AOL 2 Química Geral e Inorgânica

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AOL 2 Química Geral e Inorgânica
Conteúdo do exercício
1. Pergunta 1
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 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 presentes na 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 dois elétrons na camada de valência.  Resposta correta
2. Magnésio, camada de valência = 3 e um elétron na camada de valência. 
3.  Magnésio, camada de valência = 2 e dois elétrons na camada de valência. 
4. Alumínio, camada de valência = 3 e dois elétrons na camada de valência. 
5. Sódio, camada de valência = 3 e dois elétrons na camada de valência. 
2. Pergunta 2
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. Na2SO4, CaCO3, H2, NaCl e KI.
2. CO2, HCN, NH3, NaCl e KBr.
3. NaNO3, NaI, Na2SO4, CaCO3 e NaCl. Resposta correta
4. H2SO4, H2CO3, NaI, Na2SO4 e CaCO3.
5. CaO, CH4, KNO3, Fe, NaI.
3. Pergunta 3
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 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. Segundo o modelo de Bohr, nenhum elétron em um átomo pode ter o mesmo conjunto de quatro 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.  A maior contribuição de Bohr foi descobrir a existência de nêutrons no núcleo atômico.
4. Bohr propôs a existência de 4 números quânticos. 
5. Segundo Bohr, os elétrons são organizados em níveis discretos de energia no átomo. Resposta correta
4. Pergunta 4
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. Ce, K, Na, O e F Resposta correta
2. Ce, K, Na, F e O
3. F, O, Na, Ce e K
4. K, Na, O, F e Ce
5. F, O, Na, K e Ce
5. Pergunta 5
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. Max Planck estudou a utilização de funções de onda para descrever orbitais atômicos. 
2. 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.
3. Segundo Planck, energia pode ser adquirida ou perdida apenas em múltiplos de número inteiro da quantidade hv. Resposta correta
4. Max Planck descreveu um modelo atômico moderno, onde cada elétron apresentava 4 números quânticos característicos.
5. Max Planck foi pioneiro na descoberta da densidade de elétrons, distribuída ao redor do núcleo, e na definição de orbitais atômicos.
6. Pergunta 6
 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.”
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 periódicaconsiste em elementos ametais.
2. Na tabela periódica, os elementos são listados em ordem decrescente de número atômico. 
3. Na tabela periódica, lê-se da esquerda para a direita como sendo um grupo, e de cima para baixo é denominado período. 
4. Elementos do grupo 1A são todos muito reativos, são macios e podem ser chamados de metais alcalinos. Resposta correta
5. Na tabela periódica, existem nove períodos, o primeiro consistindo em apenas dois elementos.
7. 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. Li > Na > K > Rb > Cs 
2. Cl > S > P > Si > Al
3. K > Fe > Zn > Se > Br Resposta correta
4. F > Cl > Br > I > At.
5. O > N > C > B > Li
8. Pergunta 8
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, quando dissolvidos em água, apresentam características de condutores de eletricidade, assim como compostos iônicos.
2. 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. 
3. 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. Resposta correta
4. Compostos covalentes geralmente apresentam elevado ponto de ebulição, enquanto que os compostos iônicos apresentam ponto de ebulição ligeiramente inferior. 
5. Fortes interações eletrostáticas entre os íons carregados são responsáveis pela ligação covalente.
 
9. Pergunta 9
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. Orbitais atômicos necessariamente devem estar ocupados com elétrons em átomos.
2. Cada orbital tem uma energia característica, porém, eles compartilham de uma forma similar.
3. A função de onda não fornece informações sobre a provável localização de um elétron no espaço.
4. A solução da equação de Schrodinger produz um conjunto de funções de onda referente aos orbitais atômicos dos átomos. Resposta correta
5. A mecânica quântica se refere a órbitas porque o movimento do elétron em um átomo pode ser determinado por meio de funções de onda.
10. Pergunta 10
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. Manganês (Z=25)
3. Níquel (Z=28) 
4. Cobalto (Z=27)
5. Ferro (Z= 26)