Questionário 2 - com cálculos

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QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
QUESTIONÁRIO DE APRENDIZAGEM 2 
 
Pergunta 1 
Leia o excerto abaixo: 
“A teoria dos orbitais moleculares surgiu como mais uma ferramenta para explicar a 
formação das ligações químicas, assim como, teoria da ligação de valência, 
hibridização. Porém tem suas bases amparadas pelas funções de ondas advindas da 
mecânica quântica a qual ofereceu todo o respaldo para essa teoria. Na verdade, a teoria 
dos orbitais moleculares simplesmente explica a existência do orbital na molécula, 
quando os orbitais atômicos se unem eles desaparecem completamente originando 2 
orbitais moleculares, o que da o direito a esta molécula de possuir uma nova 
configuração eletrônica. Um orbital é um lugar do espaço onde é provável que o elétron 
seja encontrado, sem dúvida esta é boa nova que nos trouxe a mecânica quântica, 
promovendo a combinação matemática das funções de onda dos orbitais atômicos e 
como resultado obtém-se as novas funções de onda denominadas orbitais moleculares.” 
SANTOS, L. R. Teoria dos orbitais moleculares. Infoescola, 10 mar. 2011. Disponível 
em: https://www.infoescola.com/quimica/teoria-dos-orbitais-moleculares/. Acesso em: 
27 abr. 2020. 
Os orbitais atômicos podem ser entendidos em termos energéticos. Considerando as 
informações presentes no texto sobre orbitais atômicos, marque a opção que descreve 
informações corretas sobre os orbitais atômicos. 
1. • A mecânica quântica se refere a órbitas porque o movimento do elétron em 
um átomo pode ser determinado por meio de funções de onda. 
2. A função de onda não fornece informações sobre a provável localização de 
um elétron no espaço. 
3. Cada orbital tem uma energia característica, porém, eles compartilham de 
uma forma similar. 
4. Orbitais atômicos necessariamente devem estar ocupados com elétrons em 
átomos. 
5. A solução da equação de Schrodinger produz um conjunto de funções de 
onda referente aos orbitais atômicos dos átomos. 
Pergunta 2 
 Leia o excerto abaixo: 
“Em Química, os critérios utilizados para a organização dos elementos químicos foram 
estabelecidos ao longo do tempo. No ano de 1869, Dimitri Mendeleev iniciou os 
estudos a respeito da organização da tabela periódica através de um livro sobre os cerca 
de 60 elementos conhecidos na época, cujas propriedades ele havia anotado em fichas 
separadas. Ao trabalhar com esses dados ele percebeu que organizando os elementos em 
função da massa de seus átomos, determinadas propriedades se repetiam diversas vezes, 
e com uma mesma proporção, portanto era uma variável periódica.” 
https://www.infoescola.com/quimica/teoria-dos-orbitais-moleculares/
PEDROLO, C. Tabela periódica. Infoescola, 29 mar. 2016. Disponível 
em: https://www.infoescola.com/quimica/tabela-periodica/. Acesso em: 27 abr. 2020. 
A tabela periódica de Mendeleev tem sido amplamente utilizada e continua sendo uma 
das ferramentas mais valiosas à disposição dos estudantes. Marque a opção que 
descreve informações corretas sobre a organização e classificação dos elementos na 
tabela periódica. 
1. Grande maioria dos elementos encontrados na tabela periódica consiste em 
elementos ametais. 
2. Elementos do grupo 1A são todos muito reativos, são macios e podem ser 
chamados de metais alcalinos. 
3. Na tabela periódica, os elementos são listados em ordem decrescente de 
número atômico. 
4. Na tabela periódica, lê-se da esquerda para a direita como sendo um grupo, e 
de cima para baixo é denominado período. 
5. Na tabela periódica, existem nove períodos, o primeiro consistindo em 
apenas dois elementos. 
Pergunta 3 
Leia o excerto abaixo: 
“De acordo com a história padrão, que infelizmente ainda é encontrada em muitos livros 
de física, a teoria quântica surgiu quando se percebeu que a física clássica prediz uma 
distribuição de energia para a radiação do corpo negro que discorda violentamente da 
encontrada experimentalmente. No final da década de 1890, assim continua a história, o 
físico alemão Wilhelm Wien desenvolveu uma expressão que correspondia 
razoavelmente bem ao experimento, mas não tinha fundamento teórico. Diante dessa 
grave anomalia, Max Planck procurou uma solução, durante a qual foi forçado a 
introduzir a noção de ‘quanta de energia’. Com a hipótese quântica, foi obtida uma 
combinação perfeita entre teoria e experimento. Voila! A teoria quântica nasceu.” 
KRAGH, H. Max Planck: the reluctant revolutionary. Physics World, v. 13, n. 12, p. 31, 
2000. 
Max Planck revolucionou a forma de analisar o mundo atômico. Considerando as 
informações presentes no texto, marque a opção que descreve a principal contribuição 
de Max Planck. 
1. A principal contribuição de Planck foi sua descrição sobre o efeito 
fotoelétrico, geralmente observado quando metais são expostos a uma radiação 
eletromagnética de frequência suficientemente alta. 
2. Max Planck descreveu um modelo atômico moderno, onde cada elétron 
apresentava 4 números quânticos característicos. 
3. Max Planck foi pioneiro na descoberta da densidade de elétrons, distribuída 
ao redor do núcleo, e na definição de orbitais atômicos. 
https://www.infoescola.com/quimica/tabela-periodica/
4. Segundo Planck, energia pode ser adquirida ou perdida apenas em múltiplos 
de número inteiro da quantidade hv. 
5. Max Planck estudou a utilização de funções de onda para descrever orbitais 
atômicos. 
Pergunta 4 
Leia o excerto abaixo: 
“As ligações iônicas ocorrem pela atração eletrostática entre os cátions e ânions, e esta 
ligação ocorre quando um elétron da camada de valência de um átomo com carga iônica 
negativa se transfere para a camada de valência de um átomo com carga iônica positiva. 
Os compostos iônicos não são constituídos de moléculas, e sim de íons que são 
eletronicamente atraídos, formando pares iônicos que geram retículos cristalinos. Esses 
retículos podem ser diferentes de acordo com os átomos que os constituem.” 
QUEVEDO, R. T. Ligação iônica. Infoescola, 27 abr. 2017. Disponível em: 
https://www.infoescola.com/quimica/ligacao-ionica-eletrovalente/. Acesso em: 27 abr. 
2020. 
Marque a opção que apresenta apenas substâncias cujos átomos estejam ligados pela 
ligação iônica. 
1. CO2, HCN, NH3, NaCl e KBr. 
2. H2SO4, H2CO3, NaI, Na2SO4 e CaCO3. 
3. Na2SO4, CaCO3, H2, NaCl e KI. 
4. CaO, CH4, KNO3, Fe, NaI. 
5. NaNO3, NaI, Na2SO4, CaCO3 e NaCl. 
Comentário: O que é ligação iônica? Trata-se de um tipo de ligação química que ocorre 
entre um metal e um ametal ou entre um metal e o hidrogênio. Ligação iônica é um dos 
três tipos de interação entre dois átomos (as outras ligações são a covalente e a metálica). 
O grupo dos ametais é composto por 11 elementos químicos, são eles: Carbono (C), Nitrogênio 
(N), Fósforo (P), Oxigênio (O), Enxofre (S), Selênio (Se), Flúor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) 
e Astato (At). 
NaNO3 (nitrato de sódio = metal alcalino + não metais) 
NaI (iodeto de sódio = metal alcalino + halogênio) 
Na2SO4 (sulfato de sódio = metal alcalino + não metais) 
CaCO3 (carbonato de cálcio = metal alcalino terroso + não metais) 
NaCl (cloreto de sódio = metal alcalino + halogênio) 
 
Pergunta 5 
Leia o excerto abaixo: 
“A distribuição eletrônica refere-se ao modo como os elétrons estão distribuídos nas 
camadas ou níveis de energia que ficam ao redor do núcleo do átomo. Segundo o 
https://www.infoescola.com/quimica/ligacao-ionica-eletrovalente/
modelo atômico de Rutherford-Böhr, os átomos dos elementos químicos conhecidos 
possuem no máximo sete camadas eletrônicas, que aumentam de energia no sentido de 
dentro para fora do núcleo. Essas sete camadas também podem ser designadas pelas 
respectivas letras K – L – M – N – O – P – Q, sendo que a K é a primeira, ficando mais 
perto do núcleo e sendo a de menor energia. Por outro lado, a camada Q é a sétima, 
sendo a mais afastada do núcleo e a de maior energia. A distribuição eletrônica fornece 
informações importantes sobre os elétrons presentesna camada de valência de qualquer 
átomo.” 
FOGAÇA, J. O que é distribuição eletrônica? Brasil Escola, 30 nov. 2015. Disponível 
em: https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-distribuicao-eletronica.htm. 
Acesso em: 27 abr. 2020. 
Marque a alternativa que descreve qual elemento apresenta a seguinte distribuição 
eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2, enfatizando qual a camada de valência e quantos elétrons 
podem ser encontrados nela. 
1. Magnésio, camada de valência = 3 e um elétron na camada de valência. 
2. Magnésio, camada de valência = 3 e dois elétrons na camada de valência. 
3. Alumínio, camada de valência = 3 e dois elétrons na camada de valência. 
4. Sódio, camada de valência = 3 e dois elétrons na camada de valência. 
5. Magnésio, camada de valência = 2 e dois elétrons na camada de valência. 
Comentário: Sódio = Na11, Magnésio = Mg12, Alumínio =Al13 
A soma dos elétrons é = 12 (1s2 2s2 2p6 3s2), logo, o elemento é Magnésio. 
Como a última camada é 3s2, então a camada de valência é 3 e nela possui 2 
elétrons. 
 
Pergunta 6 
As propriedades periódicas dos elementos químicos são as características inerentes à 
esses elementos que variam de acordo com sua posição na tabela periódica, ou seja, com 
o número atômico. O potencial de ionização mede o contrário da afinidade eletrônica: a 
energia necessária para retirar um elétron de um átomo neutro, em estado fundamental e 
no estado gasoso. Sendo que, para a primeira retirada de elétron a quantidade de energia 
requerida é menor que a segunda retirada, que por sua vez é menor que a terceira 
retirada, e assim sucessivamente.” 
LIRA, J. C. L. Propriedades periódicas dos elementos. Infoescola, 21 mar. 2010. 
Disponível em: https://www.infoescola.com/quimica/propriedades-periodicas-dos-
elementos/. Acesso em: 27 abr. 2020. 
A energia ou potencial de ionização é a quantidade de energia que um átomo gasoso 
deve absorver para poder expelir um elétron. Considere átomos dos elementos sódio 
(Na), flúor (F), oxigênio (O), potássio (K) e césio (Ce), e marque a alternativa que 
organiza esses elementos em ordem crescente da energia de ionização. 
1. F, O, Na, K e Ce 
2. Ce, K, Na, O e F 
https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-distribuicao-eletronica.htm.
https://www.infoescola.com/quimica/propriedades-periodicas-dos-elementos/
https://www.infoescola.com/quimica/propriedades-periodicas-dos-elementos/
3. Ce, K, Na, F e O 
4. K, Na, O, F e Ce 
5. F, O, Na, Ce e K 
Comentário: Energia de Ionização, também denominada de Potencial de ionização, 
corresponde à energia mínima necessária para retirar um elétron de um átomo ou íon no estado 
gasoso. A ordem crescente, na tabela periódica é de baixo para cima e da esquerda para a 
direita. 
Pergunta 7 
Leia o excerto abaixo: 
“A Tabela Periódica pode ser usada para relacionar as propriedades de seus elementos 
com suas estruturas atômicas. Os elementos se organizam de acordo com suas 
propriedades periódicas: à medida que o número atômico aumenta, os elementos 
assumem valores crescentes ou decrescentes em cada período. As principais 
propriedades periódicas são: Raio atômico, Energia de Ionização, Afinidade eletrônica e 
Eletronegatividade. O raio atômico é a propriedade que se relaciona com o tamanho do 
átomo, e para comparar esta medida é preciso levar em conta dois fatores: Quanto maior 
o número de níveis, maior será o tamanho do átomo e o átomo que apresenta maior 
número de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons.” 
ALVES, L. Propriedades periódicas. Brasil Escola, 09 jul. 2008. Disponível 
em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/propriedades-periodicas.htm. Acesso em: 27 
abr. 2020. 
O raio atômico de um elemento é definido como metade da distância entre os centros 
dos átomos vizinhos. Considerando o raio atômico dos átomos de diferentes elementos, 
marque a opção que indica corretamente a ordem decrescente dos raios atômicos 
1. K > Fe > Zn > Se > Br 
2. F > Cl > Br > I > At 
3. O > N > C > B > Li 
4. Cl > S > P > Si > Al 
5. Li > Na > K > Rb > Cs 
Comentário: Na tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo e da direita 
para a esquerda. Isso acontece porque em uma mesma família (coluna), as camadas 
eletrônicas vão aumentando conforme se desce uma “casa” e, consequentemente, o raio 
atômico aumenta. Lembrando que a questão pede a ordem decrescente, então vai ser da 
esquerda para a direita. 
• Pergunta 8 
Leia o excerto abaixo: 
“No ano de 2013 completa um século aquele annus mirabilis em que o físico 
dinamarquês Niels Bohr publicou sua teoria sobre a constituição dos átomos. Essa foi a 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/propriedades-periodicas.htm.
primeira explicação da estrutura atômica a lançar mão de pressupostos quânticos, 
criando uma clivagem com as teorias clássicas precedentes e abrindo o caminho para o 
entendimento moderno do átomo. Ao publicar o primeiro de seus artigos de 1913 que 
subitamente o lançaram à vanguarda da ciência mundial, Bohr era um jovem de 28 anos 
que só havia até então publicado três artigos de seu tempo de estudante.” 
BRAGA, J. P.; FILGUEIRAS, C. A. L. O centenário da Teoria de Bohr. Química Nova, 
v. 36, n. 7, p. 1073-1077, 2013. 
As contribuições de Bohr possibilitaram um maior entendimento sobre a estrutura 
atômica. Marque a opção que descreve corretamente informações sobre o modelo 
atômico proposto por Bohr. 
1. • Bohr propôs a existência de 4 números quânticos. 
2. O modelo de Bohr, ao sugerir o modelo interplanetário de núcleo e elétrons 
em órbita, forneceu a base para o desenvolvimento da teoria atômica moderna. 
3. Segundo o modelo de Bohr, nenhum elétron em um átomo pode ter o mesmo 
conjunto de quatro números quânticos. 
4. Segundo Bohr, os elétrons são organizados em níveis discretos de energia no 
átomo. 
5. A maior contribuição de Bohr foi descobrir a existência de nêutrons no 
núcleo atômico. 
• Pergunta 9 
Leia o excerto abaixo: 
“O número quântico principal n define a distância média do elétron ao núcleo atômico e 
está relacionado à energia do orbital, podendo assumir qualquer valor inteiro positivo. 
Todos os orbitais com o mesmo valor de n estão no mesmo nível de energia. O número 
quântico momento angular orbital, l, também denominado de número quântico azimutal, 
define o momento angular do elétron e especifica o orbital. Como o n limita o l, os 
valores assumidos por l são inteiros e variam entre 0 e n−1. Número quântico magnético 
ml dá a orientação dos orbitais. O ml é um número inteiro que pode assumir 2l + 1 
valores distintos, compreendidos entre +l e −l. Por exemplo, se l = 2, então os valores de 
ml incluem -2, -1, 1, 0, +1, +2. Em 1929, usando postulados da mecânica quântica, 
Dirac demonstrou que um elétron deve ter um momento angular intrínseco, s = , o qual 
limita o número quântico magnético de spin, ms , a dois valores, s =+ (↑) ou s =- (↓), 
mostrando que a proposição de Goudsmit e Uhlenbeck é totalmente compatível com a 
mecânica quântica.” 
OLIVEIRA, Ó. A.; FERNANDES, J. D. G. Arquitetura atômica e molecular. Natal: 
Editora da UFRN, 2006. 
Segundo o princípio de exclusão de Pauli, nenhum elétron em um átomo pode ter o 
mesmo conjunto de quatro números quânticos. Considerando as informações presentes 
no texto, indique o o elemento cujo elétron mais energético apresenta os seguintes 
números quânticos: n = 3; l =2; m = -2; s = + 
1. Cromo (Z=24) 
2. Cobalto (Z=27) 
3. Níquel (Z=28) 
4. Manganês (Z=25) 
5. Ferro (Z= 26) 
Comentário: Se n = 3; l =2, sabe-se que a última camada é formada por 3d, pois 
somente d tem número azimutal igual a 2 (l indica o número azimutal). 
 Números azimutais 
S=0; P=1; D=2; F=3 
 
Como m = -2, a distribuição de elétrons termina na janela -2, e como S = +, nesta 
janela possui 2 elétrons: 
 
 
Se a última camada é 3d, e tem 6 elétrons, a distribuição eletrônica termina em 3d6 
1s2 2s22p6 3s2, 3p6 4s2 3d6 A soma dos elétrons = 26, que corresponde ao 
Ferro (Z = 26) 
Pergunta 10 
Leia o excerto abaixo: 
“Quando um átomo com grande eletronegatividade se liga a um átomo com baixa 
eletronegatividade, há transferência definitiva de elétron do mais fraco para o mais 
forte. Se tirarmos um elétron de um átomo, ele deixa de ser neutro, pelo desequilíbrio 
entre seu número de prótons e de elétrons. Se aproximarmos dois átomos de forte 
eletronegatividade, um não terá força para capturar o elétron do outro permanentemente. 
Ele captura o elétron, mas o outro consegue capturá-lo de volta e, além de retomá-lo, 
captura um elétron do outro. Esse jogo fica se repetindo fazendo com que o par de 
elétrons (um de cada átomo) fique orbitando pelos dois átomos. É importante perceber 
que nesse caso não há formação de íons.” 
RENDELUCCI, F. Ligações químicas - Metais, não-metais, ligações iônicas e ligações 
covalentes. Educação UOL, 02 mai. 2014. Disponível em: 
https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/ligacoes-quimicas-metais-nao-metais-
ligacoes-ionicas-e-ligacoes-covalentes.htm. Acesso em: 27 abr. 2020. 
As ligações iônicas e covalentes apresentam notáveis diferenças, que resultam em 
materiais com propriedades claramente distintas. Marque a opção que apresenta 
corretamente algumas diferenças entre substâncias iônicas e substâncias moleculares. 
1. Compostos covalentes geralmente apresentam elevado ponto de ebulição, 
enquanto que os compostos iônicos apresentam ponto de ebulição ligeiramente 
inferior. 
https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/ligacoes-quimicas-metais-nao-metais-ligacoes-ionicas-e-ligacoes-covalentes.htm.
https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/ligacoes-quimicas-metais-nao-metais-ligacoes-ionicas-e-ligacoes-covalentes.htm.
2. Compostos covalentes são formados por dois ou mais átomos, que 
geralmente são ametais, enquanto que compostos iônicos são formados por um 
metal e um ametal. 
3. Compostos covalentes são formados por dois ou mais átomos, que 
geralmente são metais, enquanto que compostos iônicos são formados por um 
metal e um ametal. 
4. Fortes interações eletrostáticas entre os íons carregados são responsáveis pela 
ligação covalente. 
5. Compostos covalentes, quando dissolvidos em água, apresentam 
características de condutores de eletricidade, assim como compostos iônicos.