lista - teoria atômica

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2ª Lista de Química Geral – 1ª Prova
	NOME: TAINARA
	PROFESSOR: 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.
Modelo atômico de Dalton
Em 1803, Dalton retomou as ideias de Leucipo e Demócrito e propôs o seguinte:
“A matéria é formada por átomos, que são partículas minúsculas, maciças, esféricas e indivisíveis’’
Esse modelo fazia uma analogia à estrutura de uma bola de bilhar. Todos os átomos seriam assim, diferenciando-se somente pela massa, tamanho e propriedades para formar elementos químicos diferentes. 
 Modelo atômico de Thomson
Por meio de um experimento com uma ampola de Crookes, Thomson descobriu que existiam partículas negativas que compunham a matéria. Isso significava que o modelo de Dalton estava errado porque o átomo seria divisível, tendo em vista que ele teria partículas ainda menores negativas chamadas de elétrons. Visto que o átomo é neutro, cargas positivas também deveriam existir. Assim, J. J. Thomson propôs o seguinte em 1898:
“O átomo é constituído de uma partícula esférica de carga positiva, não maciça, incrustada de elétrons (negativos), de modo que sua carga elétrica total é nula”
O modelo atômico de Thomson parecia com um pudim de passas.
Modelo atômico de Rutherford
Em 1911, Rutherford realizou um experimento em que ele bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com partículas alfa (α) emitidas por uma amostra de polônio (material radioativo) que ficava dentro de um bloco de chumbo com um pequeno orifício pelo qual as partículas passavam.
Por meio dos resultados desse experimento, Rutherford percebeu que, na verdade, o átomo não seria maciço como propôs os modelos de Dalton e Thomson, mas sim que:
“O átomo é descontínuo e é formado por duas regiões: o núcleo e a eletrosfera. O núcleo é denso e tem carga positiva, ou seja, é constituído de prótons. A eletrosfera é uma grande região vazia onde os elétrons ficam girando ao redor do núcleo.”
O modelo atômico de Rutherford fazia uma analogia ao sistema solar.
Em 1932, o cientista Chadwick descobriu a terceira partícula subatômica, o nêutron. Dessa forma, o modelo de Rutherford passou a ter os nêutrons no núcleo junto aos prótons.
Modelo atômico de Rutherford-Bohr
Esse modelo recebeu esse nome porque, em 1913, o cientista Niels Bohr (1885-1962) propôs um modelo que se baseou no de Rutherford, revelando assim que:
“Os elétrons movem-se em órbitas circulares, e cada órbita apresenta uma energia bem definida e constante (nível de energia) para cada elétron de um átomo.” 
Essas camadas eletrônicas ou níveis de energia passaram a ser representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, respectivamente, no sentido da camada mais próxima ao núcleo para a mais externa.
2) Cite os postulados de Dalton até Bohr e comente qual ou quais contribuições de cada modelo para o átomo atual.
Postulados de Dalton:
Toda matéria é composta por átomos.
Os átomos são indestrutíveis e indivisíveis
Átomos de um mesmo elemento químico são idênticos entre si, tendo o mesmo tamanho e a mesma massa.
Átomos de elementos diferentes tem diferentes propriedades.
As reações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos.
Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa.
Postulados de Thomson:
O átomo é uma esfera, mas não é maciça como dizia John Dalton.
O átomo é neutro.
Os átomos possuem cargas positivas.
Os elétrons não estão presos no átomo, possibilitando que haja interações com outros átomos.
Sofrem desvios ao passarem por um campo elétrico. 
Possuem as mesmas propriedades independentemente do material do cátodo. 
Estão presente em toda a matéria.
Postulados de Rutherford
O átomo tem um núcleo positivo e pequeno
O átomo tem imensos espaços vazios
Os elétrons se localizam na eletrosfera, onde possuem trajetórias circulares ao redor do núcleo.
Postulados de Bohr
Para os elétrons são permitidas somente algumas energias fixas.
Quando o elétron apresenta alguma dessas energias, ele não irradia energia em seu movimento (estado estacionário de energia).
A cada estado estacionário é permitido uma órbita circular com um determinado raio.
Os estados estacionários correspondem aos níveis de energia do átomo.
Quando um elétron salta de um nível de energia para outro de maior energia, ele deverá absorver uma energia igual a diferença entre estes dois níveis. Ao retornar ao seu estado fundamental ele emite um fóton de energia sob forma de uma onda eletromagnética.
3) Como as experiências do tubo de crookes mostram que os elétrons estão em toda matéria?
Utilizando uma ampola de Crookes, isto é, tubos de vidro fechados com um eletrodo positivo e outro negativo, contendo gases a pressões extremamente baixas; o cientista inglês Joseph John Thomson fez uma descoberta imprescindível para a evolução do modelo atômico. Ele submeteu estes gases a voltagens elevadíssimas, desse modo foi possível observar o aparecimento de emissões, que foram denominadas raios catódicos. Em seguida, foi colocado um campo elétrico externo e, por fim, verificou-se que o feixe de raios catódicos era desviado, sempre indo na direção e sentido da placa carregada positivamente. Portanto, estas emissões possuíam cargas negativas. Outro ponto importante é que não importava o gás utilizado, sempre ocorria o mesmo; assim Thomson chegou à conclusão lógica de que estas cargas negativas estavam presentes em toda e qualquer matéria, eram parte integrante destas. Desse modo, provou-se que, ao contrário do que Dalton havia afirmado, o átomo não era indivisível, pois possuía uma partícula subatômica negativa, que ficou denominada elétron.
4) Quando um ou mais elétrons são removidos de um átomo, a partícula resultante é um íon positivo. Explique.
o átomo é composto por:
prótons (+ carga positiva)
nêutrons ( não possuí carga)
elétrons (- carga negativa)
Num átomo neutro (quando tem as mesmas quantidades de prótons e elétrons ) quando é tirado elétrons, o número de prótons vai ficar maior do que o dos elétrons, e pelo próton ser de carga positiva e ter um número maior deles a partícula resultante é um íon positivo.
5) Descreva o modelo do átomo de Bohr. Como ele difere do modelo planetário baseado na física clássica?
Pelo modelo de Bohr os prótons e nêutrons ficam no núcleo do átomo. Ao redor do núcleo temos a eletrosfera, onde ficam os elétrons. Esses elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas, à cada órbita corresponde um nível de energia bem definido. Logo, o elétron não pode girar em qualquer órbita, apenas em determinados níveis de energia. A emissão de energia faz com que o elétron “pule” para uma órbita menos energética, já a absorção de energia faz com que o elétron “pule” para uma órbita mais energética.
O grande problema do modelo de Bohr para a física clássica é que, segundo ela, toda a partícula carregada, quando acelerada, causa a emissão de uma onda eletromagnética. E como Bohr previa um movimento circular do elétron, existe aí o papel da aceleração centrípeta. Logo, o elétron de Bohr é uma partícula carregada sob aceleração, e deveria emitir energia. Se o elétron emitisse energia na forma de ondas eletromagnéticas, ele deveria perder potencial e cinética, orbitando cada vez mais perto do núcleo. O modelo de Bohr difere da física clássica ao prever uma partícula carregada girando sem perder energia. 
6) Qual foi a falha seria, inerente a teoria de Bohr?
A falha mais séria desse modelo é a perda de energia dos elétrons por radiação síncrotron: uma partícula carregada eletricamente e acelerada emite radiações eletromagnéticas que têm energia; fosse assim, ao orbitar em torno do núcleo atômico, o elétron deveria gradativamente emitir radiações e cada vez mais aproximar-se do núcleo, em uma órbita espiralada, até finalmente chocar-se com ele. Um cálculo rápido mostra que isso deveriaocorrer quase que instantaneamente.
7) Nos termos da teoria da estrutura do átomo de Bohr, porque os elétrons não se movem em espiral para dentro do núcleo?
A carga elétrica do elétron é negativa, o núcleo é composto de prótons e nêutrons, portanto, tem carga positiva. Cargas positivas e negativas se atraem, então porque o elétron não se move em direção ao núcleo?
Isso se dá pela alta velocidade de translação do elétron em torno do núcleo. Essa velocidade ocasiona a força centrífuga, que tende a afastar o elétron do núcleo, mas o elétron não vai embora porque a atração eletromagnética entre ele e o núcleo não deixa. A órbita dele é um balanceamento entre a força centrífuga de seu giro em torno no núcleo, e a força eletromagnética entre ele e o núcleo.
8) O que é um fóton? Como a energia de um fóton está relacionada com a frequência? E com o comprimento de onda?
Fóton é a menor porção de energia trocada em átomos(pacotes discretos de energia). A energia de um fóton é proporcional à sua frequência, E= h.f. A frequência de um fóton é inversamente proporcional a seu comprimento de onda, comprimento de onda = c/f, onde c é a velocidade da luz e E=h/comprimento de onda.
9) O que nos diz o princípio da incerteza de Heisenberg? Explique.
De acordo com o princípio da incerteza, não é possível que se meça, simultaneamente, as medidas de posição e quantidade de movimento, pois, quando se conhece uma delas, perde-se a informação sobre a outra. Além das grandezas de quantidade de movimento e posição, o princípio também se aplica às grandezas de energia e tempo.
Δx – incerteza da posição
ΔQ – incerteza da quantidade de movimento
ΔE – incerteza da energia
Δt – incerteza do tempo
Analisando a relação anterior, é possível perceber que a incerteza da medida ΔQ, multiplicada pelo erro da medida Δt, deve ser sempre maior ou igual à constante de Planck (6,62607004.10-34 m2kg/s), dividida por 2π. Essa constante, já reduzida, pode ser escrita como a constante reduzida de Planck, dada por ħ =1,0545.10-34 J.s.
Uma das formas de “visualizar” o princípio da incerteza é medindo a posição de um átomo, uma vez que, para fazê-lo, seria necessário emitir fótons em direção a ele, os quais, por sua vez, deveriam transferir-lhe quantidade de movimento. Com isso mediríamos a posição do átomo, mas perderíamos completamente a precisão de sua quantidade de movimento.
10) Dê o número de: prótons e nêutrons que estão presentes no núcleo dos seguintes átomos: 14N, 15N, 233U.
14N7 ( prótons = 7, nêutrons = 14-7 = 7
15N7 ( prótons = 7, nêutrons = 15-7= 8
233U92 (prótons = 92, nêutrons = 233-92 = 141
11) Dê o número total de elétrons presentes nos seguintes átomos ou íons: N, O, U, O2-, K+, P3-, Ba2+, Al3+, Ti4+
14N7 ( elétrons = 7 (N não possuí carga, portanto, o número de prótons é o mesmo que de elétrons).
16O8 ( elétrons = 8 (O não possuí carga, portanto, o número de prótons é o mesmo que de elétrons).
238U92 ( elétrons = 92 (U não possuí carga, portanto, o número de prótons é o mesmo que de elétrons).
16O8 2- ( elétrons = 10 (O possuí carga. Sua carga é 2- ele ganha mais dois elétrons).
39K19 + ( elétrons = 18 (K possuí carga. Sua carga é 1+, portanto, ele doou um elétron).
31P15 3- ( elétrons = 18 (P possuí carga 3-, portanto ele recebeu 3 elétrons).
137Ba56 2+ ( elétrons = 54 (Ba possuí carga 2+, por isso, ele doou 2 elétrons).
27Al13 3+ ( elétrons = 10 (Al possuí carga 3+, por isso, ele doou 2 elétrons).
47Ti224+ ( elétrons = 18 (Ti possuí carga 4+, portanto, ele doou 4 elétrons).
12) Qual é o comprimento de onda (em nanômetros) da luz vermelha que tem uma frequência de 4,20 x 1014 Hz?
Comprimento de onda (λ) = velocidade da luz (c) ÷ frequência (f)
λ = c ÷ f ( λ = 3x108 ÷ 4,20x1014 = 7,14x10-6 
λ = 7,14x10-6 ( λ= 714nm
13) 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 das proporções definidas de Proust (composição constante)
Lei da composição constante Foi proposta pelo químico e farmacêutico francês Joseph Louis Proust em 1800. Ele percebeu que os elementos que participam da composição de uma determinada substância pura sempre apresentam uma proporção em massa. Proust afirmava que, independentemente da forma como uma substância é formada, a sua composição química é sempre a mesma. Outra observação que pode ser feita com a lei das proporções de Proust é que, quando realizamos vários experimentos para a formação de uma mesma substância, a relação entre as massas utilizadas para um mesmo participante sempre resulta no mesmo valor.
Lei da conservação da massa de Lavoisier
Foi proposta pelo pai da Química Moderna, o químico Antoine-Laurent Lavoisier. Após realizar diversos experimentos químicos em sistemas fechados, ou seja, que não permitem troca de matéria entre os meios, ele verificou que as substâncias combinadas (os reagentes) durante a reação e as substâncias formadas (os produtos) após a reação sempre apresentavam a mesma massa (a massa total dos materiais presentes depois da reação química é igual a massa total antes da reação).
Lei das proporções múltiplas de Dalton
Foi proposta em 1803, De acordo com Dalton, quando combinamos, em uma reação química, uma mesma massa de um elemento com diferentes massas de outro elemento, o resultado é a formação de diferentes substâncias, mas a relação (divisão) das massas que variam resulta em números inteiros e pequenos (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).
14) 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 à frequência/amplitude) iriam variando.
15) 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?
O comprimento de onda (λ) tem uma relação inversa com a frequência (f), a velocidade de repetição de qualquer fenômeno periódico. Se tratando de uma onda eletromagnética, denominamos frequência o número de oscilações produzidas pelos campos elétrico e magnético durante o intervalo de um segundo. No Sistema Internacional de Unidades, a grandeza física que caracteriza a frequência de uma onda é dada em hertz, cujo símbolo é Hz. A frequência de uma onda é determinada no instante de sua geração e ela não muda durante a propagação da onda, mesmo que passe por diferentes meios. 
16) De que maneira, podemos comparar, os comprimentos de onda da luz infravermelha e da luz ultravioleta com os comprimentos de onda de luz visível?
O comprimento de onda é a distância entre dois picos consecutivos de uma onda, sendo que quanto maior o comprimento da onda, menor será a energia da radiação e vice-versa. A radiação infravermelha possui maior comprimento de onda que a ultravioleta (radiação produzida pelo sol) e, por isso, sua energia é menor, penetrando muito na pele. Já a radiação ultravioleta é a radiação mais energética da luz solar, possuindo grande poder de penetração na pele.
O intervalo do espectro eletromagnético que pode ser visto pelo olho humano é conhecido como luz visível, cujo comprimento de onda estende-se entre 400 nm e 700 nm, portanto, todas as imagens que vemos tratam-se da interpretação que o cérebro produz das ondas eletromagnéticas que forem emitidas ou refletidas pelos corpos ao redor de nós.
17) O que é um espectro de linha? Em que ele difere de um espectro contínuo?
Espectro de linhas é um espectro - de emissão ou absorção - constituído por linhas definidas, correspondendo cada uma delas a um comprimento de onda particular. Cada uma delas representando uma cor distinta.
Espectro contínuo é um espectro que possui energias distribuídas continuamente emuma certa faixa de valores, em oposição ao espectro discreto ou de linhas, que contém apenas energias de certos valores bem definidos. Um corpo opaco quente (sólido ou fluido muito denso) produz um espectro contínuo, isto é, tem todos os comprimentos de onda. Um gás quente transparente (de baixa densidade) produz um espectro de linhas brilhantes (linhas de emissão). Nesse espectro apenas alguns comprimentos de onda estão presentes.
18) Do ponto de vista da estrutura atômica, qual a importância do espectro de linha?
O físico dinamarquês Bohr percebeu que a estrutura dos átomos e os espectros descontínuos de emissão de cada elemento tinham uma ligação. Ele propôs então 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. Desse modo, o físico percebeu que isso poderia estar relacionado à estrutura do átomo de cada um desses elementos. Por isso, ele propôs um modelo atômico que complementava o modelo de Rutherford, mas que se concentrava no comportamento dos elétrons ao redor no núcleo do átomo.
Algum tempo antes, Max Planck havia proposto uma teoria que afirma que os elétrons são quantizados, no sentido de que eles emitem e absorvem quantidades específicas de energia, como se fossem pequenos pacotes de energia.
Assim, Bohr propôs o seguinte: visto que cada elemento tem um espectro diferente, cada elemento possui em seu átomo elétrons de energias constantes e diferentes de elemento para elemento.
Cada elétron só pode ficar em determinada órbita específica, pois em cada uma dessas órbitas o elétron apresenta energia constante, bem definida e característica. O elétron só pode ocupar os níveis energéticos dos quais ele possua a energia respectiva.
19) Que evidência direta existe para as propriedades ondulatórias do elétron?
A difração de luz.
20) O que é uma onda estacionária?
Ondas estacionárias são ondas que possuem um padrão de vibração estacionário. Formam-se a partir de uma superposição de duas ondas idênticas, mas em sentidos opostos, normalmente quando as ondas estão confinadas no espaço como ondas sonoras em um tubo fechado e ondas de uma corda com as extremidades fixas.
21) Que é o princípio de exclusão de Pauli? Que é a regra de Hund? 
O princípio de exclusão de Pauli é a definição de que para cada elétron em um átomo um conjunto de valores referente aos quatro números quânticos podem ser associados, determinando assim a posição que será ocupada pelo elétron, inclusive o orbital, além de mostrar a orientação em que executa seu movimento de rotação. Porém, o princípio de exclusão de Pauli é uma restrição a quais valores estes números podem ou não ter. A Exclusão determina que em um mesmo átomo não podem existir dois elétrons com os quatro números quânticos iguais. Já a regra de Hund determina que quando preenchem orbitais do mesmo sub nível os elétrons entrarão em orbitais vazios, até que cada um possua um elétron. Sendo assim, existe uma menor repulsão intereletrônica.
22) Usando a equação de Rydberg calcule o comprimento de onda da linha espectral do hidrogênio que se origina quando um elétron saltasse:
a) da quarta órbita para a segunda 
1/λ = R (1/ (2)2 – 1/ (4)2)
1/λ = 1,097x107 (1/4 – 1/16)
1/λ = 1,097x107 (0,25 – 0,0625) ( 1/λ = 1,097x107 (0,1875) ( 0,205x107
λ = 1/ 0, 206x10 -7 ( 4,85x10 -7 m ( λ = 485 nm
b) da sexta órbita para a terceira
1/λ = R (1/ (3)2 – 1/ (6)2)
1/λ = 1,097x107 (1/9 – 1/36)
1/λ = 1,097x107 (0,111 – 0,027) ( 1/λ = 1,097x107 (0,084) ( 0,092x107
λ = 1/ 0,092x10 -7 ( 10,86x10 -7 m ( λ = 1086 nm
23) Que quantidade de energia deve ser fornecida para levar um elétron da primeira órbita de Bohr para a terceira?
1/λ = R (1/ (1)2 – 1/ (3)2)
1/λ = 1,097x107 (1 – 1/9)
1/λ = 1,097x107 (1 – 0,111) ( 1/λ = 1,097x107 (0,889) ( 0,975x10-7 
λ = 1/ 0,975x10 -7 ( 1,025x10 -7 m ( λ = 102,5 nm
E = h/c.λ 
E = 6,63x10-34 . 3x108 / 1,025x10-7 ( 19,89x10-26/ 1,025x10-7 
E = 1,94x10-18 j
24) Calcule a energia de um fóton que tem frequência de 3 x 1015 Hz.
E = h.v
E = 6,63x10-34. 3x1015
E = 19,89x10-19 ( E = 1,989x10-20j
25) 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 = λ .v ( v = c/λ 
v = 3x108/ 4,36x10-7
v = 6,88x1014m
λ = 436nm, ele está no espectro visível e sua cor é azul escuro. 
26) Pesquise: O que é radiação de corpo negro e o efeito fotoelétrico
O termo corpo negro refere-se a um objeto que absorve perfeitamente radiação de todos os comprimentos de onda. O corpo negro absorve toda a radiação que atinge sua superfície, e re-irradia energia com um espectro de comprimento de onda universal.  Todos os corpos negros à mesma temperatura emitem radiação no mesmo espectro. As propriedades universais dos corpos negros conduziram à sua investigação.
Efeito fotoelétrico
Em 1905 Albert Einstein utilizou a hipótese de Planck de que ``tudo se comporta como se'' a troca de energia entre a radiação e o corpo negro ocorre através dos quanta para explicar o efeito fotoelétrico. O efeito fotoelétrico caracteriza-se pela ejeção de elétrons de uma superfície metálica devido à incidência de radiação sobre esta. 
	
27) O que representa cada número quântico n, l,ml e s? Os números l e ml determinam características dos orbitais. Quais são?
Os números quânticos são quatro: principal (n), secundário (l), magnético (ml) e spin (ms). Eles têm a função de localizar os elétrons.
O número quântico principal (n) é aquele que indica os níveis de energia, ou seja, a camada eletrônica em que o elétron está (K = 1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7)
O número quântico secundário (l) é aquele que indica os subníveis de energia, ou seja, o subnível de energia a que o elétron pertence.
Os subníveis de energia s, p, d e f representam, respectivamente, os seguintes números quânticos secundários 0, 1, 2 e 3
O número quântico magnético (m ou m1) é aquele que indica a órbita onde os elétrons se encontram:
O subnível s possui 1 orbital, que é o orbital (0).
O subnível p possui 3 orbitais, que são os orbitais (0), (+1) e (-1).
O subnível d possui 5 orbitais, que são os orbitais (-2), (-1), (0), (+1) e (+2).
O subnível f possui 7 orbitais, que são os orbitais (-3), (-2), (-1), (0), (+1), (+2) e (+3)
O número quântico de spin (s ou mS) é aquele que indica o sentido de rotação do elétron.
28) Escreva a configuração eletrônica para o enxofre (Z = 16) e o magnésio (Z = 12). Esses elementos serão atraídos por um campo magnético? Explique.
Z= 16 ( 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑
	↑
Paramagnético, pois, possuí elétrons desemparelhados.
Z = 12 ( 1s2 2s2 2p6 3s2 
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
Diamagnético, não possui nenhum elétron desemparelhado.
29) De a configuração eletrônica do Mn (Z = 25) e do Mn2+ 
Mn (25) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 
Mn2+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
30) De a configuração eletrônica P (Z = 15) e P3- 
P (15) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 
 P3- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
31) Dê um conjunto de número quântico possível para os elétrons indicados nestes dois elementos.
	a) Ti (Z = 22) – [Ar] 4s2 3d2
↑
	↑
	
	
	
-2
 -1 0 1 2
n = 3 ml = -1
L = 2 ms = + 1/2
b) Sr (Z = 38) [Kr] 5s2 
	↑↓
 0
n = 5 ml = 0
L = 0 ms = -1/2
32) Escreva a configuração eletrônica para o N, Cl e Zn no estado fundamental usando: 
a) a notação de caixa de orbital
b) pelo cerne do gás nobre
c) notação espectroscópica (de preenchimento)
d) diga se cada um desses elementos são diamagnéticos ou paramagnéticos
N7 = 1s2 2s2 2p3
	↑↓
	↑↓
	↑
	↑
	↑
Cerne do gás nobre ( [He1] 1s2
Notação ( N [z = 7] = 1s2 2s2 2p3
Paramagnético.
Cl17 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑
Cerne do gás nobre ( [Ne10] 2s2 2p6
Notação ( C [z = 17] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Paramagnético
Zn30 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓
	↑↓↑↓
	↑↓
Cerne do gás nobre ( [Ar18] 3s2 3p6
Notação ( Zn [z = 30] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
Diamagnético
Bons Estudos!!