lista - teoria atômica 2024

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2ª Lista de Química Geral – 1ª Prova 
 
NOME: 
PROFESSOR: Shisley Barcelos DISCIPLINA: Química Geral 
TURMA: PER: 1º DATA ENTREGA: VALOR: 5,0 pontos 
Material de referência para resolução – capítulos 5 e 6 Russel e slides aula 2 
 
1) Descreva como foi a evolução dos modelos atômicos de Dalton até Bohr. 
Resp. Coloque apenas as principais características de cada modelo 
2) Cite os postulados de Dalton até Bohr e comente qual ou quais contribuições de cada modelo para 
o átomo atual. 
CONTRIBUIÇÕES 
Dalton – conservação de massa ...... e a lei das proporções múltiplas e definidas.... 
Thomson – natureza elétrica da matéria (descoberta dos elétrons) 
Rutherford – a existência de núcleo (positivo) e eletrosfera (negativa) e a descoberta do próton 
Bohr – A quantização de energia do elétron 
3) Como as experiências do tubo de crookes mostram que os elétrons estão em toda matéria? 
Independente do gás inserido no tubo, era sempre observado o mesmo comportamento (apenas a 
cor mudava) 
4) Quando um ou mais elétrons são removidos de um átomo, a partícula resultante é um íon positivo. 
Explique. 
Um átomo, no estado fundamental é neutro e apresenta número de prótons 
(partículas carregadas positivamente) igual ao número de elétrons (partículas 
carregadas negativamente), sendo assim a perda de um ou mais elétrons, 
resultará num saldo de partículas positivas igual ao número de elétrons 
perdidos (íon positivo = cátion) 
 
 
5) Descreva o modelo do átomo de Bohr. Como ele difere do modelo planetário baseado na física 
clássica? 
Em um átomo são permitidas algumas órbitas circulares ao elétron (com energia constante) 
O elétron tem energia quantizada, podendo absorver energia de uma fonte externa 
Ao absorver este quantum de energia, ele salta para o nível (órbita) de maior energia (estado 
excitado) 
Ao retornar para uma órbita menos energética, ele emite a energia que foi absorvida anteriormente 
na forma de onda eletromagnética. 
Difere-se ao propor a quantização de energia para o elétron 
6) Qual foi a falha seria, inerente a teoria de Bohr? 
Falha ao propor orbitas circulares para seu modelo (hoje sabemos que são orbitais, que são regiões 
de probabilidade) 
7) Nos termos da teoria da estrutura do átomo de Bohr, porque os elétrons não se movem em espiral 
para dentro do núcleo? 
Porque o elétron tem energia quantizada e não pode ter energia menor que a do seu estado 
fundamental. 
8) O que é um fóton? Como a energia de um fóton está relacionada com a frequência? E com o 
comprimento de onda? 
São pacotes discretos de energia (quantum de energia). 
Efoton = h. e Efoton = h.C/ 
9) O que nos diz o princípio da incerteza de Heisenberg? Explique. 
De acordo com esse princípio, não podemos determinar com precisão e simultaneamente a 
posição e o momento de uma partícula microscópica. 
A razão dessa incerteza não é um problema do aparato utilizado nas medidas das grandezas 
físicas, mas sim a própria natureza da matéria e da luz. Para que possamos medir a posição de um 
elétron, por exemplo, precisamos vê-lo e, para isso, temos que iluminá-lo (princípio básico da 
óptica geométrica). No entanto, para iluminar o elétron, o fóton tem que se chocar com ele, e esse 
processo transfere energia ao elétron, o que modificará sua velocidade, tornando impossível 
determinar seu momento com precisão. 
10) Dê o número de: prótons e nêutrons que estão presentes no núcleo dos seguintes átomos: 14N, 15N, 
233U. 
A (MASSA) = Z (PRÓTONS/Nº ATÔMICO) + N (NEUTRONS) 
A = Z + N 
N = A - Z 
11) Dê o número total de elétrons presentes nos seguintes átomos ou íons: N, O, U, O2-, K+, P3-, Ba2+, 
Al3+, Ti4+ 
ÁTOMO NEUTRO - NÚMERO DE ELÉTRONS = NÚMERO DE PRÓTONS(ATÔMICO) 
Cátion = carga positiva porque perdeu elétron 
Ânion = carga negativa porque ganhou elétron 
12) O íon 19 K
39 + possui: 
a) 19 prótons. 
b) 19 nêutrons. 
c) 39 elétrons. 
d) número de massa igual a 20. 
e) número atômico igual a 39 
 
13) Em fogos de artifício, observam-se as colorações, quando se adicionam sais de diferentes metais 
às misturas explosivas. As cores produzidas resultam de transições eletrônicas. Ao mudar de camada, em 
torno do núcleo atômico, os elétrons emitem energia nos comprimentos de ondas que caracterizam as 
diversas cores. Esse fenômeno pode ser explicado pelo modelo atômico proposto por 
 
a) Niels Bohr. 
b) Jonh Dalton. 
c) J.J. Thomson. 
d) Ernest Rutherford. 
 
14) Qual é o comprimento de onda (em nanômetros) da luz vermelha que tem uma frequência de 4,20 
x 1014 Hz? 
1nm----- 1x10-9m 
 = C/ 
 = 3,00 x 108 m.s-1/4,20 x 1014 s-1  = 7,14 x 10-7 m  = 
714 x 10-9m 
ou 714 nm 
15) A teoria atômica de John Dalton explica várias leis simples de combinação química que eram 
conhecidas naquela época. Citar e explicar as diferentes leis. Lei da composição constante; Lei da 
conservação da massa; Lei das proporções múltiplas. 
Lei da composição constante (definidas) (em determinado composto o número relativo de átomos e seus 
tipos são constantes); 
Lei da conservação da massa (a massa total dos materiais presentes depois da reação química é igual à 
massa total antes da reação); 
Lei das proporções múltiplas (se dois elementos, A e B, se combinam para formar mais de um composto, 
as massas de B, que podem se combinar com a massa de A, estão na proporção de números inteiros e 
pequenos.) 
16) Se a energia do elétron em um átomo não fosse quantizada, mas pudesse variar entre certos 
limites, qual seria o aspecto do espectro atômico. 
Não seria um espectro em linhas separadas mas uma faixa colorida cujas cores (associadas á 
frequência/amplitude) sofreriam variação. 
17) Desenhe uma onda e identifique seu comprimento de onda e sua amplitude. Qual a ligação 
existente entre o comprimento de onda e a frequência de uma onda de luz? 
 
18) De que maneira, podemos comparar, os comprimentos de onda da luz infravermelha e da luz 
ultravioleta com os comprimentos de onda de luz visível? 
 IR > 750nm UV < 400nm 400nm < V > 700nm 
Logo  IR > V > UV 
 
 
19) O que é um espectro de linha? Em que ele difere de um espectro contínuo? 
São quantum de energia emitida (em comprimentos de onda específicos) por elétrons que foram 
excitados, ao retornarem pra níveis de menor energia (espectro atômico). Já no espectro continuo 
há emissão em todos os comprimentos de onda da região do visível. 
20) Do ponto de vista da estrutura atômica, qual a importância do espectro de linha? 
A possibilidade de identificar os elementos presentes numa determinada amostra. Ele permite 
conhecer a identidade dos elementos, uma vez que cada átomo emite energia em comprimentos de 
ondas específicos 
21) Usando a equação de Rydberg calcule o comprimento de onda da linha espectral do hidrogênio 
que se origina quando um elétron saltasse: 
 R = 1,097 x 107 m 
A) da quarta órbita para a segunda 
1/ = 1,097 x 107 . (1/22 – 1/42) 
1/ = 1,097 x 107 (1/4 – 1/16) 
1/ = 1,097 x 107 (0,25 – 0,0625) 
1/ = 1,097 x 107 . (0,1875) 1/ = 2,056 x 106 
1/ = 2,06 x106 
1/2,06 x106 =   = 485 x 10-9 m ou 485nm (região do visível, série 
de Balmer) 
 
B) da sexta órbita para a terceira 
1/ = 1,097 x 107 . (1/32 – 1/62) 
1/ = 1,097 x 107 (1/9 – 1/36) 
1/ = 1,097 x 107 ( 0,111 – 0,028 ) 
1/ = 1,097 x 107 . (0,083) 
 
1/ = 921 x 103 
1/ 921 x 103 =   = 1,085 x10-6 m 
 = 1085 nm 
22) Que quantidade de energia deve ser fornecida para levar um elétron da primeira órbita de Bohr 
para a terceira? 
1/ = 1,097 x 107 . (1/12 – 1/32) 
1/ = 1,097 x 107 (1 – 0,111 ) 
1/ = 1,097 x 107 ( 0,889 ) 
1/ = 0,976 x 107 . 
1/ = 0,975 x 107 
  = 102,5 x 10-9 m 
Efoton = h.C/ 
E =6,63 x 10 -34 j. s. 3,0 X 108 m.s /102,5 x 10-9m 
E = 1,94x10-18 j 
Dado 1 mol de fótons= 6.0 x 1023 fótons 
23) Calcule a energia de um fóton que tem frequência de 3 x 1015 Hz. 
Efoton = h. Efoton = 6,63 x 10 -34 j.s-1 . 3 x 1015 s-1 = 
1,989 x 10-18 2,0 x 10-18 j 
24) Átomos de mercúrio excitados emitem luz intensa em um 
comprimento de onda de 436 nm. Qual é a frequência desta radiação? 
Utilizando as diferentes regiões do espectro eletromagnético, 
determine a cor associada ao seu comprimento de onda. 
 = C/ 436 x 10-9m = 3,0 x108 m.s-1/  
 = 3,0 x108/ 436 x 10-9 6,88 x 10 14 s-1 
25) Pesquise: O que é radiação de corpo negro e o efeito fotoelétrico 
26) O que representa cada número quântico n, l, ml e ms? Os 
números l e ml determinam características dos orbitais. Quais são? 
27) Escreva a configuração eletrônica para o enxofre (Z = 16) e o magnésio (Z = 12). Esses elementos 
serão atraídos por um campo magnético? Explique. 
Mg = 1s2 2s2 2p6 3s2 é diamagnético, portanto não é atraído por campo magnético, visto que todos os 
seus elétrons estão emparelhados 
 
 
S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 
    
é paramagnético, portanto é atraído por campo magnético, visto que apresenta 
elétrons desemparelhados 
28) De a configuração eletrônica do Mn (Z = 25) e do 
Mn2+ 
Mn = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 
Mn2+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 
29) De a configuração eletrônica P (Z = 15) e P3- 
30) Dê um conjunto (4) de número quântico possível para o elétron indicado em: 
a) Ti (Z = 22) - 9º elétron valores de l ---- s = 0 p = 1 d =2 f = 3 
Ti = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 1s2 2s2 2p5 
 -1 0 +1 
   
 
n = 2 l = 1 mL = 0 ms = -1/2 
 
b) Sr (Z = 38) - 5º elétron 
 
31) Escreva a configuração eletrônica para o 11Na, 15P e 30Zn no estado fundamental usando: 
a) a notação de caixa de orbital 
b) pelo cerne do gás nobre [Ne] 3s1 
c) notação espectroscópica (de preenchimento) 1s2 2s2 2p6 3s1 
d) Classifique em diamagnéticos ou paramagnético. 
Bons Estudos!! 
c) 1s2 2s2 2p6 3s1 
a)    