Exercícios: Configuração, tabela periódica e propriedades

A tabela periódica assemelha-se às estantes de uma biblioteca: cada linha é um período e cada coluna é um grupo, como se mostra na figura.

Explica o que têm em comum as configurações eletrónicas dos elementos de um mesmo grupo e que informação fornece o número do período sobre a configuração de um elemento.

O alumínio das latas de refrigerante tem a configuração eletrónica $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^1$.

1. a) Em que período da tabela se encontra? (Pista: repara no nível mais elevado que tem eletrões.)
2. b) Quantos eletrões de valência tem?
3. c) O alumínio está no grupo $13$: que relação observas entre esse número de grupo e os eletrões de valência?

O lítio ($Z = 3$) e o sódio ($Z = 11$) são metais alcalinos tão reativos que no laboratório são conservados mergulhados em óleo, para não contactarem com o ar.

1. a) Escreve a configuração eletrónica de cada um.
2. b) Indica o que têm em comum as suas camadas de valência e em que grupo da tabela estão.

O flúor ($Z = 9$) de algumas pastas de dentes e o cloro ($Z = 17$) das piscinas pertencem ao grupo $17$, o dos halogéneos.

1. a) Escreve as configurações eletrónicas dos dois elementos.
2. b) Explica, a partir delas, por que razão estão no mesmo grupo.

O hélio ($Z = 2$) que arrefece os ímanes das máquinas de ressonância magnética dos hospitais e o árgon ($Z = 18$) que preenche as lâmpadas de filamento pertencem ao grupo $18$, o dos gases nobres.

1. a) Escreve as configurações eletrónicas dos dois gases.
2. b) O que têm de especial os seus últimos níveis?
3. c) Relaciona essa particularidade com o facto de os gases nobres quase não formarem compostos.

Um elemento está no período $2$ e tem $4$ eletrões de valência.

1. a) Escreve a sua configuração eletrónica.
2. b) De que elemento se trata?
3. c) Em que grupo da tabela está situado?

Na tabela periódica, os metais estão situados à esquerda e os não-metais à direita, como se mostra na figura.

Para cada um destes elementos indica se é metal ou não-metal e se lhe é mais fácil perder ou ganhar eletrões:

1. a) o sódio, do grupo $1$;
2. b) o cloro, do grupo $17$.

A tabela periódica organiza os elementos por ordem crescente de número atómico $Z$. Explica por que razão essa ordem coincide com a ordem em que as orbitais vão sendo preenchidas, tendo em conta que cada elemento tem mais um protão (e, se for neutro, mais um eletrão) do que o anterior.

A cabeça dos fósforos contém enxofre, cuja configuração eletrónica é $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^4$.

1. a) Deduz em que período e em que grupo da tabela está o enxofre.
2. b) Quantos eletrões lhe faltam para completar o seu último nível?
3. c) Prevê que ião formará e indica a sua carga.

Um elemento está situado no grupo $2$ e no período $3$ da tabela periódica.

1. a) Escreve a sua configuração eletrónica.
2. b) De que elemento se trata? (Pista: arde com uma luz branca muito intensa e é utilizado em tochas luminosas e fogo de artifício.)
3. c) Prevê o ião que forma facilmente e escreve o seu símbolo com a respetiva carga.

O alumínio (grupo $13$) e o cloro (grupo $17$) formam o composto $\text{AlCl}_3$, presente em alguns antitranspirantes.

1. a) Prevê o ião que cada elemento forma, justificando a partir dos seus eletrões de valência.
2. b) Utilizando as cargas desses iões, justifica por que razão a fórmula é $\text{AlCl}_3$ e não $\text{AlCl}$.

O sódio e o cloro estão no período $3$, mas o átomo de sódio é bastante maior do que o de cloro, como se mostra na figura.

1. a) Escreve as configurações eletrónicas dos dois elementos e verifica que os seus eletrões de valência ocupam o mesmo nível.
2. b) Explica por que razão o átomo de cloro é menor, comparando o número de protões que atraem essa camada de eletrões em cada caso.

Ao descer no grupo dos metais alcalinos (lítio, sódio, potássio), os átomos são cada vez maiores, como se mostra na figura.

1. a) Escreve as configurações eletrónicas dos três elementos ($Z$: Li = 3, Na = 11, K = 19).
2. b) Explica, reparando no número de níveis ocupados, por que razão o raio atómico aumenta ao descer no grupo.

Numa atividade experimental da aula deixam-se cair pequenos pedaços de lítio, sódio e potássio sobre água: o lítio liberta bolhas lentamente, o sódio desloca-se rapidamente pela superfície e o potássio arde com uma chama de cor violeta.

1. a) Ordena os três metais do menos reativo para o mais reativo.
2. b) Explica a ordem tendo em conta a que distância do núcleo se encontra o eletrão de valência em cada átomo e a facilidade com que é removido.

Ordena por ordem crescente de raio atómico os átomos de flúor ($Z = 9$), cloro ($Z = 17$) e bromo ($Z = 35$). Justifica a tua resposta indicando quantos níveis de energia ocupados tem cada átomo (o flúor preenche até ao nível $2$, o cloro até ao $3$ e o bromo até ao $4$).

Dois elementos desconhecidos têm números atómicos $Z = 3$ e $Z = 19$.

1. a) Escreve as suas configurações eletrónicas.
2. b) Deduz se pertencem ao mesmo grupo e indica qual é.
3. c) Prevê uma propriedade química que partilhem.

Um elemento X tem a configuração eletrónica $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^1$.

1. a) Identifica-o com a ajuda da tabela periódica e deduz o seu período e o seu grupo.
2. b) É um metal ou um não metal? Que ião formará facilmente?
3. c) Prevê a fórmula do composto que forma com o oxigénio, que dá iões $\text{O}^{2-}$, e justifica-a.

O raio do átomo de sódio é de cerca de $0,190\ \text{nm}$, enquanto o do seu ião $\text{Na}^+$ é de apenas $0,098\ \text{nm}$. Em contrapartida, o átomo de cloro mede $0,099\ \text{nm}$ e o seu ião $\text{Cl}^-$ mede $0,181\ \text{nm}$, como se mostra na figura.

1. a) Indica como varia o tamanho de cada elemento ao transformar-se em ião.
2. b) Explica as duas variações comparando o número de protões e de eletrões antes e depois de se formarem os iões (podes ajudar-te com as configurações eletrónicas).

Os iões $\text{N}^{3-}$, $\text{O}^{2-}$, $\text{F}^{-}$, $\text{Na}^{+}$ e $\text{Mg}^{2+}$ têm todos a mesma configuração eletrónica, como se mostra na figura.

1. a) Escreve essa configuração.
2. b) Contudo, os seus raios são diferentes: $0,065$; $0,098$; $0,133$; $0,140$ e $0,171\ \text{nm}$ (estão desordenados). Atribui cada raio ao ião correspondente e explica o critério utilizado, tendo em conta que todos têm $10$ eletrões mas diferente número de protões no núcleo.

No grupo dos metais alcalinos, a reatividade aumenta ao descer no grupo: o potássio reage com a água muito mais violentamente do que o lítio. No grupo dos halogéneos ocorre exatamente o contrário: o flúor é o mais reativo e, ao descer no grupo, a reatividade diminui, como se mostra na figura.

Explica as duas tendências com a mesma ideia: o que deve fazer cada família com os eletrões (perdê-los ou ganhá-los) para adquirir configuração de gás nobre e a que distância do núcleo está a sua camada de valência.

O gesso das paredes contém um elemento X cujo ião $\text{X}^{2+}$ é isoeletrónico com o árgon ($Z = 18$).

1. a) Calcula o número atómico de X e identifica-o com a ajuda da tabela periódica.
2. b) Deduz o seu grupo e o seu período.
3. c) Prevê se será um metal reativo e fundamenta o que aconteceria a um pequeno pedaço de X se o deixássemos cair na água (compara-o com o sódio).

O néon nunca forma compostos químicos, mas o sódio e o cloro combinam-se facilmente para dar sal de cozinha, $\text{NaCl}$.

1. a) Escreve as configurações eletrónicas dos três elementos ($Z$: Ne = 10, Na = 11, Cl = 17).
2. b) Explica por que razão o néon «não precisa» de reagir.
3. c) Explica por que razão o sódio e o cloro «precisam» um do outro para ficarem com configuração de gás nobre.

O lítio, o sódio e o potássio assemelham-se muito entre si, e o mesmo acontece com o flúor, o cloro e o bromo.

1. a) Escreve as configurações eletrónicas do Li ($Z = 3$), do Na ($Z = 11$) e do K ($Z = 19$) e assinala o que se repete nas suas camadas de valência.
2. b) Explica, a partir dessa repetição, por que razão as propriedades químicas dos elementos se repetem periodicamente ao longo da tabela.

Cinco elementos dos períodos $2$, $3$ e $4$ têm raios atómicos aproximados de $0,064$; $0,099$; $0,155$; $0,190$ e $0,235\ \text{nm}$. Trata-se do flúor, do cloro, do lítio, do sódio e do potássio, mas não se sabe qual é qual.

1. a) Atribui cada raio ao respetivo elemento justificando com as duas tendências periódicas (como varia o raio ao avançar num período e ao descer num grupo).
2. b) Ordena os cinco elementos por número atómico crescente e explica como se combinam as duas tendências ao longo da tabela periódica.

Desafio do tema. Como condiciona a nuvem eletrónica dos átomos as propriedades dos materiais que usamos diariamente? Liga a estrutura atómica ao mundo macroscópico seguindo estas fases:

1. Configuração e periodicidade: Escolhe dois metais domésticos comuns: alumínio (folha de cozinha) e cobre (fio elétrico). Escreve as suas configurações eletrónicas no estado fundamental, situa-os na tabela periódica (grupo e período) e identifica os seus eletrões de valência.

2. Medição caseira e incerteza: Pega numa folha retangular de papel de alumínio. Mede o seu comprimento e largura com uma régua ($\pm 0,1\text{ cm}$) e a sua massa numa balança de cozinha ($\pm 1\text{ g}$). Com a espessura comercial típica ($0,0016\text{ cm}$, que consideras exata), calcula o volume e a massa volúmica experimental com a respetiva margem de incerteza ($\rho \pm \Delta\rho$).

3. Tratamento de dados oficiais: Consulta no site de referência WebElements ou NIST o raio atómico e a massa volúmica dos elementos do período 3 (do $Na$ ao $Ar$). Constrói uma tabela de dados e desenha o gráfico «Raio atómico em função da massa volúmica».

4. Proposta fundamentada: Elabora um relatório breve onde relaciones o gráfico com a carga nuclear efetiva ($Z^*$) e a blindagem ($Z^*$ é a carga que um eletrão externo «sente»: os protões do núcleo menos o efeito de blindagem dos eletrões internos; ao longo do período aumenta porque há mais protões com as mesmas camadas internas), comparando a tua massa volúmica experimental do $Al$ com a tendência periódica.

Será valorizado:

• Dedução correta de configurações eletrónicas e posição periódica.

• Precisão na recolha de medições caseiras, expressão rigorosa de incertezas e qualidade do gráfico.

• Argumentação científica que relacione a estrutura atómica com as tendências macroscópicas.