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QUÍMICA > Estrutura atômica > Flashcards

Estrutura atômica Flashcards

1
Q

Quais são as Leis Ponderais?

A

Lei da conservação de massas
Lei das proporções definidas.

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Q

Quem propôs a Lei de conservação de massas?

A

Lavoisier.

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3
Q

Quem propôs a Lei de proporções definidas?

A

Proust

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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.

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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.

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6
Q

Visando a explicar quais leis, Dalton publicou os princípios de seu modelo atômico?

A

Leis Ponderais.

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7
Q

Quais foram os 3 conceitos que Dalton caracterizou um átomo?

A
  • Maciço.
  • Indestrutível.
  • Indivisível.
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8
Q

Como Dalton explica as reações químicas?

A

Reorganização dos átomos.

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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.

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10
Q

A eletricidade foi observada pela primeira vez pelo filósofo grego __________ ___ _________.

A

Tales de Mileto.

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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.

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12
Q

Quem inaugurou os conceitos de condutor e isolante elétricos?

A

Stephen Gray

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13
Q

Quem criou a primeira pilha? Por volta de 1800?

A

Alessandro Volta.

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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.

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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

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16
Q

Qual o nome do experimento criado por Willian Crookes?

A

Ampola de Crookes.

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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.

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18
Q

Quem descobriu o elétron?

A

Thompson.

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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.

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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.

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21
Q

Para Thompson, como o átomo era constituído?

A

Massa esférica de carga positiva com elétrons incrustados na superfície.

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22
Q

Como o modelo atômico de Thompson foi apelidado?

A

Pudim de passas.

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23
Q

Quem descobriu o valor da carga elementar?

A

Robert Milikan

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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.

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25
Q

Qual experimento feito por Ernest Rutherford?

A

Lâminas de ouro.

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26
Q

O que Rutherford descobriu no experimento de folhas de ouro?

A

Descobriu que o átomo tinha um núcleo pequeno e o átomo era predominantemente oco.

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27
Q

Como funciona o experimento de folhas de ouro de Ernest Ruthford??

A

Ele lançou partículas radioativas de um bloco de chumbo em direção a uma folha fina de ouro com anteparo feito com uma lâmina florescente.

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28
Q

Como Ernest Rutherford concluiu que o átomo era predominantemente oco?

A

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.

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29
Q

Como era composto um átomo, segundo Ernest Rutherford?

A

Núcleo positivo pequeno e uma eletrosfera.

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30
Q

O que diz o Paradoxo de Rutherford?

A

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.

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31
Q

A quantidade de livros em uma estante é uma variável discreta ou contínua?

A

Discreta, pois não é possível ter 4,5 livros numa estante.

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32
Q

A altura de uma pessoa é uma variável contínua ou discreta?

A

Contínua, pois pode assumir valores racionais.

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33
Q

Qual outro nome dado para uma variável discreta?

A

Quantizada.

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34
Q

Quem propôs que a energia luminosa não era contínua?

A

Max Plank

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35
Q

Por que Plank propôs que a energia luminosa não era contínua?

A

Porque essa afirmação não explicava o problema da radiação dos corpos negros.

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36
Q

Max Plank afirmava que a energia luminosa era propagada em pacotes de energia, qual é o nome desses pacotes?

A

Quantum

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37
Q

A energia luminosa, segundo Max Plank, dependia exclusivamente de que?

A

Da frequência associada a essa luz.

E = hf

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38
Q

Em relação a energia luminosa, que depende exclusivamente da frequência dessa luz, a frequência está relacionada a que?

A

Á cor do feixe de luz.

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39
Q

Como a velocidade da luz no vácuo (c) é dada?

A

Comprimento de onda e frequência de uma onda eletromagnética.

c = lambda * f

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40
Q

Qual o nome dado para a menor quantidade de energia que pode ser absorvido por um corpo?

A

Quantum

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41
Q

Qual o tamanho do comprimento de onda do raio UV-1?

A

100 nm

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42
Q

Qual o tamanho do comprimento de onda do raio UV-2?

A

200 nm

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43
Q

Qual o tamanho do comprimento de onda da luz azul?

A

400 nm

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44
Q

Qual o tamanho do comprimento de onda da luz verde?

A

500 nm

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45
Q

Qual o tamanho do comprimento de onda da luz vermelha?

A

700 nm

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46
Q

Qual tipo de luz possui mais energia, raio UV-1 ou luz vermelha?

A

Raio UV-1.

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47
Q

Por que os raios UV-1 possuem mais energia que a luz vermelha?

A

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.

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48
Q

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)

A

Dividindo pela carga elementar.

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49
Q

Por que o modelo atômico de Bohr não levava em conta as diferenças entre os isótopos?

A

Pois não conhecia os nêutrons ainda. (James descobriu em 1935)

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50
Q

O que Niels Bohr propôs em sua teoria atômica?

A

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

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51
Q

Qual conceito de um átomo que Bohr inaugurou?

A

Níveis de energia.

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52
Q

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?

A

Pois Niel Bohr não tinha noção de subníveis.

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53
Q

Para Bohr, o que seria necessário para um elétron efetivamente mudar entre dois níveis de energia?

A

Liberar um quantum de energia.

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54
Q

O elétron pode ficar entre os níveis de energia?

A

Não, pois iria cair no Paradoxo de Rutherford de colapsar no núcleo.

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55
Q

É possível saber a quantidade de energia liberado na troca de nível de energia de um átomo? (sabendo a energia dos níveis)

A

Sim. Var(E) = E2 - E1 = h . f

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56
Q

Qual exemplo do dia a dia podemos relacionar com a ideia de ficar entre dois níveis energia segundo o modelo atômico de Niels Bohr?

A

Escada, pois não tem como ficar no nível intermediário de uma escada, ou você vai para o próximo degrau ou não vai.

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57
Q

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?

A

Pois as linhas mostradas nos espectros não eram isoladas.

58
Q

Quem interpretou as múltiplas linhas espectrais justapostas como a existência de uma subcamada?

A

Arnold Sommerfeld.

59
Q

Como é representado a subnível com número do subnível 0?

A

S

60
Q

Como é representado a subnível com número do subnível 1?

A

P

61
Q

Como é representado a subnível com número do subnível 2?

A

D

62
Q

Como é representado a subnível com número do subnível 3?

A

F

63
Q

Como é representado a subnível com número do subnível 4?

A

G

64
Q

Como é representado a subnível com número do subnível 5?

A

H

65
Q

Quantos subníveis tem cada nível?

A

Cada nível representa a quantidade de subnível.

Ex: Nível 3 tem 3 subníveis.

66
Q

Quem descobriu o nêutron?

A

James Chadwick

67
Q

O que são isóbaros?

A

São elementos químicos diferentes, mas
possuem o mesmo número de massa.

68
Q

O que são isótopos?

A

São o mesmo elemento químico, mas possuem diferentes
números de massa

69
Q

O que são isoeletrônicos?

A

São elementos químicos que apresentam o mesmo número de elétrons.

70
Q

O que são isotonos?

A

São elementos químicos diferentes que possuem o mesmo número de nêutrons.

71
Q

Qual teoria tem como objetivo descrever regiões de probabilidade de encontrar o elétron, sem se preocupar com a sua trajetória?

A

Teoria do Orbital Atômico.

72
Q

Por que não é possível analisar precisamente a velocidade e a posição de um elétron?

A

Pois um microscópio emite fótons de luz, e quando apontado para o elétron, os fótons chocam com eles alterando a energia cinética.

73
Q

O que diz o princípio da incerteza de Heisenberg?

A

É impossível descobrir a posição e a velocidade de um elétron simultaneamente com precisão.

74
Q

Qual o nome dado para regiões em que existe uma probabilidade de encontrar o elétron?

A

Orbitais atômicos.

75
Q

Por que os orbitais atômicos substituíram a ideia das órbitas circulares?

A

Pela dificuldade de encontrar a posição do elétron, confirmado pelo Princípio da Incerteza de Heisenberg.

76
Q

Sabemos que um orbital é determinado por um conjunto de três números quânticos, qual é o primeiro?

A

Nível de energia.

77
Q

Sabemos que um orbital é determinado por um conjunto de três números quânticos, qual é o segundo?

A

Subnível.

78
Q

Sabemos que um orbital é determinado por um conjunto de três números quânticos, qual é o terceiro?

A

Magnético.

79
Q

Qual é o quarto número quântico?

A

Spin.

80
Q

Para que serve o número de Spin?

A

Para diferenciar dois elétrons em um mesmo orbital.

81
Q

Qual outro nome dado para o nível de energia?

A

Camada eletrônica.

82
Q

Qual é o conjunto dos números que um nível de energia pode assumir?

A

Naturais diferente de 0.

83
Q

Como a primeira camada é denominada?

A

K

84
Q

Como é denominada as sucessivas camadas depois da K?

A

Em ordem alfabética. (K, L, N, O, …)

85
Q

Qual letra representa o nível de enrgia?

A

n.

Ex: 1º nível, n = 1

86
Q

Qual letra representa o subnível de energia?

A

l.

87
Q

Quem possuí a maior diferença de energia entre os orbitais 1s e 2s e os orbitais 2s e 2p?

A

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
Q

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?

A

Sim, não depende do subnível.

89
Q

Qual letra representa o número quântico magnético?

A

ml

90
Q

Os valores possíveis de número quântico magnético dependem de qual número quântico?

A

Secundário. ml = [-l, l]

91
Q

Quando um orbital é dito mais penetrante?

A

Quando a probabilidade de encontrar o elétron mais perto do núcleo é maior.

92
Q

Qual a implicação quando um orbital é mais penetrante?

A

Quanto mais penetrante, mais intensa é a atração entre o núcleo e o elétron.

93
Q

Qual orbital é mais penetrante: orbital 1s ou orbital 4s?

A

1s, pois a probabilidade de encontrar um elétron mais perto do núcleo é maior.

94
Q

Qual a regra geral para saber da penetração de um elétron?

A

Quanto menor o nível de energia do orbital, mais penetrante será.

95
Q

Como saber qual orbital é mais penetrante quando o nível de energia do orbital são iguais?

A

Menor subnível e mais penetrante.

s < p < d < f

96
Q

O que o número de Spin de um elétron indica?

A

A posição de rotação.

97
Q

Quais são os possíveis valores para um Spin?

A

+1/2 e -1/2

98
Q

Para onde aponta o Spin quando ele vale +1/2?

A

Para baixo.

99
Q

Para onde aponta o Spin quando ele vale -1/2?

A

Para cima.

100
Q

Qual o nome dado quando dois elétrons estão em um mesmo orbital?

A

Emparelhados.

101
Q

Dois elétrons se atraem ou se repelem em um mesmo orbital?

A

repelem-se.

102
Q

Como é possível que dois elétrons (mesmo sinal) fiquem com o spin emparelhado?

A

Pois eles giram em sentidos opostos, logo o campo magnético deles também será oposto, fazendo com que eles fiquem emparelhados.

103
Q

Quando um orbital será classificado como vazio?

A

Quando não há elétron.

104
Q

Quando um orbital será classificado como semipreenchido?

A

Quando tem apenas um elétron.

105
Q

Quando um orbital será classificado como preenchido?

A

Quando tiver dois elétrons.

106
Q

Qual classificação de orbital sempre forma ligações covalentes?

A

Orbitais semipreenchidos.

107
Q

Qual a fórmula para saber a quantidade de elétrons que cabem em um nível de energia?

A

N = 2 . n^2

108
Q

O que diz o princípio de Aufbau?

A

Orbitas de menor energia são preenchidos primeiro.

109
Q

Por que orbitas de menor energia são preenchidos primeiro?

A

Pois estão mais próximos do núcleo.

110
Q

O que diz o princípio da exclusão de Pauli?

A

Dois elétrons de um mesmo átomo não pode ter o mesmo conjunto de 4 números quânticos.

111
Q

Qual o nome dado para uma configuração que não o atende o princípio da exclusão de Pauli?

A

Configuração impossível.

112
Q

É possível que dois elétrons em um mesmo átomo possuem o mesmo número de Spin?

A

Sim, mas precisam estar em níveis de energia distintos.

113
Q

É possível que dois elétrons diferentes possuam o mesmo conjunto de quatro números quânticos?

A

Sim, em dois átomos diferentes.

114
Q

Por que em cada orbital só pode colocar 2 elétrons?

A

Pois só há dois números de Spin.

115
Q

Como podemos fazer uma distribuição eletrônica de maneira rápida?

A

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
Q

Diagrama de Pauling

A
  1. 1s
  2. 2s 2p
  3. 3s 3p 3d
  4. 4s 4p 4d 4f
  5. 5s 5p 5d 5f
  6. 6s 6p 6d
  7. 7s 7p
117
Q

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?

A

Não, pois apesar de possuir 6 possibilidades de posição para um elétron, a energia dele será a mesma.

2py = 2px

118
Q

Qual a ordem de preenchimento segundo o Diagrama de Pauling?

A
  1. Todos os níveis de energia
  2. Todos os subníveis.
119
Q

Quando a ordem de preenchimento segundo o Diagrama de Pauling sofre inversão?

A

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
Q

Como fica a distribuição eletrônica do Escândio (21Sc)?

A

21𝑆𝑐:
1𝑠², 2𝑠², 2𝑝6, 3𝑠², 3𝑝6, 4𝑠², 3𝑑¹

121
Q

Quais são as possíveis subníveis que os gases nobres podem assumir?

A

s ou p.

122
Q

Por que é interessante usar os gases nobres nas distribuições eletrônicas de outros átomos?

A

Pois eles possuem níveis e subníveis completos.

123
Q

Qual a frase usada para decorar os gases nobres?

A

Hélio Negou Arroz a Cristina e Xerém a Renata.

Hélio (He)
Neônio (Ne)
Argônio (Ar)
Criptônio (Kr)
Xenônio (Xe)
Rondônio (Re)

124
Q

Como é a distribuição eletrônica do Hélio (2)?

A

1s²

125
Q

Como é a distribuição eletrônica do Neônio (10)?

A

[He] + 2s²2p6

126
Q

Como é a distribuição eletrônica do Argônio (18)?

A

[Ne] + 3s²3p6

127
Q

Como é a distribuição eletrônica do Criptônio (36)?

A

[Ar] + 4s²4p6

128
Q

Como é a distribuição eletrônica do Xenônio (54)?

A

[Kr] + 5s²5p6

129
Q

Como é a distribuição eletrônica do Rondônio (86)?

A

[Xe] + 6s²6p6

130
Q

O que a Regra de Hund diz?

A

Elétrons de um mesmo nível tendem a permanecer desemparelhados.

131
Q

O que significa dizer que elétrons de um mesmo nível tendem a permanecer desemparelhados?

A

Elétrons preenchem orbitais separados primeiramente e depois formam um par emparelhado.

ERRADO CERTO
px | —-> | | —–> |
| <—- | | |

pz | —-> | | —–> |
| | | |

pz | | | —–> |
| | | |

132
Q

O que acontece quando um átomo:
Segue: Princípio da Exclusão de Pauli
Segue: Diagrama de Pauli
Segue: Principio de Hund

A

O átomo está no estado fundamental.

133
Q

O que acontece quando um átomo:
Não segue: Princípio da Exclusão de Pauli
Segue: Diagrama de Pauli
Segue: Principio de Hund

A

Possuí uma configuração eletrônica impossível.

134
Q

O que acontece quando um átomo:
Segue: Princípio da Exclusão de Pauli
Não segue: Diagrama de Pauli
Segue: Principio de Hund

A

Está no estado excitado.

135
Q

O que acontece quando um átomo:
Segue: Princípio da Exclusão de Pauli
Segue: Diagrama de Pauli
Não segue: Principio de Hund

A

Está no estado excitado.

136
Q

Quando um átomo pode ficar no estado excitado?

A

Quando recebe uma carga muito grande de energia.

137
Q

Como o magnetismo surge?

A

Com elétrons desemparelhados.

138
Q

Em relação ao magnetismo de uma espécie química, quando uma espécie será caracterizada como Diamagnética?

A

Quando os elétrons do átomo estão emparelhados.

139
Q

Em relação ao magnetismo de uma espécie química, quando uma espécie será caracterizada como Paramagnética?

A

Quando os elétrons do átomo estão desemparelhados.

140
Q

Em relação ao magnetismo de uma espécie química, quando uma espécie será caracterizada como Ferromagnética?

A

Quando 4 elétrons do átomo estão desemparelhados.

141
Q

Por que o Alumínio não atrai um imã?

A

Pois apesar de ser uma elemento com 1 elétron desemparelhado, é muito pouco para interagir com um campo.

142
Q

Como funciona a regra da mão para descobrir quantos orbitais tem um subnível?

A

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

QUÍMICA (22 decks)

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