Estrutura atômica Flashcards
(142 cards)
1
Q
Quais são as Leis Ponderais?
A
Lei da conservação de massas
Lei das proporções definidas.
2
Q
Quem propôs a Lei de conservação de massas?
A
Lavoisier.
3
Q
Quem propôs a Lei de proporções definidas?
A
Proust
4
Q
O que dizia a Lei da conservação de massas?
A
Em reações químicas em um sistema fechado, a massa total do sistema permanecia inalterada.
5
Q
O que dizia a Lei de proporções definidas?
A
Reações químicas entre duas substâncias aconteciam sempre em proporções definidas.
Ex: 2g de Hidrogênio reage com 16g de Oxigênio para formar 18g de água.
6
Q
Visando a explicar quais leis, Dalton publicou os princípios de seu modelo atômico?
A
Leis Ponderais.
7
Q
Quais foram os 3 conceitos que Dalton caracterizou um átomo?
A
- Maciço.
- Indestrutível.
- Indivisível.
8
Q
Como Dalton explica as reações químicas?
A
Reorganização dos átomos.
9
Q
O Modelo Atômico de Dalton não trazia nenhuma explicação ou previsão para a _______. Porém, tal fenômeno já era conhecido desde a Grécia Antiga.
A
Eletricidade.
10
Q
A eletricidade foi observada pela primeira vez pelo filósofo grego __________ ___ _________.
A
Tales de Mileto.
11
Q
Por que Tales de Mileto não foi preciso para explicar sobre a eletricidade?
A
Pois acreditava que havia uma relação de amor e ódio entre os materiais.
12
Q
Quem inaugurou os conceitos de condutor e isolante elétricos?
A
Stephen Gray
13
Q
Quem criou a primeira pilha? Por volta de 1800?
A
Alessandro Volta.
14
Q
Como Alessandro Volta criou a primeira pilha?
A
Colocou vários discos de zinco e cobre empilhados, separando-os por uma solução aquosa de ácido sulfúrico.
15
Q
Quem construiu um tubo de vidro curvo com placas metálicas em suas extremidades, colocando um gás rarefeito que era submetido a uma descarga elétrica?
A
William Crookes
16
Q
Qual o nome do experimento criado por Willian Crookes?
A
Ampola de Crookes.
17
Q
William Crookes observou que luminescência, de sua experiência na Ampola, se devia a radiações emitidas pelo cátodo, e as denominou ______________.
A
Raios Catódicos.
18
Q
Quem descobriu o elétron?
A
Thompson.
19
Q
Como Thompson descobriu o elétron?
A
Fez o mesmo experimento da Ampola de Crookes e, aproximou um capacitor dos raios catódicos, observou que os raios se aproximaram da placa positiva, assim determinou que os raios possuíam cargas e que eram negativas, denominadas elétrons.
20
Q
No modelo atômico de Thompson, ele acreditava que os raios catódicos eram partículas que possuíam massa?
A
Sim, pois ele colocou uma hélice dentro da ampola de Crookes, e ela girou, ele acreditava que ela girava por conta do choque das partículas com a hélice.
21
Q
Para Thompson, como o átomo era constituído?
A
Massa esférica de carga positiva com elétrons incrustados na superfície.
22
Q
Como o modelo atômico de Thompson foi apelidado?
A
Pudim de passas.
23
Q
Quem descobriu o valor da carga elementar?
A
Robert Milikan
24
Q
Como Robert Milikan descobriu o valor da carga elementar?
A
Borrifou gotas de óleo ionizadas por um raio X em uma placa de capacitor, pois ionizadas iriam ser atraídas pelo polo positivo e cair lentamente no polo negativo.
25
Qual experimento feito por Ernest Rutherford?
Lâminas de ouro.
26
O que Rutherford descobriu no experimento de folhas de ouro?
Descobriu que o átomo tinha um núcleo pequeno e o átomo era predominantemente oco.
27
Como funciona o experimento de folhas de ouro de Ernest Ruthford??
Ele lançou partículas radioativas de um bloco de chumbo em direção a uma folha fina de ouro com anteparo feito com uma lâmina florescente.
28
Como Ernest Rutherford concluiu que o átomo era predominantemente oco?
Pois em seu experimento, a maior parte das partículas passavam sem sofrer desvio pela lâmina de ouro, e uma pequena minoria sofria desvio de mais de 90º.
29
Como era composto um átomo, segundo Ernest Rutherford?
Núcleo positivo pequeno e uma eletrosfera.
30
O que diz o Paradoxo de Rutherford?
Quem em algum momento o elétron iria colapsar com o núcleo.
Uma partícula carregada circulando em um campo magnético produz onda magnéticas e perde energia. Logo o elétron estaria perdendo energia produzindo essas ondas e uma hora ela iria colapsar com o núcleo.
31
A quantidade de livros em uma estante é uma variável discreta ou contínua?
Discreta, pois não é possível ter 4,5 livros numa estante.
32
A altura de uma pessoa é uma variável contínua ou discreta?
Contínua, pois pode assumir valores racionais.
33
Qual outro nome dado para uma variável discreta?
Quantizada.
34
Quem propôs que a energia luminosa não era contínua?
Max Plank
35
Por que Plank propôs que a energia luminosa não era contínua?
Porque essa afirmação não explicava o problema da radiação dos corpos negros.
36
Max Plank afirmava que a energia luminosa era propagada em pacotes de energia, qual é o nome desses pacotes?
Quantum
37
A energia luminosa, segundo Max Plank, dependia exclusivamente de que?
Da frequência associada a essa luz.
E = hf
38
Em relação a energia luminosa, que depende exclusivamente da frequência dessa luz, a frequência está relacionada a que?
Á cor do feixe de luz.
39
Como a velocidade da luz no vácuo (c) é dada?
Comprimento de onda e frequência de uma onda eletromagnética.
c = lambda * f
40
Qual o nome dado para a menor quantidade de energia que pode ser absorvido por um corpo?
Quantum
41
Qual o tamanho do comprimento de onda do raio UV-1?
100 nm
42
Qual o tamanho do comprimento de onda do raio UV-2?
200 nm
43
Qual o tamanho do comprimento de onda da luz azul?
400 nm
44
Qual o tamanho do comprimento de onda da luz verde?
500 nm
45
Qual o tamanho do comprimento de onda da luz vermelha?
700 nm
46
Qual tipo de luz possui mais energia, raio UV-1 ou luz vermelha?
Raio UV-1.
47
Por que os raios UV-1 possuem mais energia que a luz vermelha?
Pois o comprimento de onda do raio UV-1 é menor do que o comprimento de onda da luz vermelha e, quanto menor for o comprimento de onda, maior será a energia.
48
Sabemos que a energia de um quantum é calculada pela fórmula E = hc/ (lambda), como é possível converter essa energia em elétron volts? (pois é interessante calcular esse energia em nível subatômico)
Dividindo pela carga elementar.
49
Por que o modelo atômico de Bohr não levava em conta as diferenças entre os isótopos?
Pois não conhecia os nêutrons ainda. (James descobriu em 1935)
50
O que Niels Bohr propôs em sua teoria atômica?
Que os elétrons orbitavam em níveis quantizados de energia e não radiavam energia.
O momento angular dos elétrons são múltiplos da constante de Plank reduzida (h cortado).
L = n . h/ = n . h/ 2pi
L = momento angular
n = nível de energia
h = constante de Plank
51
Qual conceito de um átomo que Bohr inaugurou?
Níveis de energia.
52
Por que o modelo atômico de Bohr funciona melhor para o átomo de hidrogênio e para íons monoeletrônicos, ou seja, que possuem um único elétron?
Pois Niel Bohr não tinha noção de subníveis.
53
Para Bohr, o que seria necessário para um elétron efetivamente mudar entre dois níveis de energia?
Liberar um quantum de energia.
54
O elétron pode ficar entre os níveis de energia?
Não, pois iria cair no Paradoxo de Rutherford de colapsar no núcleo.
55
É possível saber a quantidade de energia liberado na troca de nível de energia de um átomo? (sabendo a energia dos níveis)
Sim. Var(E) = E2 - E1 = h . f
56
Qual exemplo do dia a dia podemos relacionar com a ideia de ficar entre dois níveis energia segundo o modelo atômico de Niels Bohr?
Escada, pois não tem como ficar no nível intermediário de uma escada, ou você vai para o próximo degrau ou não vai.
57
O Modelo Atômico de Bohr foi muito bem-sucedido em explicar o comportamento do elétron no átomo de hidrogênio. Por que na tentativa de aplicar o modelo a elementos polieletrônicos, os cientistas sempre encontravam grandes discrepâncias entre o modelo e o
espectro de emissão obtido experimentalmente?
Pois as linhas mostradas nos espectros não eram isoladas.
58
Quem interpretou as múltiplas linhas espectrais justapostas como a existência de uma subcamada?
Arnold Sommerfeld.
59
Como é representado a subnível com número do subnível 0?
S
60
Como é representado a subnível com número do subnível 1?
P
61
Como é representado a subnível com número do subnível 2?
D
62
Como é representado a subnível com número do subnível 3?
F
63
Como é representado a subnível com número do subnível 4?
G
64
Como é representado a subnível com número do subnível 5?
H
65
Quantos subníveis tem cada nível?
Cada nível representa a quantidade de subnível.
Ex: Nível 3 tem 3 subníveis.
66
Quem descobriu o nêutron?
James Chadwick
67
O que são isóbaros?
São elementos químicos diferentes, mas
possuem o mesmo número de massa.
68
O que são isótopos?
São o mesmo elemento químico, mas possuem diferentes
números de massa
69
O que são isoeletrônicos?
São elementos químicos que apresentam o mesmo número de elétrons.
70
O que são isotonos?
São elementos químicos diferentes que possuem o mesmo número de nêutrons.
71
Qual teoria tem como objetivo descrever regiões de probabilidade de encontrar o elétron, sem se preocupar com a sua trajetória?
Teoria do Orbital Atômico.
72
Por que não é possível analisar precisamente a velocidade e a posição de um elétron?
Pois um microscópio emite fótons de luz, e quando apontado para o elétron, os fótons chocam com eles alterando a energia cinética.
73
O que diz o princípio da incerteza de Heisenberg?
É impossível descobrir a posição e a velocidade de um elétron simultaneamente com precisão.
74
Qual o nome dado para regiões em que existe uma probabilidade de encontrar o elétron?
Orbitais atômicos.
75
Por que os orbitais atômicos substituíram a ideia das órbitas circulares?
Pela dificuldade de encontrar a posição do elétron, confirmado pelo Princípio da Incerteza de Heisenberg.
76
Sabemos que um orbital é determinado por um conjunto de três números quânticos, qual é o primeiro?
Nível de energia.
77
Sabemos que um orbital é determinado por um conjunto de três números quânticos, qual é o segundo?
Subnível.
78
Sabemos que um orbital é determinado por um conjunto de três números quânticos, qual é o terceiro?
Magnético.
79
Qual é o quarto número quântico?
Spin.
80
Para que serve o número de Spin?
Para diferenciar dois elétrons em um mesmo orbital.
81
Qual outro nome dado para o nível de energia?
Camada eletrônica.
82
Qual é o conjunto dos números que um nível de energia pode assumir?
Naturais diferente de 0.
83
Como a primeira camada é denominada?
K
84
Como é denominada as sucessivas camadas depois da K?
Em ordem alfabética. (K, L, N, O, ...)
85
Qual letra representa o nível de enrgia?
n.
Ex: 1º nível, n = 1
86
Qual letra representa o subnível de energia?
l.
87
Quem possuí a maior diferença de energia entre os orbitais 1s e 2s e os orbitais 2s e 2p?
1s e 2s, pois a diferença de energia por uma mudança de nível são muito maiores que as diferenças de energia por uma mudança de subnível.
88
Em espécies químicas que possuem apenas um elétron,
como o átomo de hidrogênio e os íons hidrogenóides (𝐻𝑒^+, 𝐿𝑖^2+ 𝑒𝑡𝑐. ), o nível de energia é suficiente para determinar a energia do elétron?
Sim, não depende do subnível.
89
Qual letra representa o número quântico magnético?
ml
90
Os valores possíveis de número quântico magnético dependem de qual número quântico?
Secundário. ml = [-l, l]
91
Quando um orbital é dito **mais penetrante**?
Quando a probabilidade de encontrar o elétron mais perto do núcleo é maior.
92
Qual a implicação quando um orbital é mais penetrante?
Quanto mais penetrante, mais intensa é a atração entre o núcleo e o elétron.
93
Qual orbital é mais penetrante: orbital 1s ou orbital 4s?
1s, pois a probabilidade de encontrar um elétron mais perto do núcleo é maior.
94
Qual a regra geral para saber da penetração de um elétron?
Quanto menor o nível de energia do orbital, mais penetrante será.
95
Como saber qual orbital é mais penetrante quando o nível de energia do orbital são iguais?
Menor subnível e mais penetrante.
s < p < d < f
96
O que o número de Spin de um elétron indica?
A posição de rotação.
97
Quais são os possíveis valores para um Spin?
+1/2 e -1/2
98
Para onde aponta o Spin quando ele vale +1/2?
Para baixo.
99
Para onde aponta o Spin quando ele vale -1/2?
Para cima.
100
Qual o nome dado quando dois elétrons estão em um mesmo orbital?
Emparelhados.
101
Dois elétrons se atraem ou se repelem em um mesmo orbital?
repelem-se.
102
Como é possível que dois elétrons (mesmo sinal) fiquem com o spin emparelhado?
Pois eles giram em sentidos opostos, logo o campo magnético deles também será oposto, fazendo com que eles fiquem emparelhados.
103
Quando um orbital será classificado como vazio?
Quando não há elétron.
104
Quando um orbital será classificado como semipreenchido?
Quando tem apenas um elétron.
105
Quando um orbital será classificado como preenchido?
Quando tiver dois elétrons.
106
Qual classificação de orbital sempre forma ligações covalentes?
Orbitais semipreenchidos.
107
Qual a fórmula para saber a quantidade de elétrons que cabem em um nível de energia?
N = 2 . n^2
108
O que diz o princípio de Aufbau?
Orbitas de menor energia são preenchidos primeiro.
109
Por que orbitas de menor energia são preenchidos primeiro?
Pois estão mais próximos do núcleo.
110
O que diz o princípio da exclusão de Pauli?
Dois elétrons de um mesmo átomo não pode ter o mesmo conjunto de 4 números quânticos.
111
Qual o nome dado para uma configuração que não o atende o princípio da exclusão de Pauli?
Configuração impossível.
112
É possível que dois elétrons em um mesmo átomo possuem o mesmo número de Spin?
Sim, mas precisam estar em níveis de energia distintos.
113
É possível que dois elétrons diferentes possuam o mesmo conjunto de quatro números quânticos?
Sim, em dois átomos diferentes.
114
Por que em cada orbital só pode colocar 2 elétrons?
Pois só há dois números de Spin.
115
Como podemos fazer uma distribuição eletrônica de maneira rápida?
Somando os elétrons restantes ao número atômico do gás nobre átomo anterior.
Ex: Distribuição do Potássio
Distrib. K = Ar + elétrons
K = Potássio;
Ar = Argônio.
116
Diagrama de Pauling
01. 1s
02. 2s 2p
03. 3s 3p 3d
04. 4s 4p 4d 4f
05. 5s 5p 5d 5f
06. 6s 6p 6d
07. 7s 7p
117
Um átomo que está no nível 2 de energia, no subnível p, sabemos que no subnível p ele pode assumir 3 possibilidades de orbitais e que cada um possuí 2 Spin, é relevante saber qual dessas três possibilidades o elétron vai assumir?
Não, pois apesar de possuir 6 possibilidades de posição para um elétron, a energia dele será a mesma.
2py = 2px
118
Qual a ordem de preenchimento segundo o Diagrama de Pauling?
01. Todos os níveis de energia
02. Todos os subníveis.
119
Quando a ordem de preenchimento segundo o Diagrama de Pauling sofre inversão?
A partir do 3p, pois segundo o diagrama, o próximo número quântico a ser preenchido é o 4s, mas sempre temos que obedecer a ordem.
120
Como fica a distribuição eletrônica do Escândio (21Sc)?
21𝑆𝑐:
1𝑠², 2𝑠², 2𝑝6, 3𝑠², 3𝑝6, 4𝑠², 3𝑑¹
121
Quais são as possíveis subníveis que os gases nobres podem assumir?
s ou p.
122
Por que é interessante usar os gases nobres nas distribuições eletrônicas de outros átomos?
Pois eles possuem níveis e subníveis completos.
123
Qual a frase usada para decorar os gases nobres?
**Hé**lio **Ne**gou **Ar**roz a **Cr**istina e **Xe**rém a **Re**nata.
Hélio (He)
Neônio (Ne)
Argônio (Ar)
Criptônio (Kr)
Xenônio (Xe)
Rondônio (Re)
124
Como é a distribuição eletrônica do Hélio (2)?
1s²
125
Como é a distribuição eletrônica do Neônio (10)?
[He] + 2s²2p6
126
Como é a distribuição eletrônica do Argônio (18)?
[Ne] + 3s²3p6
127
Como é a distribuição eletrônica do Criptônio (36)?
[Ar] + 4s²4p6
128
Como é a distribuição eletrônica do Xenônio (54)?
[Kr] + 5s²5p6
129
Como é a distribuição eletrônica do Rondônio (86)?
[Xe] + 6s²6p6
130
O que a Regra de Hund diz?
Elétrons de um mesmo nível tendem a permanecer desemparelhados.
131
O que significa dizer que elétrons de um mesmo nível tendem a permanecer desemparelhados?
Elétrons preenchem orbitais separados primeiramente e depois formam um par emparelhado.
ERRADO CERTO
px | ----> | | -----> |
| <---- | | |
pz | ----> | | -----> |
| | | |
pz | | | -----> |
| | | |
132
O que acontece quando um átomo:
Segue: Princípio da Exclusão de Pauli
Segue: Diagrama de Pauli
Segue: Principio de Hund
O átomo está no estado fundamental.
133
O que acontece quando um átomo:
Não segue: Princípio da Exclusão de Pauli
Segue: Diagrama de Pauli
Segue: Principio de Hund
Possuí uma configuração eletrônica impossível.
134
O que acontece quando um átomo:
Segue: Princípio da Exclusão de Pauli
Não segue: Diagrama de Pauli
Segue: Principio de Hund
Está no estado excitado.
135
O que acontece quando um átomo:
Segue: Princípio da Exclusão de Pauli
Segue: Diagrama de Pauli
Não segue: Principio de Hund
Está no estado excitado.
136
Quando um átomo pode ficar no estado excitado?
Quando recebe uma carga muito grande de energia.
137
Como o magnetismo surge?
Com elétrons desemparelhados.
138
Em relação ao magnetismo de uma espécie química, quando uma espécie será caracterizada como Diamagnética?
Quando os elétrons do átomo estão emparelhados.
139
Em relação ao magnetismo de uma espécie química, quando uma espécie será caracterizada como Paramagnética?
Quando os elétrons do átomo estão desemparelhados.
140
Em relação ao magnetismo de uma espécie química, quando uma espécie será caracterizada como Ferromagnética?
Quando 4 elétrons do átomo estão desemparelhados.
141
Por que o Alumínio não atrai um imã?
Pois apesar de ser uma elemento com 1 elétron desemparelhado, é muito pouco para interagir com um campo.
142
Como funciona a regra da mão para descobrir quantos orbitais tem um subnível?
Subnível s: Mão fechada
Subnível p: Dedão
Subnível d: Dedão + indicador
Subnível f: Dedão + indicador + médio
Ex: Um subnível d, mostra o número 2, logo o segundo número quântico desse átomo será l = 2.
Para descobrir o número de orbitais (3º número quântico) é só lembrar que é no intervalo [-l, l].
Logo o subnível d tem 5 orbitais: -2, -1, 0, 1, 2
