a) Pode-se dizer que um átomo ao perder um elétron se reduz. ✘
Incorreto.
A distância do núcleo de um átomo até a última camada é o seu raio
o raio está diretamente relacionado ao seu tamanho físico, mas quando a alternativa diz que o átomo se reduz ela não está falando do tamanho, ela se refere ao estado de oxidação.
Em uma ligação química entre dois átomos, um deles tende a “perder” elétrons e o outro tende a “ganhar”.
Exemplo, considere o cloreto de sódio (NaCl), o cloro “pega” um elétron do sódio
O cloro ganhou um elétron, ficou com carga negativa -1, dizemos que ele reduziu.
O sódio perdeu um elétron, ficou com carga positiva +1, dizemos que ele oxidou.
Esta terminologia vem do estudo do NOX dos elementos.
Então quem perde não reduz, oxida.
b) É possível encontrar elétrons de mesmo spin num mesmo nível eletrônico. ✓
Correto.
Rapidamente, os elétrons possuem 4 números quânticos
Número quântico primário ou principal (n): indica a camada do elétron
Número quântico secundário ou azimutal (l): indica o subnível do elétron
Número quântico terciário ou magnético (m ou ml): indica o orbital do elétron
Número quântico quaternário ou de spin (ms): os elétrons giram em torno do seu próprio eixo (conhecido como momento angular) da esquerda para direita ou da direita para esquerda
o valor do spin indica o sentido do giro, +1/2 no primeiro caso e -1/2 no segundo
Peguemos por exemplo a distribuição eletrônica do cloro (17Cl)
17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Ela informa como os elétrons estão dispostos nos níveis e subníveis, exemplo, 1s2 nos diz que há 2 elétrons no subnível s da camada 1
17Cl = 1s22s2 2p6 3s2 3p5
2s2 diz que há 2 elétrons no subnível s da camada 2
17Cl = 1s22s2 2p6 3s2 3p3
e por aí vai.
Mas ela não fala muita coisa sobre como eles estão nos orbitais.
Convencionou-se representar cada orbital como uma caixa
e cada uma recebe um número de -l a +l (l é o subnível).
Veja, o subnível s (l = 0) possui 1 orbital, portanto tem “1 caixa”
numerada de -0 a +0, ou seja, 0
O subnível p (l = 1) possui 3 orbitais, portanto tem “3 caixas”
numerada de -1 a +1
e assim por diante.
De acordo com a regra de Hund ou regra da máxima multiplicidade, primeiro nós colocamos um elétron em cada orbital, da esquerda para a direita, e só depois emparelhamo-os.
Exemplo, considere o subnível 2p6, primeiro nós colocamos um elétron em cada orbital da esquerda para a direita
e só depois emparelhamo-os
Veja que nós temos vários elétrons com o mesmo spin, vários elétrons com spin +1/2 e outros tantos com spin -1/2 no mesmo nível.
c) Um elétron, quando recebe energia externa, salta para um nível eletrônico mais externo. ✓
Correto.
Em 1911, Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro com partículas alfa e concluiu:
o átomo não é maciço, este apresenta mais espaço vazio do que preenchido
a maior parte da massa encontra-se em uma pequena região central (núcleo) de carga positiva (as partículas alfa - que são positivas - que chegassem próximo ao núcleo sofriam grandes desvios devido à repulsão elétrica)
os elétrons estão ao redor do núcleo em órbitas circulares1, o conjunto das órbitas é a eletrosfera
Esta representação ficou conhecida como modelo do sistema planetário
Porém havia um problema. Com o passar do tempo, o elétron perderia energia e devido a atração entre as cargas, se aproximaria do núcleo em uma espiral até atingi-lo, provocando o colapso dos elétrons
o modelo proposto era instável e precisava ser melhorado.
Foi então que Bohr fez suas contribuições.
Primeiramente, ele chamou as órbitas de camadas, que ficaram conhecidas também como órbitas estacionárias, e atribui a cada uma delas uma letra, sendo a mais próxima do núcleo a camada K, a seguinte L, depois M até Q e foi além
Cada camada está associada a um nível de energia, assim a camada K seria o nível 1, L seria o nível 2 e assim por diante até o 7 (nota: um átomo pode ter menos de 7 camadas) e quanto mais afastada do núcleo maior é sua energia
Um elétron só pode orbitar o núcleo em um desses níveis, ou seja, ele não pode permanecer entre 2 camadas.
Ao excitarmos um elétron, fornecer energia, ele pode saltar para um nível superior, porém, a energia é quantizada, isto significa que ele só pode absorver uma quantidade específica de energia ou um múltiplo dela. A energia que um elétron absorve é chamado de quantum, é como se fosse um pacote de energia
Assim um elétron pode receber 1 quantum, 2 quantums, 3 quantum etc. Frações de quantum não são permitidas, exemplo, ele não pode receber 1/2 quantum, teoria que ficou conhecida como quantização da energia.
O elétron também pode voltar para um nível inferior, ao fazê-lo ele libera energia na forma de fóton (um termo mais elegante para luz)
Estes “pulos” entre os níveis são chamados de transição eletrônica ou saltos quânticos.
d) Um íon com número de oxidação +2 tem dois elétrons a menos em relação aos seus prótons. ✓
Correto.
e) Em um átomo é impossível encontrar dois elétrons com os quatro números quânticos iguais. ✓
Correto.
Gabarito letra a.
1: aqui temos uma discordância, alguns dizem que as órbitas no modelo de Rutherford seriam elípticas, não se preocupe, apenas tenha em mente que nas suas pesquisas você pode encontrar explicações que divergem em alguns pontos.
A explicação acima foi resumida, para a história completa sobre modelos atômicos ou distribuição eletrônica aqui está.
