Exercícios de Química

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UNINGÁ - UNIDADE DE ENSINO SUPERIOR INGÁ LTDA 
FACULDADE INGÁ 
RECREDENCIADA PELA PORTARIA N.º 699/12 DE 28 DE MAIO DE 2012. 
 
 
Aluno: 
Curso: 
 
Estrutura atômica. Atividade integradora-1 
 
01. Quais são as unidades básicas (SI) para 
(a) o comprimento de onda da luz: 
Metros (m) 
(b) a frequência da luz: 
Hertz (Hz) 
(c) a velocidade da luz: 
Metros por segundo (m/s) 
 
02. Classifique cada uma das seguintes afirmativas como falsas ou verdadeiras. 
Corrija as afirmativas que são falsas. 
(a) A luz visível é unia forma de radiação eletromagnética. 
Veradadeira 
 
(b) A frequência de radiação aumenta à medida que o comprimento de onda aumenta. 
Falso: 
O comprimento de onda e a frequência são inversamente proporcionais, isto é, 
quando a frequência de radiação aumenta, o comprimento de onda diminui. 
 
(c) A luz ultravioleta tem comprimentos de onda maiores que a luz visível. 
Falso: 
A luz ultravioleta tem comprimento de onda menor que a luz visível. Enquanto a luz 
ultravioleta tem comprimento de onda menor que 400 nm, a luz visível varia de 400 nm 
a 700 nm, aproximadamente. 
 
(d) A radiação eletromagnética e as ondas sonoras movem-se à mesma velocidade. 
Falso: 
A radiação eletromagnética se propaga na velocidade da luz = 300.000 km/s. Já as 
ondas sonoras, são ondas mecânicas que se propagam no ar com velocidade 
aproximada de 340 m/s. 
 
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03. Organize os seguintes tipos de energia eletromagnética em ordem crescente de 
comprimento de onda: infravermelho, luz verde, luz vermelha, ondas de rádio, raios 
X, luz ultravioleta. 
raios X < luz ultravioleta < luz verde < luz vermelha < infravermelho < ondas de rádio 
 
04. 
(a) Qual é a frequência de radiação que tem um comprimento de onda de 0,452 pm? 
c = 3,00 x 108 m/s 
 = 0,452 pm = 0,452 x 10-12 m 
 = c/ = 3,00 x 108 m/s / 0,452 x 10-12 m = 6,63 x 1020 s-1 
 
(b) Qual é o comprimento de onda de radiação que tem uma frequência de 2,55 x 
1016s-1? 
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 = c/ = 3,00 x 108 m/s / 2,55 x 1016 s-1 = 1,18 x 10-8 m 
(c) Quais radiações seriam visíveis a olho nu, as do item (a) ou do item (b)? 
A radiação (a) é raio gama e (b) é ultravioleta. Nenhuma delas é visível à olho nu. 
 
05. Átomos de mercúrio excitados emitem luz intensa em um comprimento de onda 
de 436 nm. Qual é a frequência desta radiação? 
 = 436 nm = 4,36 x 10-7 m 
 = c/ = 3,00 x 108 m/s / 4,36 x10-7 m = 6,88 x 1014 s-1 
 
06. Explique porque a carga nuclear efetiva que atua sobre um elétron 2s no boro é 
maior do que a que atua sobre um elétron 2p. 
Carga nuclear efetiva é uma representação do campo elétrico médio sofrido por um 
único elétron. Quanto maior a proximidade de um elétron com o núcleo, maior será a 
carga nuclear que atuará sobre ele. Por isso, a carga nuclear efetiva sobre um 
elétron em 2s no Boro é maior que um elétron em 2p. 
 
07. Que elétron sofre efeito de carga nuclear efetiva maior, um elétron 2p no oxigênio 
ou um 2p no neônio? 
um elétron em 2p no Neônio sofre maior carga nuclear efetiva que um elétron em 2p no 
Oxigênio, pois o Ne possui mais partículas positivas no núcleo, o que resulta em maior 
carga sobre os elétrons em sua eletrosfera. 
 
08. Qual o número máximo de elétrons que podem ocupar cada subcamada seguinte: 
(a) 3d: 10 
(b) 4s: 2 
(c) 2p: 6 
(d) 5f: 14 
 
09. Escreva as configurações eletrônicas dos seguintes átomos usando o cerne de 
gás nobre apropriado: 
(a) Rb: Z= 37 = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1 
 
(b) Se: Z= 34 = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p4 
 
(c) Zn: Z= 30 = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10 
 
(d) Pb: Z= 82 = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 
6p2 
 
10. Que camada de elétrons, a n =3 no Ar ou a n = 3 no Kr, estará mais perto do 
núcleo? 
Os elétrons n = 3 em Kr sofrem uma carga nuclear efetiva maior, assim, está mais 
perto do núcleo. 
 
11. Com base nas configurações eletrônicas, explique por que a afinidade ao elétron 
do F é negativa enquanto a do Ne é positiva. 
A afinidade eletrônica é a energia que um átomo libera quando recebe um elétron. 
Quanto maior for a facilidade de um átomo em ganhar elétrons, mais negativa será 
sua afinidade. Desta forma, o Flúor tem mais facilidade em ganhar um elétron, pois 
possui 7 elétrons na última camada, sendo sua energia de ionização negativa. Já o 
Neônio, é um gás nobre e possui 8 elétrons na última camada, ou seja, é um átomo 
estável, fazendo com que sua energia de ionização seja positiva. 
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12. 
(a) Que são elétrons de valência? 
São os elétrons contidos na Camada de valência, ou seja, na camada ou nível mais 
externo de um átomo. 
(b) Quantos elétrons de valência possui um átomo de carbono? 
A camada de valência do atomo de carbono é a camada 2. Assim, ele possui 4 
elétrons de valência: C6 = 1s2, 2s2, 2p2 
(c) Um certo átomo tem a configuração 1s22s23s23p1. Quantos elétrons de valência 
tem este átomo? 
A camada de valência do átomo com configuração 1s2,2s2, 3s2, 3p1, é a camada 3. 
Assim, ele possui 3 elétrons de valência. 
 
13. Dê o símbolo de Lewis de cada elemento seguinte: 
(a) Cl: 
Cl17: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 :Cl: 
 
(b) Mg 
Mg12: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 Mg 
 
(c) Br 
Br35: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5 :Br: 
 
(d) Ar 
Ar18: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 Ar 
 
 
14. Dê as fórmulas químicas dos compostos iônicos que se formam com os seguintes 
pares de elementos: 
(a) Ca e F; 
Ca20: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 = Ca+2 
F9: 1s2, 2s2, 2p5 = F-1 
Ca+2 + F-1 = CaF2 
 
(b) Na e S; 
Na11: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 = Na+1 
S16: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4 = S-2 
Na+1 + S-2 = Na2S 
 
(c) Li e N. 
Li3: 1s2, 2s1 = Li+1 
N7: 1s2, 2s2, 2p3 = S-3 
Li+1 + N-3 = Li3N 
 
15. Dê a configuração eletrônica de cada íon seguinte e aponte os que tem a 
configuração de um gás nobre: 
(a) Ba2+ 
Ba56 = 54 elétrons = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6 
Configuração de gás nobre. 
 
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(b) Cl -; 
Cl17: = 16 elétrons = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 
Configuração de gás nobre 
 
(c) Te2+; 
Te52 = 50 elétrons = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p4 
Não possui configuração de gás nobre 
 
(d) Cr2+. 
Cr24 = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 
Não possui configuração de gás nobre 
 
16. 
(a) Por que os cátions monoatômicos são menores do que os átomos 
correspondentes? 
Um cátion é um átomo que perdeu elétron. Quando isso caontece, a repulsão entre 
os elétrons restantes da eletrosfera diminui, fazendo com que seu raio atômico 
diminua. 
 
(b) Por que os ânions monoatômicos são maiores do que os átomos 
correspondentes? 
Um ânion é um átomo que ganhou elétron. Quando isso caontece, a repulsão entre 
os elétrons restantes da eletrosfera aumenta, fazendo com que seu raio atômico 
aumente. 
 
(c) Por que o tamanho dos íons aumenta quando se desce numa coluna da tabela 
periódica? 
A tabela periódica está organizada de forma que os elementos de cada período 
possui um número de camadas correspondente, ou seja, o elemento no topo de 
cada coluna possui o menor número de camadas. Desta forma, quando se desce 
numa coluna, aumenta o número de camadas e, por concequência, aumenta o 
tamanho do íon. 
 
17. 
(a) O que significa ligação covalente? 
Ligação covalente é a interação entre átomos de natureza não metálica por meio do 
compartilhamento de elétrons. 
 
(b) Em que a ligação no Cl2 é diferente da ligação no NaCl? 
A ligação entre dois átomos de Cl (halogênio) é uma ligação covalente simples, 
onde cada átomocompartilha um elétron. Já na ligação entre Na (metal alcalino) e 
Cl (halogênio) a ligação é do tipo iônica, onde o Na doa um elétrons para o Cl. 
 
18. 
(a) Dê a fórmula de Lewis do O2, com o octeto de elétrons em cada átomo de O. 
 
(b) Explique por que é preciso haver uma dupla ligação na fórmula anterior. 
A dupla ligação é necessária pois, cada átomo de Oxigênio possui 6 elétrons na 
camada de valência (O8: 1s2, 2s2, 2p6), sendo necessário o compantilhamento 
de dois elétrons cada para completar o octeto. 
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19. Que ligações, entre as seguintes, são polares: 
Em cada ligação polar, que átomo é mais eletronegativo? 
(a) B-Cl: 
B+3+Cl-1 
Ligação polar. O Cloro é mais elétronegativo. 
 
(b) Cl-Cl; 
Ligação apolar. 
Cl-1+Cl-1 
 
(c) P-F; 
P-3+F-1 
Ligação polar. O Flúor é mais elétronegativo. 
 
(d) O- Br: 
O-2+Br-1 
Ligação polar. O Bromo é mais elétronegativo. 
 
20. Descreva a principal contribuição para a ciência de cada um dos seguintes 
cientistas: 
a) Dalton, 
Contribuiu propondo que toda matéria é formada por átomos maciços e indivisíveis 
que, segundo ele, teriam massa específica para cada elemento químico. 
 
b) Thomson: 
Contribuiu elaborando um modelo atômico segundo o qual os átomos seriam 
esferas positivas incrustadas de cargas negativas, denominadas elétrons. 
 
c) Millikan 
Contribuiu desenvolvendo um experimento onde isolou e mediu a carga de um 
elétron. Além disso, fez descobertas sobre o efeito fotoelétrico e a polarização da 
luz emitida por superfícies incandescentes. 
 
e) Rutherford. 
Contribuiu propondo um modelo atômico onde os átomos seriam constituídos por 
duas regiões distintas: núcleo, onde ficariam as partículas com carga positiva e a 
eletrosfera, onde ficariam as partículas com carga negativa (elétrons). 
 
21. Como os experimentos de descarga de gases em tubos Crookes e outros 
mostraram que o átomo é composto de pequenas partículas? 
A ampola de Crookes é um tubo de vidro fechado preenchido com gases de baixa 
pressão. A ampola contém um eletrodo positivo e outro negativo nas extremidades. Ao 
submeter elevadas voltagens sobre os gases contidos na ampola, Thompson observou 
emissões que denominou raios catódicos. Em seguida, ao aproximar um campo elétrico 
externo, ele verificou que o feixe de raios catódicos era desviado na direção da placa 
carregada positivamente, concluindo que estas emissões possuíam cargas negativas. 
Rutherford usou um experimento com uma placa de ouro para mostrar que o átomo é 
composto de pequenas partículas. Para isso, ele bombardeou uma partícula radioativa 
em uma fina lâmina de ouro. Ao fazer isso, ele observou que grande parte das partículas 
atravessam a lâmina de ouro e uma pequena parte era impedida de atravessar. Desta 
forma, ele concluiu que os átomos da lâmina de ouro possuíam um núcleo duro e maciço 
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onde parte das partículas radioativas batiam e voltavam. As demais partículas que 
atravessavam a lâmina passavam pela eletrosfera. 
 
22. Como as experiências de tubos Crookes mostram que os elétrons estão presentes 
em toda a matéria? 
Thomson chegou à conclusão de que estas cargas negativas chamadas elétrons estavam 
presentes em toda e qualquer matéria, pois não importava qual o gás ulilizado no 
experimento, sempre ocorria o desvio em direção à placa carregada positivamente. 
 
23. Quando um ou mais elétrons são removidos de um átomo, a partícula resultante é 
um íon positivo. Explique. 
Um átomo em seu estado fundamental é formado pela mesma quantidade de partículas 
positivas (prótons) e partículas negativas (elétrons). Ao remover um ou mais elétrons, 
haverá um desequilíbrio de cargas, de forma que, sobrará uma ou mais carga positiva. 
 
24. Dê o número de: (a) prótons e (b) nêutrons que estão presentes no núcleo dos 
seguintes átomos: 
Z= número atômico; A= número de massa; P= prótons; N= nêutrons 
A= Z + N 
P= A – N 
14N: Z= 7; A= 14 
A= Z + N 
14 = 7 + N 
N= 14 – 7 = 7 
P= A – N 
P = 14 – 7 = 7 
 
15N: Z= 7; A= 15 
A= Z + N 
15 = 7 + N 
N= 15 – 7 = 8 
P= A – N 
P = 15 – 8 = 7 
 
179Ta: Z= 73; A= 179 
A= Z + N 
179 = 73 + N 
N= 179 – 73 = 106 
P= A – N 
P = 179 – 106 = 73 
 
233U: Z= 92; A= 233 
A= Z + N 
233 = 92 + N 
N= 233 – 92 = 141 
P= A – N 
P = 233 – 141 = 92 
 
 
 
 
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25. Dê o número total de elétrons presentes nos seguintes átomos ou íons: 
N: Z=7, então: Elétrons = 7 
O: Z=8, então: Elétrons = 8 
U: Z=92, então: Elétrons = 92 
O2-: Z=8 então: Elétrons = 8+2 = 10 
K+: Z=19, então: Elétrons = 19-1 = 18 
P3-: Z=15, então: Elétrons = 15+3 = 18 
Ba2+: Z=56, então: Elétrons = 56-2 = 58 
Al3+: Z=13, então: Elétrons = 13-3 = 10 
Ti4+: Z=22, então: Elétrons = 22-4 = 18 
 
26. Preencha as lacunas da seguinte tabela: 
 
Símbolo 
102
Ru
+3 80Se-2 192Os+2 127I-1 140Ce+3 
Prótons 44 34 76 53 58 
Nêutrons 58 46 116 74 82 
Elétrons 41 36 190 54 55 
Carga líquida +3 -2 2+ 1- 3+ 
 
27. Como a existência de um espectro de linha favorece o modelo atômico de Bohr? 
Segundo Bohr, a estrutura dos átomos e os espectros descontínuos de emissão de cada 
elemento tinham uma ligação. Ele propôs que as linhas luminosas que apareciam nos 
espectros eram as emissões de luz dos elétrons quando eles voltavam para a órbita mais 
próxima do núcleo. 
 
28. Dê uma falha séria inerente à teoria de Bohr. 
A teoria de Bohr previa que os elétrons estariam ao redor do núcleo em órbitas circulares 
bem definidas e a probabilidade de haver um elétron numa certa região seria nula. No 
entanto, atualmente se sabe que existem regiões de maior probabilidade (chamadas 
orbitais) e menor probabilidade onde o elétron pode ser encontrado e, segundo a equação 
de Schrodinger, a probabilidade de encontrar um elétron em uma certa região nunca será 
zero. 
 
29. Escreva as configurações eletrônicas, no estado fundamental, dos seguintes 
átomos: 
(a) Co (Z = 27) 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d7 
 
(b) As (Z = 33) 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p3 
 
(c) Kr (Z = 36) 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6 
 
 
 
 
 
 
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30. Elabore uma tabela mostrando os valores dos quatro números quânticos, do 
elétron da última camada, dos seguintes átomos no estado fundamental: 
(a) S 
Z= 16 = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4 
n= 3 
s= 1 
ml = -1 
ms= -1/2 
(b) Si 
Z= 14 = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2 
n= 3 
s= 1 
ml = 0 
ms= 1/2 
(b) Cr 
Z= 24 = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 
n= 3 
l = 2 
ml = 1 
ms= 1/2 
 
31. Que elemento é: um halogênio no quinto período? 
Iodo 
 
32. Um gás nobre no terceiro período? 
Argônio 
 
33. Um metal alcalino com mais uma camada ocupada do que o potássio? 
Rubídio 
 
34. Um elemento de transição com uma configuração 4d3? 
Vanádio 
 
35. Qual dos átomos deve ter maior afinidade eletrônica: C ou N? Explique. 
O Nitrogênio tem maior afinidade eletrônica que o Carbono pois, possui 5 elétrons na 
camada de valência, um a mais que C. Desta forma, N é mais propenso à ganhar elétrons 
que C. 
 
36. A primeira energia de ionização do ouro (Z =79) é maior do que da prata (Z =47), 
cuja posição é imediatamente acima na tabela periódica. Explique. 
A energia de ionização do ouro é maior que o da prata pois, Au possui 
 
37. Cite uma diferença química e uma diferença física entre um metal e um não-metal. 
Diferença química: metais são mais eletropositivos, por isso doam elétrons e 
formam cátions. Já os não-metais são mais eletronegativos, por isso recebem 
elétrons e formam ânions. 
Diferença física: metais possuem brilho e os não-metais são foscos; 
 
38. Afinidadeeletrônica e eletronegatividade medem a tendência de um átomo em 
atrair elétrons. Explique claramente como elas diferem. 
Enquanto a afinidade eletrônica representa a variação de energia que ocorre 
quando um elétron é adicionado a um átomo, a eletronegatividade representa a 
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capacidade de um átomo em atrair elétrons. 
 
39. Classifique a ligação nos seguintes compostos como predominantemente 
covalente ou iônica: 
CsBr: (metal + não metal) Ligação iônica 
MgO: (metal + não metal) Ligação iônica 
NO: (não metal + não metal) Ligação covalente 
SF4: (não metal + não metal) Ligação covalente 
BaI2: (metal + não metal) Ligação iônica 
CS2: (não metal + não metal) Ligação covalente 
OF2: (não metal + não metal) Ligação covalente 
KI: (metal + não metal) Ligação iônica 
Rb2O: (metal + não metal) Ligação iônica 
 
40. 
 
(a) Com n = 4, quais os valores possíveis de l? 
l pode ser = 0, 1, 2, 3, 4 
(b) Com l = 2, quais os valores possíveis de ml? 
ml pode ser = -1, 0, +1 
 
41. Dê os valores de n, l e ml para: 
(a) cada orbital na subcamada 2p; 
n= 2, l = 1, ml = -1 
n= 2, l = 1, ml = 0 
n= 2, l = 1, ml = +1 
 
(b) cada orbital na subcamada 5d. 
n= 5, l = 2, ml = -2 
n= 5, l = 2, ml = -1 
n= 5, l = 2, ml = 0 
n= 5, l = 2, ml = +1 
n= 5, l = 2, ml = +2 
 
42. Quais, dentre os seguintes, são valores permitidos dos números quânticos de um 
elétron no átomo de hidrogênio: 
(a) n =2, l = 1, ml = 1; (b) n= 1, l = 0, ml = -1; (c) n = 4, l = 2, ml = -2; (d) n = 3, l = 3, ml = 
0? No caso das combinações permitidas, dê o símbolo da subcamada a que 
pertence o elétron (isto é 1s, 2p, etc.). 
Nenhuma das alternativas estão corretas. 
Os valores permitidos são: n= 1, l = 0, ml = 0. 
O elétron pertence a subcamada 1s. 
 
43. Que números quânticos devem ser iguais para que dois orbitais diferentes sejam 
degenerados (tenham a mesma energia)? 
(a) num átomo de hidrogênio: 
Número quântico primário (n) e número quântico secundário (l ). 
(b) num átomo polieletrônico? 
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Número quântico primário (n), número quântico secundário (l ) e número quântico 
magnético (ml). 
 
44. Explique porque a carga nuclear efetiva que atua sobre um elétron 2s no boro é 
maior do que a que atua sobre um elétron 2p. 
Carga nuclear efetiva é uma representação do campo elétrico médio sofrido por um 
único elétron. Quanto maior a proximidade de um elétron com o núcleo, maior será a 
carga nuclear que atuará sobre ele. Por isso, a carga nuclear efetiva sobre um 
elétron em 2s no Boro é maior que um elétron em 2p. 
 
45. Um átomo apresenta normalmente 2 elétrons na primeira camada, 8 elétrons na 
segunda, 18 na terceira camada e 7 na quarta camada. A família e o período em que 
se encontra esse elemento são, respectivamente: 
Família: 17 ou 7A. Período: 4. Elemento: Bromo. 
 
46. O número atômico correspondente ao elemento Césio é 55. Quantos nêutrons o 
átomo césio-137 possui? 
Z= 55; A= 137 
A= Z + N 
137 = 55 + N 
N= 137 – 55 = 82 
 
47. Determine o número de elétrons, nêutrons e prótons dos seguintes íons: 
a) 20Ca40 ++ 
Z= 20; A= 40 
N= A - Z 
N= 40 – 20 = 20 
P= 20 
E= 18 
 
b) 16S32 -2 
Z= 16; A= 32 
N= A - Z 
N= 32 – 16 = 16 
P= 16 
E= 18 
 
c) 25Mn55 ++ 
Z= 25; A= 55 
N= A - Z 
N= 55 – 25 = 30 
P= 25 
E= 23 
 
d) 
53I127 – 
Z= 53; A= 127 
N= A - Z 
N= 127 – 53 = 74 
P= 53 
E= 54 
 
48. O átomo 3x + 2A7x tem 38 nêutrons. O número de elétrons desse átomo e: 
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A = Z + N 
7x = (3x+2) + 38 
7x+3x = 2 + 38 
10x = 40 
x = 40/10 
x = 4 
14A28, então Z= 14 e o número de elétrons é 14. 
 
49. Quantos elétrons possui o íon Ca2+, sabendo que o seu número atômico e igual a 
20? 
20Ca2+ 
Elétrons= 20 – 2 = 18 
 
50. Considere a representação: 3Li 7 O átomo assim representado apresenta quantos(as): 
a) Prótons: 3 
b) Nêutrons: 
N= A – Z 
N= 7 – 3 = 4 
 c) Elétrons: 3 
 d) Partículas nucleares: 3 + 4 = 7 
e) Partículas na parte periférica do átomo: 3 
f) Partículas com carga elétrica positiva: 3 
g) Partículas com carga elétrica negativa: 3 
h) Partículas sem massa: 3 
i) Partículas fundamentais que formam um átomo deste elemento: 10 
 
51. Um cátion de carga +4 possui 21 elétrons. Qual e o seu número de massa, sabendo- 
se que o número de nêutrons e 5 unidades maior que o número de prótons? 
Prótons (Z) = 21 + 4 = 25 
Nêutrons = 25 + 5 = 30 
A = Z + N 
A = 25 + 30 = 55 
 
O número atômico correspondente ao elemento Césio é 55. Quantos nêutrons o átomo 
césio-137 possui? 
Z= 55; A= 137 
A= Z + N 
137 = 55 + N 
N= 137 – 55 = 82 
 
51. São dadas as seguintes informações relativas aos átomos A, B e C: 
I) A é isóbaro de B e isótono de C. 
II) B tem número atômico 56, número de massa 137 e é isótopo de C. 
III) O número de massa de C é 138. 
Qual é o número atômico de A? 
 
B possui número atômico = 56 e número de massa = 137 
56B137 
C possui mesmo número de prótons de B 
C possui número de massa = 138 
 56C137 
A possui mesmo número de massa de B 
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A137 
A possui mesmo número de nêutrons de C (N = 138 – 56 = 82) 
A: Z = 137 – 82 = 55 
55A137 
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52. Dois anos após Rutherford apresentar a sua idéia sobre o átomo, outro cientista, 
Niels Bohr, fez algumas complementações sobre o modelo de Rutherford. Quais foram 
os postulados do modelo atômico de Bohr? 
Niels Bohr postulou que: 
Os elétrons que giram ao redor do núcleo não giram ao acaso, mas descrevem órbitas 
determinadas. 
O átomo é muito pequeno, mesmo assim a maior parte do átomo é espaço vazio. O 
diâmetro do núcleo atômico é cerca de cem mil vezes menor que o átomo todo. Os 
elétrons giram tão depressa que parecem tomar todo o espaço. 
Quando a eletricidade passa através do átomo, o elétron pula para a órbita maior e 
seguinte, voltando depois à sua órbita usual. 
Quando os elétrons saltam de uma órbita para a outra resulta luz. Bohr conseguiu prever 
os comprimentos de onda a partir da constituição do átomo e do salto dos elétrons de 
uma órbita para a outra. 
 
53. Cite algumas aplicações do modelo de Bohr no nosso dia-a-dia e como podem ser 
explicadas essas aplicações (relacione com a absorção e liberação de energia). 
Fogos de artifício: O funcionamento fundamenta-se na excitação dos elétrons que, ao 
retornarem a sua órbita original, emitem luz com cores diferentes. 
Lâmpadas de néon: Essas lâmpadas são usadas na arte, na publicidade e até em balizas 
de aviação. Para fabricá-las, enche-se com gás néon, a baixa pressão, tubos de vidro dos 
quais todo o ar foi retirado. Ao aplicar eletricidade, uma corrente flui através do gás entre 
os dois eletrodos fechados dentro do tubo. A emissão de luz ocorre à medida que os 
elétrons são excitados e retornam à seu nível. 
 
54. Faca um quadro-resumo das principias diferenças entre os modelos atômicos de 
Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr. 
 
 Dalton Thomson Rutherford Bohr 
Modelo Esfera maciça Pudim de passas Eletrosfera Orbitais 
Divisão Indivisível Indivisível Divisível 
Carga 
negativa 
---- Incrustadas 
Contidos na 
eletrosfera 
Girando em 
torno do núcleo. 
Regiões ---- ---- 
Núcleo e 
eletrosfera 
Núcleo e 
eletrosfera 
Orbitais ---- ---- ---- 
Presentes na 
eletrosfera 
 
 
55. Dê o número de: (a) prótons e (b) nêutrons que estão presentes no núcleo dos 
seguintes átomos: 14N, 15N, 179Ta, 233U. Olhar na tabela periódica o número atômico 
 
56. Dê o número total de elétrons presentes nos seguintesátomos ou íons: 
N = 7, O = 8, U = 92, O2- = 10, K+= 18, P3- = 18, Ba2+ = 54, Al3+= 10, Ti4+= 18,. 
 
57. Escreva as configurações eletrônicas, no estado fundamental, dos seguintes 
átomos: 
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(a) C (Z = 6): 1s2, 2s2, 2p2 
(b) P (Z = 15): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3 
(c) Ti (Z = 22): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2 
(d) Co (Z = 27): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d7 
(e) As (Z = 33): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p3 
 
58. Defina ou explique os seguintes termos: período, elemento representativo, 
elemento de transição interna, lantanóide. 
Período: na tabela periódica são representados pelas linhas horizontais. 
Corresponde à quantidade de níveis eletrônicos que os elementos possuem. 
Elemento representativo: são os elementos que possuem os elétrons mais 
energéticos situados em subniveis s ou p. 
Elementos de transição interna: são os lantanídeos e actinídeos, essas séries 
apresentam 14 colunas e o seu elétron mais energético está contido no subnivel f. 
Lantanóide: são os elementos que formam parte do período 6 da tabela periódica. Se 
encontram na forma de óxidos e junto com os actinídeos constituem os elementos de 
transição interna. 
 
59. Em qual grupo da tabela periódica está: 
(a) um halogênio: 17 (7A) 
(b) um metal alcalino: 1 (1A) 
(c)um metal alcalino-terroso: 2 (2A) 
(d) um calcogênio: 16 (6A) 
(e) um gás nobre: 18 (8A) 
 
60. Escreva o símbolo do íon que tem 
a) 9 prótons, 10 nêutrons e 10 elétrons: F-1 
b) 12 prótons, 12 nêutrons e 10 elétrons: Mg+2 
c) 52 prótons, 76 nêutrons e 54 elétrons: Te-2 
d) 24 prótons, 28 nêutrons e 22 elétrons: Cr+2 
 
61. Identifique os seguintes elementos como metais ou não-metais: 
a) Chumbo: Metal 
b) enxofre: Não metal 
c) zinco: Metal 
d) silício: Não metal 
e) antimônio: Não metal 
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f) cádmio: Metal 
 
62. Quais dos elementos são metais de transição: 
a) rádio; b) radônio; c) háfnio; d) nióbio? 
háfnio e nióbio