlands verificou que as propriedades dos elementos se repetiam de oito em oito: Lei das Oitavas (1864). Alguns anos mais tarde, Dmitri Mendeleev, em 1869, e Lothar Meyer, em 1870, apresentaram, independentemente, uma tabela dos elementos baseada nas regularidades das proprieda- des das substâncias respetivas, o que permitiu prever a existência de novos elementos. Em 1913, Henry Moseley demonstrou que a carga do núcleo de um átomo é característica do ele- mento químico e pode exprimir-se por um número inteiro, o número atómico. Os elementos passaram a ser ordenados segundo os números atómicos crescentes. Atualmente, a Tabela Periódica é constituída por 118 elementos distribuídos em 7 linhas hori- zontais (períodos) e 18 colunas verticais (grupos). 1.3.2 Estrutura da Tabela Periódica: grupos, períodos e blocos As configurações eletrónicas dos átomos dos elementos permitem explicar a repetição das propriedades físicas e químicas das respetivas substâncias elementares. Os elementos de um grupo apresentam propriedades semelhantes. Verifica-se que os áto- mos dos elementos do mesmo grupo têm igual número de eletrões de valência (eletrões do último nível de energia), distribuídos por orbitais do mesmo tipo. O número de eletrões de valência coincide com o número do grupo, no caso dos elementos dos grupos 1e 2; coincide com o algarismo das unidades do número do grupo para os elementos dos grupos 13 (3 ele- trões de valência) a 18 (8 eletrões de valência). Atendendo ao tipo de orbitais dos eletrões de valência dos átomos dos elementos no esta- do fundamental, estes podem ser agrupados em quatro blocos: o blocos (configuração de valência nsx) engloba os elementos dos grupos 1 e 2 e o hélio; o bloco p (orbitais de valên- cia tipo p em preenchimento) engloba os elementos dos grupos 13 a 18 (exceto o hélio); o bloco d (configuração de valência ncf< (n + 1) sY ) engloba os elementos dos grupos 3 a 12; o bloco f (lantanoides e actinoides) com orbitais f parcialmente preenchidas {Fig. 1.24). 2 3 7 3 4 5 6 7 8 3d 4d 5d 6d 18 13 14 15 16 17 1s 2p 9 101112 3p 4p •••• 5p •••• 6p • 7p 4f 5f Fig. 1.24 Blocos s, p, de f na Tabela Periódica. Os elementos de um mesmo período n têm os eletrões dos átomos, no estado fundamental, distribuídos pelo mesmo número, n, de níveis de energia.
  30. 30. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização 1.3.3 Elementos representativos e de transição 18 Os elementos dos grupos 1, 2 e 13 a 17 são de- signados representativos; os dos grupos 3 a 11 são elementos de transição (Fig. 1.2s). ík 13 14 15 16 171 1.3.4 Famílias de metais e não-metais 2 3 4 5 6 7 u, o u, > o.:; -"' e- a, e E 8l Q) Q) m a. ~ 3 4 r- La r- Ac 5 6 7 8 9 10 11 12 Zn Elementos Cd representativos Elementos de transição - Hg - Cn Elementos de transição interna Fig. 1.25 Tabela Periódica: elementos representativos e de transição. u, ~ .o o e u, Q) u, "' (9 1 ■ Os elementos podem dividir-se em metais e não-metais (Fig. 1.26). ■ ■■ ■■■■■■ ■■ ■■■■■■ ■■■■■■■■■■■■■■■■■■ M+i+ii·l·it4Hli·I La ■■■■■■■■■■■■■ ■■■■■■■■■■■■■ ~ ■■■■■■■■■■■ ■ ~ ■■■■■■■■■■■■ ■ Metais ■■ Não-metais Fig. 1.26 Tabela Periódica: metais e não-metais. 17. Considere as configurações eletrónicas apresentadas na tabela (as letras X, Y, Z e W não correspondem a símbolos químicos). (A) O elemento Y é um metal de transição. (B) O elemento Z localiza-se no 3.0 período e é um não-metal. (C) O elemento W é um gás nobre e locali- za-se no 2.º período. (D) Os elementos X e Y situam-se, respeti- vamente, nos grupos 14 e 13 da Tabela Periódica. Elemento Configuração eletrónica X 152 252 2p6 352 3p6 451 y 152 252 2p6 352 z 152 252 2p4 w 152 252 2p6 & (C). Y não é um elemento de transição porque não pertence ao bloco d da Tabela Periódica, ou seja, não tem eletrões de valência distribuídos por orbitais d. O elemento Z tem os eletrões distribuídos por dois níveis de energia, o que per- mite localizá-lo no 2.0 período; como tem 4 eletrões de valência distribuídos por orbitais p , é um elemento do bloco p . O elemento W localiza-se no grupo 18 (tem 8 eletrões de valência), o que permite classificá-lo como um gás nobre. Localiza-se no 2.º período, uma vez que os ele- trões estão distribuídos por dois níveis de energia. O elemento X tem 1eletrão de valência e o Y tem 2, o que permite localizá-los nos grupos 1 e 2, respetivamente. 31
  31. 31. 32 QUÍMICA10.0 Ano 1.3.5 Propriedades periódicas dos elementos representativos Não se deve confundir elemento com substância elementar. Por exemplo, ao elemento po- tássio, K, corresponde a substância elementar potássio, que é um metal formado por muitos átomos de potássio. Ao mesmo elemento também podem corresponder substâncias elemen- tares diferentes. Ao elemento oxigénio, O, por exemplo, correspondem várias substâncias elementares, tais como o di-oxigénio, 0 2 , e o ozono, 0 3 . Ambas são gasosas à temperatura ambiente e à pressão atmosférica normal. Elementos e substâncias elementares têm características diferentes. Assim, fala-se de confi- guração eletrónica, raio atómico e energia de ionização do elemento, mas não da substân- cia elementar. Fala-se do estado físico, ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade da substância elementar, mas não do elemento. O raio atómico (uma medida do tamanho dos átomos) e a energia de ionização são duas pro- priedades fundamentais dos elementos, diretamente relacionadas com a estrutura eletrónica dos átomos. Estas propriedades variam de forma regular ao longo de grupos e períodos da Tabela Periódica, pelo que se designam por propriedades periódicas. Raio atómico O tamanho dos átomos é determinado pela nuvem eletrónica, sendo o raio atómico uma me- dida do tamanho dessa nuvem (Fig. 1.21). Fig. 1.27 Raios atómicos do sódio e do cloro De um modo geral, o raio atómico aumenta ao longo do grupo e diminui ao longo do período (Fig. 1.28). 2 13 14 15 16 17 18 H He .j .j 37 31 Ne Li B B _g) ~ 152 112 85 77 75 73 72 71 Na Mg AC Si p s ~ A 186 160 143 118 110 103 100 98 K Ca Ga Ge As Se fü K~ 227 197 135 122 120 119 114 112 ln Sn Sb Te Xe 248 215 167 140 140 142 133 131 TI Pb At Rn 265 222 170 146 150 168 (140) (141) Fig. 1.28 Variação do raio atómico na Tabela Periódica.
  32. 32. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização Num mesmo grupo (igual configuração eletrónica de valência), com o aumento do número atómico (Z), os eletrões de valência ficam, em média, mais afastados do núcleo, uma vez que há preenchimento de mais níveis de energia. Num mesmo período (eletrões distribuídos pelo mesmo número de níveis de energia), à medi- da que o número atómico, Z, aumenta, ou seja, à medida que a carga nuclear aumenta, os eletrões vão ser mais atraídos pelo núcleo; como o número de eletrões de valência aumenta, a repulsão entre eles também aumenta. No entanto, o fator predominante é o da atração ao núcleo (aumento da carga nuclear) e por conseguinte os eletrões ficam mais próximos do núcleo. Energia de ionização Energia de ionização, E;, relaciona-se com a energia mínima necessária para extrair um ele- trão de um átomo no estado fundamental, isolado e em fase gasosa. X (g) ~ x•(g) + e- Verifica-se que, de um modo geral, a energia de ionização diminui ao longo do grupo e au- menta ao longo do período {Fig. 1.29}. Fig. 1.29 Variação da energia de ionização na Tabela Periódica. Para os elementos do mesmo grupo, com o aumento do número atómico, Z,os eletrões deva- lência vão ficando cada vez com maior energia, pois aumenta o número de níveis de energia preenchidos, sendo necessária menos energia para os remover (Fig. 1.30}. n ~ oo - - ~ - - - E(n = 2) t' n =2 ----e..---- JE,(n =3) n = 3 ---.e---- Fig. 1.30 Num mesmo grupo, é necessária menos energia para remover o eletrão mais exterior de n = 3 do que para remover o eletrão mais exterior de n = 2. Para os elementos do mesmo período, à medida que a carga nuclear aumenta, os eletrões de valência vão sendo mais atraídos pelo núcleo, aumentando a energia necessária para os remover. 33
  33. 33. 34 QUÍMICA10.0 Ano 18. O sulfato de alumínio, A-€2 (SO4 ) 3 , utilizado no tratamento de águas e de efl uentes industriais, é constituído por alumínio, A-€, enxofre, S, e oxigénio, O. Tendo em consideração as configurações eletrónicas desses átomos no estado fundamental, explique porque é que: 18.1 o átomo de alumínio apresenta menor energia de ionização do que o átomo de enxofre; 18.2 o raio atómico do oxigénio é menor do que o raio atómico do enxofre. & 18.1 13 Af - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 ; 16 S - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 • Os eletrões mais ener- géticos (eletrões de valência) dos átomos de alumínio e de enxofre, no estado fundamental, encontram-se no mesmo nível de energia (n = 3). Sendo a carga nuclear do átomo de alumínio (+13) inferior à do átomo de enxofre (+16), a força de atração exercida pelo núcleo do átomo de alumínio sobre os eletrões de valência respetivos é menor do que a força exercida pelo núcleo do átomo de enxofre sobre os eletrões de valência respetivos. Assim, será necessário fornecer menos energia para remover um dos eletrões de valência mais energéticos do átomo de alumínio do que para remover um dos eletrões de valência mais energéticos do átomo de enxofre. 18.2 8 0 -1s2 2s2 2p4 ; 16 S -1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 • O oxigénio e o enxofre apresentam o mesmo número de eletrões de valência (6). Os eletrões de valência do átomo de oxigénio encontram-se no nível n = 2, enquanto os do átomo de enxofre se encontram no nível n = 3 (mais níveis de energia preenchidos). Assim, os eletrões de valência do átomo de oxigénio encontram-se, em média, mais próximos do núcleo respetivo do que os do átomo de enxofre, pelo que o raio atómico do oxi- génio é menor do que o raio atómico do enxofre. Como se explica que os metais tenham tendência para formar iões positivos e os não-metais iões negativos? Os átomos ao reagirem têm tendência a adquirir a maior estabilidade possível, ou seja, a adquirir uma configuração eletrónica semelhante à dos átomos dos gases nobres (níveis de energia completamente preenchidos). Os metais apresentam, em geral, baixas energias de ionização. Assim, tendem a perder ele- trões, originando iões positivos. Os metais dos grupos 1 (metais alcalinos) e 2 (metais alcali- noterrosos) são os que têm as menores energias de ionização, pelo que são muito reativos, perdendo facilmente eletrões e dando origem a iões positivos muito estáveis. Os não-metais apresentam energias de ionização maiores, sendo os elementos do grupo 18 (gases nobres) os que apresentam os valores mais elevados. Os átomos destes elementos (exceto os do grupo 18) têm tendência para captar eletrões, transformando-se em iões nega- tivos estáveis.
  34. 34. DOMÍNI01 Elementos químicos e a sua organização Os átomos dos gases nobres são muito estáveis, ou seja, não formam facilmente iões nem se ligam facilmente a outros átomos, pois têm os seus níveis eletrónicos totalmente preenchi- dos. Assim, as respetivas substâncias elementares são também muito estáveis, e monoatómi- cas, pelo que também só muito dificilmente reagem com outras substâncias. M·M¼l+l1+%!N 19. As figuras mostram a variação da energia de ionização (A) com o número atómico e variação do raio atómico (B) para os 20 primeiros elementos químicos da Tabela Periódica. EJ eV A B H 25 .J He ,J 37 3 1 20 Li B Ne _§) 19 <.Q) f) 15 152 112 85 77 75 73 72 71 Na Mg At Si p s 0 A rn6 160 143 118 110 103 100 98 5 K K Ca o 5 15 20 z 227 197 Valores em picómetros (pm) 19.1 A partir da análise das informações fornecidas nas figuras A e B, comente a seguinte afirmação: «Os metais alcalinos reagem violentamente com a água.» 19.2 Os átomos de cloro formam facilmente iões cloreto. Conclua, justificando com base na posição do elemento cloro, ce, na Tabela Periódica, qual será a carga desses iões. ~ 19.1 O lítio, o sódio e o potássio são elementos do grupo 1, pertencendo à família dos metais alcalinos. A sua grande reatividade deve-se ao facto de os seus átomos terem uma baixa energia de ionização: perdem facilmente o seu úni- co eletrão de valência, transformando-se em iões monopositivos. Os elementos dos metais alcalinos são os que apresentam menor carga nuclear e maior raio no respetivo período, assim, o seu eletrão de valência encontra-se, em média, mais afastado do núcleo e, por isso, é menos atraído, o que corrobora o facto de ser necessário menos energia para a sua remoção. 19.2 O cloro encontra-se no grupo 17 da Tabela Periódica, o que significa que os átomos de cloro têm 7 eletrões de valência, apresentando uma grande tendência para ganhar um eletrão, de modo a adquirirem a configuração eletrónica do gás nobre mais próximo (Ar). Conclui-se, assim, que a carga dos iões cloreto será -1. 35
  35. 35. 36 QUÍMICA10.0 Ano 1.3.6 Densidade relativa de metais (AL 1.3) A massa volúmica (ou densidade), p , define-se como o quociente entre a massa, m, de uma amostra da substância e o seu volume, V, sendo constante para cada substância, nas mesmas m condições de pressão e temperatura: p = v· A densidade relativa, d, de uma substância, grandeza adimensional, é igual ao quociente entre a sua massa volúmica,p, e a massa volúmica de outra substância, considerada como referência. Para sólidos e líquidos, a substância de referência é a água, à temperatura de 4 ºC. d = Psubstância P referência A 4 ºC, a massa volúmica da água é 1,000 g cm-3 , por isso, a densidade relativa de um sólido ou líquido é numericamente igual à massa volúmica respetiva, expressa em g cm-3 . A densidade relativa pode ser calculada pelo quociente entre a massa de um certo volume de substância e a massa de igual volume de água, a 4 ºC: msubstância d = P substãncia = V págua a 4 ºC mágua a 4 º C V msubstância m água a 4° C A densidade relativa de materiais no estado sólido pode determinar-se utilizando um picnóme- tro de sólidos (Fig. 1.31). m Pesa-se o sólido. Pesa-se o picnómetro cheio de água, até ao traço de referência, e o sólido ao lado. mágua =m'- m" m" Pesa-se o picnómetro cheio de água, até ao traço de referência, com o corpo dentro do picnómetro. Fig. 1.31 Determinação da densidade relativa de um sólido por picnometria. 20. Numa aula de laboratório distribuíram-se aos alunos pequenos objetos metálicos. Um grupo de alunos resolveu determinar a densidade relativa do material metálico por picnometria. Os ensaios foram feitos à temperatura de 20 ºC. A tabela seguinte apresenta os registos efetuados pelo grupo de alunos. Despreze a variação da densidade da água com a temperatura. água ,lg 17,377 97,104 95,146 2 17,376 97,105 95,145 3 17,376 97,105 95,145
  36. 36. DOMÍNIO 1 Elementos químicos ea sua organização 20.1 Calcule a densidade relativa do material. 20.2 Qual é o significado do valor obtido para a densidade relativa do metal? 20.3 Face aos resultados obtidos e tendo em conta os dados da seguinte tabela de densidades, será possível identificar o material dos objetos? Alumínio 2,70 Ferro 7,86 Latão 8,1a 8,6 Cobre 8,92 20.4 Determine o erro percentual do resultado obtido para a densidade relativa do metal e relacione-o com a exatidão desse resultado. 201 = m, + m2 + m3 • m sólido 3 17,377 + 17,376 + 17,376 ____ 3 ____ g = 17,376 g 97,104 + 97,105 + 97,104 mpic.+água)+objetos = 3 g = 97,104 g m ''(pic. +água+ objetos) 95,146 + 95,145 + 95,145 = 95145 3 g ' g má guacom om esmo volume = m' - m" = (97,104 - 95,145) g = 1,959 g Densidade relativa à temperatura da experiência (20 °C): d= m sólido m . agua 17,376 ⇒ d= - - =8870 1,959 ' 20.2 A densidade relativa do metal, a 20 ºC, é 8,870, o que significa que a sua massa volúmica é 8,870 vezes maior do que a massa volúmica da água. 20.3 Comparando a densidade relativa medida com a dos objetos, por maior proximidade, conclui-se que, provavelmente, o material constituinte dos ob- jetos será o cobre. 20 _ 4 erro (%) = valor experimental - valor de referência x 100 = valor de referência 8,870- 8,92 - - - - - X 100 = - 0,56% 8,92 37
  37. 37. 38 QUÍMICA 10.• Ano Questões propostas Massa e tamanho dos átomos 1. Cada substância é constituída por unidades estruturais características que se repetem ao longo de toda a sua extensão. As unidades estruturais de algumas substâncias são átomos. Estes são formados por partículas ainda mais pequenas: protões, neutrões e eletrões. Espécie química w X y N.º de protões 17 12 17 N.0 de neutrões 18 14 20 Com base na informação fornecida, pode concluir-se que (A) X é um anião. (8) o número de massa de X é 26. (C) W e Y são átomos do mesmo elemento. (D) Y é um catião. N.0 de eletrões 17 10 18 2. Uma amostra de silício contém 2,5 x 1025 átomos. Destes, 2,3 x 1025 são do isótopo Si- 28, 1,2 X 1024 de Si-29 e 8 X 1023 de Si-30. Qual dos valores seguintes poderá representar a massa atómica relativa média do silício? (A) 28,1 (8) 29,0 (C) 29,5 (D) 30,1 3. O boro apresenta dois isótopos naturais, '~B e ~B. de massas isotópicas, respetivamente, 10,0129 e 11,0093. A abundância relativa do boro- 10 é 19,78%. 3.1 Calcule a massa atómica relativa média do boro. 3.2 A massa calculada não é a média aritmética das massas isotópicas porque (A) há um erro experimental na determinação da massa atómica relativa média do boro. (8) na Natureza, o boro resulta da mistura de dois isótopos com abundâncias relativas diferentes. (C) no núcleo do átomo existem outras partículas além dos neutrões e protões. (D) a massa atómica relativa média indica o número de vezes que a massa de um átomo é maior do que a massa-padrão. 4. As massas isotópicas do lítio-6 e lítio-7 são, respetivamente, 6,0151 e 7,0160. A massa ató- mica relativa média do lítio é 6,941. Qual dos valores seguintes poderá representar a abundância relativa do lítio-7? (A) 70,2% (8) 92,5% (C) 7,5% (D) 50%
  38. 38. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização 5. O elemento gálio, Ga, tem dois isótopos naturais estáveis, o gálio-69 e o gálio-71, como mostra o seu espetro de massa. ~ ~ 60,11 o i5. •O õ -~ 39,89 ro õ e <(Ú -o e ~ .o <( 67 68,925580 68 69 70,924700 70 71 72 73 Massa isotópica 5.1 Atendendo à abundância natural de cada isótopo, numa amostra de 10 000 átomos de gálio, quantos são de gálio-69? 5.2 Determine a massa atómica relativa média do gálio. 5.3 Preveja quantos átomos de gálio-71 é possível encontrar em 5,00 g de gálio. 6. Desde que, em 1959, Richard Feynman lançou as primeiras ideias de criação de objetos e equipamentos minúsculos para executarem tarefas então impossíveis até que, em 1981, Eric Drexler lançou o seu projeto de manipulação molecular falando pela primeira vez em nanotecnologia, percorreu-se um longo caminho a um ritmo avassalador. 6 .1 Indique o significado do termo nanotecnologia e em que consiste. 6 .2 Indique duas das áreas de aplicação da nanotecnologia. 7. A fim de compreender o mundo das nanotecnologias, precisamos ter uma ideia das unida- des das dimensões envolvidas. Um milímetro é um milésimo de um metro e um micrómetro é um milionésimo de um metro, mas todos estes ainda são enormes em comparação com a escala nanométrica. Um nanómetro (nm) é um milésimo de um milionésimo de um me- tro, e uma dezena de milionésimo da espessura de um cabelo humano. Apresente a espessura de um cabelo humano em notação científica e na unidade SI de base. 8. A figura representa um átomo de hélio do qual se destaca o seu núcleo. 8.1 Com recurso à escala que consta da figura, indique a ordem de grandeza do raio do átomo de hélio na unidade SI de base. 8.2 O diâmetro do núcleo é menor do que o diâmetro do próprio átomo cerca de (A) 102 vezes. (8) 104 vezes. (C) 105 vezes. (D) 106 vezes. 39
  39. 39. 40 QUÍMICA10.• Ano Questões propostas 9. Com o desenvolvimento tecnológico, criaram-se máquinas que permitiram obter imagens reais de superfícies com resolução atómica, como foi o caso do microscópio eletrónico de varrimento por tunelamento (STM, sigla em inglês para scanning tunneling microscope). A figura mostra o modelo da molécula de hexabenzocoroneno (A) e a imagem obtida por STM (8) (1 Â = 10-10 m). 9.1 Com base na escala da figura, estime o diâmetro aproximado da molécula de hexabenzo- coroneno na unidade de base do SI. 9.2 Determine o fator de ampliação usado na imagem. 10. O TNT, trinitrotolueno, é um sólido cristalino amarelo altamente explosivo, utilizado para fins militares ou para exploração de jazidas minerais. A fórmula química do TNT é C7 H5 (N02 ) 3 • 10.1 A expressão que permite determinar o número de moléculas em 1,0 kg de TNT é (A) N = (B) N = 227,15 X 6,02 X 1023 1,0 X 10-3 1,0 X 6,02 X 1023 227,15 X 10-3 (C) N = (D) N= 227,15 X 6,02 X 1023 1,0 X 103 1,0 X 6,02 X 10 23 227,15 X 103 10.2 Determine a massa de hidrogénio que existe em 3,6 x 10 24 moléculas de trinitrotolueno. 10.3 Determine a relação entre as massas de carbono e nitrogénio numa amostra de TNT. 11. O pentóxido de vanádio, V2 0 5 , é um composto usado como corante nas indústrias da ce- râmica e do vidro, e apresenta propriedades catalíticas importantes em muitos processos industriais. 11.1 Descreva a composição qualitativa e quantitativa do pentóxido de vanádio. 11.2 A fração que corresponde ao contributo do oxigénio para a massa de pentóxido de va- nádio é aproximadamente (A) 0,44. (B) 0,71. (C) 0,78. (D) 0,40. 11.3 Determine a quantidade de vanádio que existe em 2,3 kg de V2 0 5 . 12. O ouro utilizado no fabrico de joias é, na verdade, uma liga. Determinou-se a composição de uma pulseira e verificou-se que continha 19,700 g de ouro, 4,316 g de prata e 2,540 g de cobre. A proporção de átomos de cada elemento (Au : Ag : Cu) nessa liga é (A) 1: 4: 4. (8) 5 : 1 : 1. (C) 8: 2 : 1. (D) 5 : 2 : 2.
  40. 40. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização 13. Em 1989, o físico norte-americano Donald Eigler e os seus colabora- dores conseguiram desenhar o logótipo mais pequeno do mundo, reunindo trinta e cinco átomos de xénon, Xe, depositados sobre uma superfície de níquel, Ni. A altura da letra 1 , formada por nove átomos de xénon, é de 5,0 nm. Carlos Fiolhais, Nanotecnologia: o futuro vem aí! (adaptado) 13.1 Determine a ordem de grandeza do diâmetro do átomo de xénon na unidade base do SI. 13.2 Supondo que o quociente entre o número de átomos de níquel na superfície e o número de átomos de xénon utilizados no logótipo é 6,8 x 105 , determine a massa de níquel no logótipo. 14. Já existe, graças à nanotecnologia, um vidro com função de autolimpeza. Isso é possível devido à existência de uma camada ultrafina de óxido de titânio, Ti02 , aplicada no lado exterior do vidro. Determine a espessura de uma camada ultrafina de Ti02 , de densidade 4,23 g cm-3, unifor- memente distribuído num vidro de 50 cm x 100 cm, contendo 6,02 x 1020 átomos de titânio. 15. Um grupo de alunos transferiu de uma bureta um certo número de gotas de água para um gobelé que se encontrava sobre uma balança digital. A massa de água registada foi 9,542 g. A figura mostra a posição do nível de água na bureta usada antes e após a transferência referida. 15.1 Indique a incerteza de leitura da bureta e da balança usadas. 15.2 Determine o volume das gotas de água transferidas com o número de algarismos significativos adequado. 15.3 Determine o número de gotas transferidas, sabendo que cada gota contém 1,45 x 1021 moléculas de água. Apresente todas as etapas de resolução e o resultado com três algarismo significativos. 15.4 Os alunos filmaram a experiência que realizaram. Du- rante a revisão das imagens, constataram que o núme- ro de gotas caído foi superior ao que tinham contado. Explique, sem efetuar cálculos, se este erro afetou a determinação do volume de uma gota por excesso ou por defeito. 20 ml -=-º ~ l :2 início ~ 9 : 10 :. 11 i12 fim 15.5 Um outro grupo de alunos, para o mesmo número de gotas, e usando a mesma bureta, obteve a massa de 9,5 g numa balança digital. Este valor permite concluir que este gru- po de alunos usou uma balança ______ e o valor medido pode estar compreen- dido entre ______ (A) mais precisa ... 9,4 g e 9,6 g. (B) menos precisa ... 9,4 g e 9,6 g. (C) mais precisa ... 9,45 g e 9,55 g. (D) menos precisa ... 9,45 g e 9,55 g. 41
  41. 41. 42 QUÍMICA10.• Ano Questões propostas Energia dos eletrões nos átomos 16. Os espetros podem ser de emissão ou de absorção, consoante resultem da luz emitida por uma amostra ou obtidos depois de a luz emitida por uma fonte atravessar a amostra. Considere os espetros seguintes: (A) (B) 1 li --- 111 1111 111111 16.1 Classifique os espetros A e B. 16.2 O carbono e o tungsténio são alguns dos materiais usados no filamento de lâmpadas incandescentes. Os espetros A e B poderão corresponder à radiação emitida por fila- mentos de lâmpadas incandescentes? 17. Luz não é só a luz visível. Os raios gama, os raios X, os raios ultravioleta, os infravermelhos, as micro-ondas e as ondas de rádio também são luz. Os diferentes tipos de luz designam-se por radiações eletromagnéticas. li Ili IV 17.1 As radiações que estão associadas às situações ilustradas nas figuras são (A) 1: raios gama; li: infravermelhos; Ili: ondas de rádio; IV: micro-ondas. (B) 1 : raios X; li: infravermelhos; Ili: visível; IV: micro-ondas. (C) 1: raios X; li: ultravioleta; Ili: visível; IV: infravermelhos. (D) 1 : raios gama; li: ultravioleta;III: ondas de rádio; IV: infravermelhos. 17.2 Coloque as radiações ilustradas nas figuras por ordem crescente de energia dos fotões respetivos. 18. Em 1913, Niels Bohr apresentou um novo modelo para o átomo. Qual das seguintes afirma- ções é uma das características do modelo de Bohr? (A) O comportamento dos eletrões nos átomos é descrito por orbitais. (B) Os átomos de hidrogénio apenas emitem determinadas radiações porque a energia do eletrão no átomo só pode ter certos valores. (C) Os átomos são esferas maciças de carga positiva uniformemente distribuída, na qual se encontram dispersos os eletrões. (D) A cada estado estacionário do eletrão no átomo está associada a emissão de uma radia- ção de determinada frequência.
  42. 42. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização 19. O espetro de emissão do hidrogénio atómico apresenta riscas de frequências bem definidas que correspondem à emissão de quantidades discretas de energia. Explique como é que este facto conduziu ao modelo atómico de Bohr. 20. Quando o átomo de hidrogénio absorve energia, o seu eletrão transita de um nível de menor ener- gia para um nível de maior energia. O diagrama de energia ao lado apresenta os três primeiros níveis de energia para o eletrão do átomo de hidrogénio. Verifique, apresentando todos os cálculos necessá- rios, se as transições A e B poderão corresponder à absorção dos fotões f1 e f2 , cujas energias são 1,60 x 10-19 J e 1,94 x 10-19 J, respetivamente. 21. O espetro de emissão na região do visível do hi- drogénio pode obter-se em laboratório, produzindo uma descarga elétrica numa âmpola de hidrogénio, sendo a risca de menor energia de cor vermelha. O diagrama representa os níveis de energia para o átomo de hidrogénio. 21.1 O espetro de absorção do hidrogénio consiste numa série de riscas negras num fundo colori- do. Explique como se obtém a risca negra situa- da na zona vermelha do espetro. 21.2 Calcule a energia do fotão emitido quando o eletrão transita do segundo estado excitado para o estado fundamental. E/ 10-•• J n -2,42 .~ 3 -5,45 •• 2 B A -21,8 E, =-1 ,36 x ,o-19 J E3 = -2.42 X 10-19 J ~ - - - - - - - n - 3 ,,. ~~-m•..1 -, 1 E, = -2,18x 10-18 J - - - - - - - - n=l 22. Uma amostra de um sal desconhecido foi submetida ao aquecimento por uma chama para se obter o seu espetro de emissão na região do visível. 22.1 Por comparação com os espetros de absorção dos elementos lítio e cálcio, Lítio conclua, j ustificando, se algum destes elementos integra a constituição do sal desconhecido. 22.2 Selecione a opção correta. Amostra Cálcio (A) A energia fornecida pela chama à amostra excita os átomos de modo que os seus eletrões transitem de níveis de maior energia para níveis de menor energia. (8) O sal testado deverá ter uma cor azulada, pois há um predomínio de riscas azuis no espetro de emissão da amostra. (C) A risca vermelha do espetro de emissão resulta de uma desexcitação dos eletrões dos átomos da amostra de menor diferença energética do que a associada à emis- são das riscas azuis. (D) Quando os eletrões dos átomos da amostra regressam ao estado fundamental, cedem mais energia do que a fornecida pela chama na excitação desses eletrões. 43
  43. 43. 44 QUÍMICA10.• Ano Questões propostas 23. A figura representa as quatro riscas de menor energia do espetro de emissão do átomo de hidrogénio na região do visível. A B C D 1.1. 1 . .1 J 1 Frequência 23.1 Conclua entre que níveis de energia ocorre a transição eletrónica responsável pela risca designada por D. Apresente, num texto estruturado e com linguagem científica adequada, a fundamenta- ção da conclusão solicitada. 23.2 Os espetros das estrelas, na região do visível, apresentam-se como uma faixa luminosa contínua contendo riscas negras em todas as cores do arco-íris. Essas riscas revelam a composição química das camadas superficiais das estrelas. Explique como é possível concluir, a partir do espetro de uma estrela, se há hidrogénio nas ca madas superficiais dessa estrela. 24. No teste de chama realizam-se vários ensaios com diferentes sais. Na tabela que se segue indicam-se as cores das chamas associadas a alguns sais. Corda chama Cloreto de sódio Amarela Cloreto de potássio Violeta Cloreto de cobre (li) Verde-azulada Na queima destes sais pode ser utilizado o equipamento esquematizado na figura. 24.1 Indique o nome deste equipamento laboratorial. 24.2 Este equipamento permite regular a entrada de ar no tubo de combustão tornando a chama mais ou menos energética. Explique porque se torna mais difícil identificar o potássio com este teste do que o sódio ou o cobre, no caso de a cha- ma ser pouco energética. 24.3 Indique uma limitação deste teste de chama. 24.4 No rótulo do frasco de cloreto de cobre (li) encontra-se o pictograma da figura. Indique o significado deste pictograma e uma medida de seguran- ça a ter em conta na utilização deste sal. 25. A espetroscopia fotoeletrónica (PES) é uma das técnicas que permite determinar a energia de remoção de eletrões dos átomos e, a partir delas, a energia dos eletrões no átomo. A figura seguinte mostra o espetro fotoeletrónico simulado para um dado elemento quími- co. O espetro contém informação relativa a todos os eletrões de um átomo do elemento. (/) Q) • e Q) ãi Q) D ~ A B ~ ~ º · e o E z +-'l'--'l'-- - - - - - - - - - -"'+'------------'i.......,,.,<- { ! / 0,58 1,09 7,19 12,1 15,1 Energia de remoção / MJ moI-1
  44. 44. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização 25.1 Por quantos subníveis de energia se encontram distribuídos os eletrões nos átomos desse elemento? 25.2 Os picos A, B e C correspondem, respetivamente, aos subníveis de energia (A) 1s, 2s e 2p. (8) 2p, 3s e 3p. (C) 3p, 3s e 2p. (D) 2p, 2s e 1s. 25.3 Indique o nome e o símbolo do elemento químico. 25.4 Conclua,justificando, sobre quantas orbitais são ocupadas pelos eletrões responsáveis pelo pico C. 25.5 Os eletrões responsáveis pelo pico E apresentam uma maior energia de remoção porque (A) são os eletrões de valência. (8) a sua energia é menor. (C) a repulsão eletrónica entre eles é maior. (D) estão mais afastados do núcleo. 26. Os espetros seguintes apresentam a energia necessária para remover um eletrão 1s de um átomo de nitrogénio e de um átomo de oxigénio. Nitrogénio (N) Oxigénio (O) 700 600 500 400 300 700 600 500 400 300 Energia de remoção / eV Energia de remoção / eV 26.1 Conclua, justificando, em qual dos elementos, nitrogénio ou oxigénio, um eletrão 1s tem maior energia. 26.2 A análise destes espetros do nitrogénio e do oxigénio permite concluir que (A) ambos os átomos têm o subnível 1s semipreenchido. (8) no átomo de oxigénio existe menor repulsão eletrónica do que no de nitrogénio. (C) átomos de elementos diferentes têm valores diferentes da energia dos eletrões. (D) os eletrões podem distribuir-se por níveis e subníveis. 27. Cada um dos diagramas 1 , li e Ili mostra uma distribuição de 3 eletrões em 3 orbitais 3p. li Ili i i i i! i ii i Com base na informação dada, pode afirmar-se que a distribuição (A) 1 não obedece à maximização do número de eletrões desemparelhados em orbitais degeneradas. (8) Ili não obedece ao Princípio de Exclusão de Pauli. (C) li corresponde ao estado de menor energia. (D) li é impossível, pois viola a maximização do número de eletrões desemparelhados em orbitais degeneradas. 45
  45. 45. 46 QUÍMICA 10.ºAno Questões propostas 28. A função que representa a distribuição no espaço de um eletrão no modelo quântico do átomo designa-se por orbital. 28.1 Associe a cada uma das re- presentações A, B e C às orbi- tais s, p e d. 28.2 Indique o número de subní- veis e de orbitais que existem no nível de energia n = 3. (A) z (8) (C) 28.3 Os iões mais estáveis de um elemento químico têm a configuração eletrónica [He] 2s2 2p6 . Épossível que o número atómico desse elemento seja _____ e os seus iões mais estáveis sejam _____ (A) 9 ... monopositivos (C) 9 ... mononegativos (8) 10 ... dipositivos (D) 10 ... dinegativos Tabela Periódica 29. Observe a representação da Tabela Periódica e considere apenas os elementos que nela constam. Indique: 29.1 o número atómico do fósforo, P; 29.2 o número de eletrões de valên- cia do néon, Ne; 29.3 a configuração eletrónica do átomo de enxofre, S, no esta- do de menor energia; E] H -- Li - >- Mg K Ag Ba Au - e O F Ne p s ce Ar Zn Br 1 29.4 o elemento do 3.0 período com 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 maior energia de ionização; --l 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 29.5 o elemento do grupo 2 com maior raio atómico; 29.6 o elemento cuja configuração eletrónica, no estado fundamental, é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ; 29.7 o halogéneo que formará o ião com maior raio iónico. 30. Relativamente à disposição dos elementos químicos na Tabela Periódica, é incorreto afir- mar que (A) os elementos representativos têm eletrões de valência nos subníveis se p. (8) todos os elementos de um grupo possuem a mesma configuração eletrónica de valência. (C) em condições normais, o árgon forma moléculas diatómicas. (D) substâncias elementares constituídas por elementos do mesmo grupo apresentam pro- priedades semelhantes. 31. Na tabela apresentam-se algumas informações relativas aos elementos químicos X, Y e Z (as letras não correspondem a símbolos químicos). 31.1 O elemento X (A) pertence ao 4.º período da Tabela Periódica. (8) tem como subnível menos energético o 3d. (C) é um elemento representativo. (D) pertence ao grupo 13 da Tabela Periódica. fH::%d X y z Informação Número atómico 21 Localiza-se no 4.º período Halogéneo do 2.0 período
  46. 46. DOMÍNIO 1 Elementos químicos e a sua organização 31.2 Pode concluir-se que os átomos do elemento Y, no estado fundamental, apresentam (A) 4 eletrões de valência. (C) 4 subníveis de energia ocupados. (B) 4 eletrões no subnível mais externo. 31.3 O número atómico de Z é (D) 4 níveis de energia ocupados. (A) 9. (B) 17. (C) 12. (D) 10. 32. A figura apresenta o diagrama de energia das orbitais de valência dos átomos dos elemen- tos X e Y no estado fundamental. 32.1 Conclua. j ustificando, qual dos elementos, X ou Y, apresenta maior energia de ionização. 32.2 A transformação cuja energia associada é a energia de ionização de X é traduzida por (A) X (s) - x•(g) + e- . (B) X (g) + e- - x-(g). 32.3 O átomo Y (A) é um não-metal. (C) X (g) - x• (g) + e-. (D) X (s) + e- - x-(g). (B) pertence ao bloco p da Tabela Periódica. (C) apresenta o nível de valência completamente preenchido. (D) liga-se ao átomo X formando o composto Y2 X. l l v Ip l _ l _ ! 1 Jl X 33. Primo Levi, autor de uma autobiografia intitulada A Tabela Periódica, escreveu que o zinco «(...) não estimula a nossa imaginação, é cinza e os seus sais não têm cor, não é tóxico e não produz reações coloridas; em suma é um metal sem graça.» 33.1 Primo Levi referia-se ao elemento químico ou à substância elementar? 33.2 A energia de ionização do zinco é 906,4 kJ mol-1. Determine, em joule, a energia míni- ma necessária para remover um eletrão de um átomo de zinco no estado fundamental, isolado e em fase gasosa. 34. Os elementos do grupo 1 da Tabela Periódica são os metais alcalinos. 34.1 O comportamento químico dos metais alcali- nos é explicado, em parte, devido à fraca atra- ção do núcleo sobre o eletrão de valência. Na figura representa-se a energia de ionização em função do número atómico. Qual das letras corresponde aos metais alcalinos? (A) W (B) X (C) y (D) Z Número atómico 34.2 A tabela seguinte apresenta algumas propriedades do sódio e do potássio. -Sódio Potássio Configuração eletrónica [Ne]3s1 [Ar]4s1 - -98 63 Massa volúmica / g cm-a 0,97 0,86 .. 180 220 Energia de ionização / kJ mor-1 495,7 418,6 Das propriedades apresentadas na tabela, indique as do elemento sódio e as da subs- tância elementar potássio. 34.3 Interprete a formação dos iões mais estáveis dos metais alcalinos. 47
  47. 47. 48 QUÍMICA10.• Ano Questões propostas 35. Qual das representações seguintes traduz a variação do raio atómico em função do número atómico? (A) (B) K Kr 36. O gráfico da figura ao lado mostra a varia- ção da energia de ionização de alguns ele- mentos químicos, de A a H, em função do número atómico. As letras não correspon- dem aos símbolos químicos. 36.1 Num átomo do elemento E, no esta- do fundamental, existem ____ eletrões de valência distribuídos por _____ orbitais. (A) cinco ... duas (B) três ... quatro (C) cinco ... quatro (D) três ... duas H e tE --, _::,:_ 2000 ---- o > Cll 1600 o- Cll N ·e .Q 1200 QJ u Cll -~ 800 QJ e w 400 (C) Ne F (D) A o 2 4 6 8 10 12 Número atómico 36.2 Explique a tendência do aumento da energia de ionização. Apresente, num texto es- truturado e com linguagem científica adequada, a explicação solicitada. 36.3 A equação química que traduz a ionização de F é (A) F (g) - F+(g) + e- (B) F (g) + e- - F- (g) (C) F2 (g) + 2 e- - 2 F- (g) (D) F2 (g) - 2 F+(g) + 2 e-

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