Apostila de quimica I

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Parte I
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Leitura Fundamental
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Química
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Aula 1 – Conceitos Fundamentais
Leitura Obrigatória
Você sabia que: Química é a ciência que estuda a matéria, suas transformações e a energia envolvida 
nessas transformações? Matéria é tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no espaço? Volume á a 
medida da quantidade de espaço tridimensional de um determinado corpo (cm3, dm3, m3)? Massa é a 
medida da quantidade de inércia de um determinado corpo e em apertada síntese conceitual podemos 
dizer que massa é quantidade de matéria em um sentido mais amplo e genérico (mg, g, kg)? Corpo 
é uma porção definida de matéria.? Inércia é a propriedade que um corpo tem de permanecer em 
repouso ou em movimento até que uma força externa atue sobre ele? E por fim Energia é a capacidade 
de produzir trabalho? Conceituar trabalho não é uma tarefa fácil, mas é possível ter uma boa noção de 
trabalho produzido pela energia mecânica, isto é, obtém-se trabalho toda vez que um corpo é deslocado 
no sentido contrário a uma força que atua sobre o mesmo. 
Os materiais sofrem transformações que podem ser classificadas em físicas ou químicas. As 
transformações químicas modificam intimamente as propriedades da matéria (há formação de novas 
substâncias) ao passo que as transformações físicas promovem uma transformação bem menos intensa. 
Algumas evidências macroscópicas podem ser observadas em uma transformação química, tais quais, 
liberação de gás, mudança de cor, mudança de odor, mudança de gosto, formação de um composto 
insolúvel, dentre outras. 
A matéria apresenta-se em três estados físicos. São eles: sólido, líquido e gasoso. Sob o ponto de vista 
macroscópico, sólidos apresentam volume fixo e forma definida, ao passo que líquidos apresentam 
volume fixo e forma indefinida, vale dizer, adquiri a forma do recipiente, já o estado gasoso não apresenta 
nem forma nem volume fixos, uma vez que gás é toda substância que se expande naturalmente até 
ocupar todo o volume do recipiente que está contido. Em uma dimensão micro pode-se afirmar que os 
sólidos apresentam pouco espaçamento entre suas partículas e pouca agitação molecular; líquidos 
apresentam um espaçamento intermediário e uma agitação molecular maior do que os objetos que 
estão no estado sólido; já o estado gasoso, para além de possui uma agitação molecular considerável, 
tem a particularidade de não possuir atração eletrostática entre suas partículas, fato que permite que 
suas partículas afastem-se umas das outras ad infinitum. 
Quando um material passa do estado sólido para o estado líquido, ocorre uma fusão. Quando passa do 
estado líquido para o gasoso ocorre uma vaporização. Quando passa do estado gasoso para o líquido 
ocorre uma condensação. Quando passa do estado líquido para o sólido ocorre uma solidificação. 
ASSISTA A VIDEOAULA 1
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Quando passa do estado sólido para o estado gasoso ou vice-versa, sem passar pelo estado líquido 
ocorre o que chamamos de sublimação. A naftalina, o iodo, o gelo seco e a cânfora são exemplos de 
substâncias que sofrem sublimação. O esquema a seguir ilustra o que foi dito. 
Figura 01: mudanças de estado físico.
Fonte: http://www.sobiologia.com.br/conteudos/Agua/mudancadeestadofisico.php
Vaporização é o termo genérico dado a toda e qualquer transformação do líquido para o vapor e pode 
ser dividida em três subespécies: evaporação, ebulição e calefação. 
A evaporação é um fenômeno espontâneo que ocorre à temperatura ambiente, podendo ocorrer 
inclusive a uma temperatura menor que a do ambiente. Basta para isso observar o congelador de sua 
casa. Assim que você abri-lo verificará de imediato uma “fumacinha branca”, que nada mais é do que 
vapor d’água. Trata-se de um fenômeno superficial. 
A ebulição costuma ocorrer a uma temperatura específica. A água, por exemplo, entra em ebulição a 
uma temperatura de 100ºC, ao nível do mar. Trata-se de um fenômeno que ocorre em toda a extensão 
do material, sendo caracterizado pela formação de bolhas. 
A calefação é uma passagem extremamente rápida do estado líquido para o gasoso, como por exemplo, 
a gota de água que cai em uma frigideira extremamente quente. 
Outro aspecto importante a ser ressaltado quando o assunto é mudança de estado físico é a questão 
da liquefação e da cristalização. Assim sendo, liquefação é sinônimo de condensação e não pode 
ser usado como sinônimo de fusão, embora ambas as transformações terminem no estado líquido. 
Frisando: liquefação é sinônimo de condensação! 
Cristalização pode ser encarada como espécie do gênero solidificação, uma vez que toda cristalização 
implica em solidificação, contudo, nem toda solidificação implica em cristalização. Para que haja 
cristalização é preciso dois requisitos: que o material passe para o estado sólido e que durante o 
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processo haja formação de cristal. 
Cristal é todo material que possui estrutura cristalina, vele dizer, uma estrutura microscópica organizada. 
As partículas do material estão a tal ponto organizadas que o micro se manifesta no macro. 
E assim sendo, existem materiais que ao se solidificarem não dão origem a estruturas microscopicamente 
organizadas. Plástico, borracha, vidro e madeira integram exemplos de materiais que, embora sólidos, 
não apresentam estrutura microscópica organizada, vale dizer, não constituem cristais. 
A matéria apresenta propriedades gerais, específicas e funcionais. As propriedades gerais são inerentes 
a todo e qualquer tipo de material. São elas: massa, volume, inércia, impenetrabilidade, divisibilidade, 
expansibilidade, compressibilidade, dentre muitas outras. As propriedades específicas caracterizam 
o material ao mesmo tempo em que o individualizam dentro de uma gama imensa dos materiais já 
conhecidos pelo ser humano. São elas: densidade, ponto de fusão, ponto de ebulição, calor específico, 
cor, odor, sabor, dentre várias. As propriedades funcionais caracterizam determinados grupos de 
substâncias que possuem comportamento químico semelhante. São elas: ácidos, bases, sais, óxidos, 
dentre outras. 
As propriedades gerais que merecem maior atenção são massa, volume, inércia e divisibilidade. A 
divisibilidade deve ser entendida da seguinte forma: a matéria é constituída de partículas, que podem 
ser átomos (partículas eletricamente neutras), moléculas (conjunto eletricamente neutro e discreto 
de átomos ligados entre si por ligações covalentes e que se atraem mutuamente através de ligações 
intermoleculares) ou por íons (partículas eletricamente carregadas). 
As propriedades específicas caracterizam o material. Inicialmente estudaremos três propriedades 
específicas. São elas: ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade. 
Ponto de fusão é a temperatura na qual um determinado material passa do estado sólido para o estado 
líquido. Ponto de ebulição é a temperatura na qual um determinado material passa do estado líquido 
para os estado gasoso. Densidade é a razão (divisão, quociente) entre a massa e o volume de um 
material (d = m / V). 
O conceito de densidade é muito importante para as Ciências Exatas e suas tecnologias e por isso 
merece uma atenção especial. Um tronco de madeira de uma tonelada flutua sobre a água enquanto 
que uma pequena moeda de um grama afunda sob a água. Por que isso ocorre? Não se trata aqui de 
discutir massa ou volume e sim a razão entre essas duas propriedades. Neste caso, a madeira é menos 
densa do que a água e por isso flutua sobre ela, já a moeda, que é feita de metal, é mais densa do que 
a água e por isso afunda sob ela. A densidade deve ser entendida como o quão compactadas estão as 
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partículas que constituem o material. 
Comparando o sal e o açúcar. Possivelmente você já deve ter ido ao supermercado e teve a oportunidade
de comparar um quilograma desses dois produtos. É possível verificar, então, que um quilograma de 
sal é visivelmente menos volumoso do que um quilograma de açúcar, logo, o sal é mais denso do que 
o açúcar. Ora, se as massas comparadas são idênticas, o diferencial está justamente no volume, vale 
dizer, o material mais volumoso é o mais denso porque suas partículas estão mais afastadas umas das 
outras. O açúcar possui mais espaços vazios do que o sal. 
Tabela 01: densidade de algumas substâncias comuns (25ºC e 1atm). 
SUBSTÂNCIA ESTADO FÍSICO DENSIDADE (g/mL)
Água Líquido 1
Álcool Líquido 0,8
Alumínio Sólido 2,7
Chumbo Sólido 11,3
Ouro Sólido 19,3
Diamante Sólido 3,5
Tanto os íons quanto os átomos são constituídos por partículas ainda menores denominadas prótons, 
nêutrons e elétrons. Os prótons possuem carga positiva, os nêutrons não possuem carga elétrica e 
os elétrons possuem carga elétrica negativa. Com relação à massa de tais partículas subatômicas, 
podemos afirmar que a massa de um próton é praticamente igual à massa de um nêutron, já o elétron 
possui massa desprezível quando comparada à massa de um próton ou de um nêutron.
Tabela 02: comparação relativa das cargas e das massas das partículas subatômicas.
MASSA RELATIVA CARGA RELATIVA
PRÓTON 1u +1
NÊUTRON 1u -1
ELÉTRON (1/1836)u 0
Átomo, portanto, possui uma característica que consiste em uma igualdade entre prótons e elétrons, 
ao contrário dos íons, que possuem uma desigualdade entre o número de prótons e elétrons. Os íons 
podem ser divididos em ânions e cátions. Estes possuem mais prótons do que elétrons e aqueles mais 
elétrons do que prótons, vale dizer, os cátions são positivos e os ânions são negativos. 
Tabela 03: átomos e íons.
nº prótons = nº elétrons Átomo
nº prótons ≠ nº elétrons Íon
nº prótons > nº elétrons Cátion
nº prótons < nº elétrons Ânion
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Importante também destacar o conceito de elemento químico, haja vista que em muitas situações o termo 
é utilizado como sinônimo de átomo, o que é incorreto, pois para especificar um determinado elemento 
químico basta tão somente o número de prótons e nada mais. Os elementos químicos constituem 
representações simbólicas e em apertadíssima síntese conceitual podem ser entendidos como “tipos 
de átomos”. Por exemplo, uma partícula que apresenta um único próton deve ser representada pela 
letra H. Trata-se do elemento químico hidrogênio, que representa, ao mesmo tempo, todas as partículas 
existentes na natureza que contêm um único próton.
Sistema é tudo o que é separado para estudo. Os sistemas podem ser constituídos de substância pura 
(conjunto definido de propriedades) ou mistura (mais de uma substância pura). As misturas podem ser 
classificadas quanto ao número de fases (regiões distintas, nas quais todas as propriedades são as 
mesmas) em misturas homogêneas e misturas heterogêneas. Estas são monofásicas enquanto que 
aquelas são multifásicas. 
Tabela 04: número de fases excluindo recipiente e atmosfera.
SISTEMA Nº DE FASES CLASSIFICAÇÃO
Água 1 Mistura homogênea
Água + sal de cozinha 2 Mistura heterogênea
Água + açúcar 2 Mistura heterogênea
Água + óleo + areia 3 Mistura heterogênea
Água + areia 2 Mistura heterogênea
Água + gasolina 2 Mistura heterogênea
Água + gelo 2 Sistema heterogêneo
Granito 3 Mistura heterogênea
Por fim, existe uma experiência muito simples e não menos importante para concluir se um determinado 
material é uma substância pura ou se é uma mistura. Trata-se da curva de aquecimento. Aquecendo-
se um material inicialmente no estado sólido até ele passar para o estado líquido e depois para o gasoso 
e analisando em intervalos de tempos pré-definidos a temperatura durante as mudanças de estado 
físico, podemos concluir acerca da pureza do material. Para fazer esse experimento são necessários 
os seguintes materiais: cronômetro, termômetro, um material objeto de estudo para aquecer, uma fonte 
de calor e um recipiente. 
Se após a realização do experimento, verifica-se que tanto a fusão quanto a ebulição ocorreram em uma 
temperatura específica, concluí-se que se trata de uma substância pura, porém, se após a realização 
do experimento a ebulição ou a fusão ou ambas não forem constates, concluí-se que se trata de um 
material impuro, vale dizer, de uma mistura. 
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Nas misturas comuns, nem a ebulição, nem a fusão ocorrem a uma temperatura específica e sim numa 
faixa de valores. Misturas eutéticas (exemplo: ouro 18 quilates) possuem ponto de fusão constante e 
misturas azeotrópicas (álcool 92º INPM) possuem ponto de ebulição constante.
Figura 02: curva de aquecimento de uma substância pura.
Fonte: http://educacao.uol.com.br/quimica/curva-de-aquecimento-identificando-substancias-pelos-tipos-de-mistura.
jhtm
Atividades
1) Encha um recipiente de água e coloque alguns objetos sólidos nele. Observe se o objeto afunda ou 
flutua. Se o objeto afundar sob a água trata-se de um material mais denso do que ela e se o objeto flutuar 
sobre a água trata-se de um material menos denso do que ela. Coloque madeira, plásticos, borracha, 
metais, enfim, utilize os objetos do dia-a-dia e elabore uma tabela conforme o exemplo a seguir.
CORPO MATERIAL RESULTADO CONCLUSÃO
Moeda Níquel Afundou Mais denso do que a água
Pedaço de pneu Borracha Boiou Menos denso do que a água
Prego Ferro Afundou Mais denso do que a água
2) Encha um balde de água e coloque dentro dele duas latas de refrigerante lacradas, vale dizer, que 
ainda não foram sequer abertas. Uma lata de refrigerante diet e ou lata de refrigerante normal. Veja o 
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que ocorre e procure justificar a conclusão de sua observação utilizando os conceitos abordados nesta 
aula, sobretudo, no que diz respeito à densidade. 
Links Interessantes
Acesse o site Setor de Química. Disponívem em: http://www.cdcc.usp.br/quimica/index.html. Acesso 
em 10 Fev. 2012. Nesse link você encontrará informações, dicas, experimentos e conceitos gerais da 
ciência. 
Acesse o site: Clube de Físico-Quimica. Disponível em: http://clubefq.com.sapo.pt/experiencias.htm. 
Acesso em 10 Fev. 2012. O site apresenta experiências realizadas pelos integrantes do clube.
Vídeos Interessantes
Assista ao vídeo: Densidade. Disponível em: http://www.youtube.com/watch?v=knCyj9rIm8o&feature=f
vst. Acesso em 10 Fev. 2012. O vídeo apresenta as diferentes densidades de alguns objetos.
Curiosidades
Existe uma unidade de volume que se chama mililitro e o seu símbolo é mL, vale dizer, “m” minúsculo e 
“L” maiúsculo, embora a maioria dos produtos industrializados a escrevam de forma errada. Portanto, 
o correto é mL e jamais ml. 
Outro equívoco muito cometido por marcas famosas é utilizar o prefixo quilo com letra maiúscula, sendo 
que o correto seria escrevê-lo com letra minúscula. Assim sendo, o correto é kg e não Kg. 
Referências Bibliográficas
Atkins, Peter. Físico-Química. 6a. Edição. Vol. I. Rio de Janeiro: LTC, 1999.
Callister, Willian. Ciência e Engenharia dos Materiais: Uma Introdução. 4a. Edição. Rio de Janeiro: LTC, 
2002.
Russel, John Blair. Química Geral. 2a. Edição. Vol. I. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 1994.
Smith, Willian. Princípios da Ciência e Engenharia dos Materiais. 3a. Edição. Portugal: McGraw-Hill, 
1996.
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Respostas das Atividades
1) Depende do material que for colocado na água. Metais são todos mais densos do que a água. Com 
relação aos plásticos, PET, PVC e PS são mais densos do que a água, ao passo que PP e PE são 
menos densos do que a água. Objetos cerâmicos, via de regra, são mais densos do que a água. 
2) A lata de refrigerante comum afundará sob a água, logo, mais densa. A lata contendo refrigerante diet 
flutuará sobre a água, logo, menos densa que ela.
Aula 2 - O Átomo
Leitura Obrigatória
1. O MODELO GREGO
Você sabia que o Modelo Grego não se trata de um modelo científico e sim de um modelo puramente 
filosófico? Contudo, não é por esse fato que o modelo proposto pelos gregos é menos importante, muito 
pelo contrário, pois mostra o poder que a filosofia exerce sobre a ciência, mostra como o raciocínio lógico 
é capaz de criar modelos capazes de explicar muitos fenômenos da natureza. Leucipo e Demócrito 
integraram um movimento chamado de atomismo. Segundo esses pensadores pré-socráticos, o 
átomo, que do grego significa “o que não pode mais ser dividido” é para esses filósofos o elemento 
primordial da Natureza. São indivisíveis, maciços, indestrutíveis, eternos e invisíveis, podendo ser 
concebidos somente por nossos pensamentos e jamais podem percebidos por nossos sentidos. Foi a 
partir da releitura desses pensadores que as pesquisas que culminaram com a descoberta do átomo 
pelos cientistas do século XIX (John Dalton e a seguir os modelos de Rutherford-Bohr) foram iniciadas. 
Porém, o átomo como nós o concebemos hoje já é subdivido em várias outras partículas como prótons, 
nêutrons e elétrons, todavia, permanece o pensamento original de que a matéria ainda pode ter sua 
menor partícula indivisível.
2. O ÁTOMO DE DALTON
este foi o primeiro modelo científico. Em 1803, John Dalton, acreditando nas leis da conservação de 
massa e da composição definida, propôs uma teoria que explicava estas e outras generalizações 
químicas. De fato, Dalton ressuscitou o conceito grego da existência dos átomos e foi capaz de sustentar 
este conceito com evidências experimentais que ele e outros obtiveram. A teoria atômica de Dalton foi 
baseada no seguinte modelo:
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2.1. Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos.
2.2. Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados nem destruídos.
2.3. Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um dado elemento são 
idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades. 
2.4. As transformações químicas consistem em uma recombinação, separação ou rearranjo de 
átomos.
2.5. Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa. 
Usando essas ideias simples, Dalton fez com que as observações químicas da época parecessem 
muito razoáveis. Sua teoria, por exemplo, explicou com sucesso porque a massa é conservada nas 
reações químicas (Lei de Lavoisier). A lei da composição definida é também explicada com sucesso 
(Lei de Proust).
3. MODELO DE THOMSOM
Em 1887, o físico inglês J. J. Thomsom mostrou que as partículas em raios catódicos são carregadas 
negativamente. Tais partículas receberam o nome de elétrons. Os elétrons estão presentes em toda 
a matéria. Eles são um dos constituintes subatômicos e são realmente todos idênticos. A partir de 
1890, ficou evidente para a maioria dos cientistas que os átomos consistem em uma parte carregada 
positivamente e alguns elétrons, mas isso não era totalmente claro. Do que os átomos são constituídos? 
Em 1898, J. J. Thomsom sugeriu que um átomo poderia ser uma esfera carregada positivamente na 
qual alguns elétrons estão incrustados, e apontou que isto levaria a uma fácil remoção de elétrons dos 
átomos. Este modelo de átomo é conhecido como o modelo de “pudim de passas”. 
4. O ÁTOMO DE RUTHERFORD
Em 1890 descobriu-se que certos elementos são radioativos. Isto significa que emitem radiação de alta 
energia, da qual há três tipos: partículas alfa, partículas beta e raios gama. Em 1911, o físico neozelandês 
Ernest Rutherford (1871 - 1937) realizou um experimento que revolucionou o modelo atômico vigente. 
Uma amostra de polônio foi colocada numa cavidade funda de um bloco de chumbo através de um 
pequeno orifício. Como o chumbo não se deixa atravessar pelas partículas alfa, elas só poderiam sair 
do bloco de chumbo pelo orifício. Rutherford colocou mais algumas lâminas de chumbo com orifício 
central (na direção do bloco de chumbo), pretendendo com isso orientar as partículas alfa, emitidas pelo 
polônio, para bombardear uma lâmina finíssima de ouro (10-4mm). Atrás e em volta da lâmina de ouro, 
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Rutherford adaptou um anteparo móvel recoberto com sulfeto de zinco (fluorescente), para registrar 
o caminho percorrido pelas partículas. Fazendo variar a posição do alvo à volta da lâmina de metal, 
Rutherford e seus colaboradores puderam observar que algumas cintilações surgiam para ângulos 
muito diferentes, alguns próximos de 180º. Essas cintilações indicavam que algumas partículas alfa 
haviam colidido frontalmente com um objeto extremamente denso. Vários experimentos permitiram 
reunir as observações experimentais em três pontos principais. A maioria das partículas alfa atravessou 
a placa de ouro sem sofrer desvio considerável em sua trajetória. Algumas partículas alfa (poucas) 
foram rebatidas na direção contrária ao choque. Certas partículas alfa (poucas) sofreram um grande 
desvio em sua trajetória inicial.
Os resultados e observações mostraram que:
4.1. O átomo contém imensos espaços vazios.
4.2. No centro do átomo existe um núcleo muito pequeno e denso.
4.3. O núcleo do átomo tem carga positiva, uma vez que as partículas alfa (positivas) foram repelidas 
ao passar perto do núcleo. 
Rutherford elaborou então um modelo de átomo semelhante a um minúsculo sistema planetário em 
que os elétrons se distribuíam ao redor do núcleo como planetas ao redor do Sol. 
5. MODELO DE BOHR
Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr (1885 – 1962), estudando o espectro de emissão do hidrogênio, 
isto é, a luz que esse elemento emite quando um feixe de raios catódicos incide sobre ele, relacionou a 
energia do elétron ao quantum e elaborou um modelo atômico baseado nos seguintes postulados:
5.1. O elétron move-se em órbitas circulares em torno de um núcleo atômico central.
5.2. A energia de cada elétron é a soma de suas energias cinética (movimento) e potencial (posição, 
como nível de referência). Essa energia não pode ter um valor qualquer, mas apenas valores que sejam 
múltiplos de um quantum (ou de um fóton).
5.3. O elétron percorre apenas órbitas eletrônicas permitidas e, nesse caso, não emite energia. 
5.4. Ao passar de uma órbita para outra, o elétron absorve ou emite um quantum (fóton) de energia. 
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Tabela 01: número máximo de elétrons por camada eletrônica.
1ª Camada K 2
2ª Camada L 8
3ª Camada M 18
4ª Camada N 32
5ª Camada O 32
6ª Camada P 18
7ª Camada Q 8
6. MODELO ATÔMICO ATUAL
Cada átomo consiste em um núcleo muito pequeno composto por prótons e nêutrons, que é circundado 
por elétrons em movimento. Tanto os elétrons como os prótons são eletricamente carregados, com 
magnitude de carga da ordem de 1,6 x 10-19 C, a qual possui sinal negativo para o elétron e positivo 
para o próton; os nêutrons são eletricamente neutros. As massas dessas partículas subatômicas são 
infinitesimalmente pequenas; os prótons e nêutrons possuem aproximadamente a mesma massa, 1,67 
x 10-27 kg, que é significativamente maior do que a massa de um elétron, 9,11 x 10-31 kg.
7. SEMELHANÇA ATÔMICA
Tabela 01: isótopos, isótonos e isóbaros.
Nº DE PRÓTONS (Z) Nº DE NÊUTRONS (N) Nº DE MASSA (A)
ISÓTOPOS = ≠ ≠
ISÓTONOS ≠ = ≠
ISÓBAROS ≠ ≠ =
OBS 1: A = Z + N
OBS 2: espécies com o mesmo número de elétrons são chamadas ISOELETRÔNICAS.
Atividades
01 – Complete a tabela:
ESPÉCIE Nº prótons (Z) Nº nêutrons (N) Nº elétrons (E) Nº massa (A)
26Fe
56 26
Fe2+ 56
8O
16 8
O2- 10
11Na
23 12
Na+ 11
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02 – Uma determinada espécie atômica possui 3 prótons, 4 nêutrons e 5 elétrons. Assim sendo, dê o que se 
pede:
a) Classifique em átomo, cátion ou ânion. Justifique.
b) Faça a representação
dessa partícula utilizando como símbolo a letra maiúscula X.
c) Faça um desenho dessa partícula seguindo o modelo de Rutherford-Bohr. 
Links Interessantes
Acesse A revolução dos Modelos Atômicos. Disponível em: http://enciclopediavirtual.vilabol.uol.com.
br/quimica/atomistica/resumodosmodelos.htm. Acesso em 10 Fev. 2012. O site aborda resumidademente 
toda evolução da historia conceitual do átomo bem como a relação com seus pesquisadores.
Acesse o Portal de Ensino de Ciências. http://www.cienciamao.usp.br/tudo/exibir.php?midia=lcn&cod=_
modelosatomicosabigailfe. Neste Portal é possível realizar atividades e experiências que complementarão 
seus estudos sobre a evolução dos átomos.
Vídeos Interessantes
Assista ao vídeo Modelos Atômicos. Disponível em http://www.youtube.com/watch?v=PUu_WvHQT18. 
Acesso em 10 Fev. 2012. O vídeo mostra de forma esclarecedora o Modelo atômico de Dalton.
Assista ao vídeo Modelos Atômicos. Disponível em: http://www.youtube.com/watch?v=0UW90luAJE0. 
Acesso em 10 Fev. 2012. O vídeo apresenta os modelos atômicos Thomson, Rutherford e Bohr.
Curiosidades
Ninguém, nenhum cientista do mundo foi capaz de desvendar o enigma do átomo, vale dizer, ninguém 
e absolutamente ninguém conseguiu visualizar um átomo por inteiro e por esse motivo estuda-se os 
modelos propostos por grandes cientistas e grandes filósofos. O enigma do átomo ainda está para ser 
revelado! Trata-se do “santo grau” da ciência investigativa.
Referências Bibliográficas
Atkins, Peter. Físico-Química. 6a. Edição. Vol. I. Rio de Janeiro: LTC, 1999.
Callister, Willian. Ciência e Engenharia dos Materiais: Uma Introdução. 4a. Edição. Rio de Janeiro: LTC, 2002.
Reis, Martha. Química Geral. São Paulo: FTD, 2007.
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Russel, John Blair. Química Geral. 2a. Edição. Vol. I. II vols. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 1994.
Smith, Willian. Princípios da Ciência e Engenharia dos Materiais. 3a. Edição. McGraw-Hill, 1996.
Respostas das Atividades
01 – Complete a tabela:
ESPÉCIE Nº prótons (Z) Nº nêutrons (N) Nº elétrons (E) Nº massa (A)
26Fe
56 26 30 26 56
Fe2+ 26 30 24 56
8O
16 8 8 8 16
O2- 8 8 10 16
11Na
23 11 12 11 23
Na+ 11 12 10 23
02 – Uma determinada espécie atômica possui 3 prótons, 4 nêutrons e 5 elétrons. Assim sendo, dê o 
que se pede:
a) Classifique em átomo, cátion ou ânion. Justifique.
Resp: Ânion, pois tem mais elétrons do que prótons.
b) Faça a representação dessa partícula utilizando como símbolo a letra maiúscula X.
X7 2-3
c) Faça um desenho dessa partícula seguindo o modelo de Rutherford-Bohr. 
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Aula 3 - Conceito de mol
Leitura Obrigatória
1 – Átomo ( Z = E ):
Partícula fundamental da matéria caracterizada por apresentar uma igualdade entre o número de prótons 
(partículas subatômicas positivas) e o número de elétrons (partículas subatômicas negativas). 
nº de prótons (Z) = nº de elétrons (E)
Caso esta igualdade não for observada, está-se diante de um íon. Este apresenta número de prótons 
diferente do número de elétrons. O íon positivo, também chamado de cátion, apresenta mais prótons 
do que elétrons, ao passo que o íon negativo, também chamado de ânion, apresenta mais elétrons do 
que prótons. De qualquer forma, atribui-se a denominação átomo a uma partícula eletricamente neutra.
2 – Elemento químico (EQ):
Trata-se de uma representação simbólica, uma coisa artificial, especificada pelo número de prótons. Há 
quem defina ser um conjunto de átomos com o mesmo número de prótons, vale dizer, um conjunto de 
isótopos. Seja como for, constituem formas de representar as várias partículas existentes na natureza com 
uma determinada e específica quantidade de prótons. O que define o elemento químico é justamente o 
número de prótons! Pode-se afirmar, por exemplo, que as entidades Ca e Ca2+, não constituem átomos, 
uma vez que uma delas possui carga igual a zero, e a outra, carga positiva, todavia, é correto afirmar 
que integram duas partículas pertencentes ao mesmo elemento químico, qual seja, o cálcio. Outra 
forma de raciocinar a respeito é considerando uma partícula com 6 prótons. Independentemente do 
número de elétrons e do número de nêutrons, tal partícula é representada pela letra “C” maiúscula, 
sendo que qualquer partícula que tenha essa mesma quantidade de prótons deve ser representada 
da mesma forma, ou seja, com o símbolo “C”. Sabe-se que na natureza existem 3 tipos de átomos de 
hidrogênio. Temos o prótio (com um próton e um elétron), o deutério (com um próton, um nêutron e um 
elétron) e o trítio (com um próton, dois nêutron e um elétron). Ocorre que os três são representados, ao 
mesmo tempo, na Tabela Periódica, pelo símbolo abaixo:
ASSISTA A VIDEOAULA 3
18
oficina
Figura 1: representação simbólica de um elemento químico.
H
1,7797
1
 MASSA
ATÔMICA
NÚMERO
ATÔMICO
Fonte: ISIS DRAW 2.4
3 – Número de massa (A):
Consiste em um número puro, em uma grandeza adimensional, que indica o número de partículas 
nucleares, ou seja, é a soma de prótons (Z) e nêutrons (N). Trata-se de um número inteiro (natural). 
A = Z + N
As partículas nucleares (prótons e nêutrons) também podem ser chamadas de núcleons. 
4 – Massa atômica (MA):
4.1 – Massa atômica do átomo:
É a massa do átomo medida em unidades de massa atômica (u). A unidade de massa atômica é definida 
como sendo a massa correspondente a um doze avos da massa do isótopo de carbono que possui 6 
prótons e 6 nêutrons. Raramente se trabalha com a massa atômica de isótopos isolados, sendo que, na 
prática, no cotidiano científico da química analítica quantitativa, utiliza-se a massa atômica do elemento 
químico, a qual se encontra representada na Tabela Periódica. Trata-se de uma grandeza que possui 
dimensão de massa, podendo ser convertida em qualquer outra unidade de massa (g, mg, kg, ton, etc.). 
Dizer que uma substância apresenta massa atômica igual a 40,1u significa afirmar que sua massa é 
40,1 vezes maior do que uma unidade padrão definida como unidade de massa atômica (u).
4.2 – Massa atômica do elemento químico:
É a média ponderada dos isótopos e leva em consideração a ocorrência (%) de cada qual na natureza.
19
oficina
Exemplo: calcular a massa atômica de elemento químico X com base na tabela a seguir:
ISÓTOPO Z N E A MA %
A 5 5 5 10 10,1u 70
B 5 6 5 11 11,2u 20
C 5 7 5 12 12,3u 10
MÉDIA = 10,1 x 0,7 + 11,2 x 0,2 + 12,3 x 0,1 = 10,54u
REPRESENTAÇÃO DO ELEMENTO QUÍMICO “X”
Figura 2: representação simbólica de um elemento químico.
X
5
10,54
Fonte: ISIS DRAW 2.4
Sendo esta representação a que é encontrada na Tabela Periódica dos Elementos Químicos. Logo, a 
Tabela Periódica fornece as massas atômicas (MA) e não os números de massa (A). Na grande 
maioria dos problemas, utiliza-se a massa atômica do elemento químico, a qual é encontrada na 
classificação periódica dos elementos químicos.
OBS: partículas que possuem 5 prótons são representadas pela letra B, fazendo-se referência a um 
elemento químico específico e muito conhecido denominado BORO, que está localizado na segunda 
linha e na coluna III-A da Tabela Periódica. 
NOME DO 
ELEMENTO SÍMBOLO
MASSA ATÔMICA QUE 
CONSTA NA TABELA 
PERIÓDICA (u)
MASSA ATÔMICA 
ARREDONDADA (u)
Enxofre S 32,064 32
Oxigênio O 15,99 16
Carbono C 12,012 12
Cloro Cl 35,453 35,5
Cobre Cu 63,546 63,5
5 – Massa molecular (MM):
É a massa de uma única entidade (que pode ser uma molécula, um íon, um composto iônico ou um metal) 
20
oficina
medida em unidade de massa atômica (u). Lembrando que o termo molécula refere-se a um conjunto 
discreto de átomos ligados por ligação covalente, entretanto, a denominação “massa molecular”, embora 
errada em determinadas ocasiões, é usada com frequência no cotidiano
científico, em um sentido mais 
amplo e genérico, referindo-se, também, a compostos iônicos e substâncias metálicas.
ENTIDADE
CLASSIFICAÇÃO DO 
COMPOSTO QUANTO AO 
TIPO DE LIGAÇÃO
MASSA “MOLECULAR” 
ARREDONDADA (u)
NH3 Covalente 17
CaCO3 Iônico 100
6 – Mol:
É uma quantidade química ou quantidade de substância, que no Brasil é conhecida e comumente 
chamada de quantidade de matéria. Corresponde à Constante de Avogadro e seu valor numérico é 
aproximadamente:
NA = 6,022 x 1023 entidades/mol
NA = 6 x 1023 entidades/mol (valor arredondado)
Trata-se de um número extremamente grande para trabalhar com coisas extremamente pequenas.
7 – Massa molar (M): 
É a massa correspondente a um mol de entidades (moléculas, íons, metais, prótons, elétrons, nêutrons, 
etc.), sendo medida em gramas por mol (g/mol). 
 M = MM
N
(u)(g/mol)
A massa molar (M) é numericamente igual à massa molecular (MM), sendo que a primeira é medida em 
gramas por mol (g/mol); e, a segunda, em unidades de massa atômica (u). São números iguais, mas 
que correspondem a grandezas físicas conceitualmente distintas.
8 – Aplicando a proporção molar:
Um mol de Tem massa igual a E apresenta
O 16g 6 x 1023 átomos O
O2 32g 6 x 10
23 moléculas O2
H2O 18g 6 x 10
23 moléculas H2O
HCl 36,5g 6 x 1023 moléculas HCl
NaCl 58,5g 6 x 1023 íons-fórmula NaCl
21
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Atividades
01 – Complete:
A unidade de massa atômica (u) é a massa equivalente a _________ da massa de um átomo de _____________ , 
que possui 6 prótons e 6 nêutrons. A Massa Atômica (MA) de um isótopo é a ______________ de seu átomo medida 
em _________________________. A Massa Atômica (MA) de um elemento químico é a ________________________ 
das Massas Atômicas de seus __________________, levando-se em conta a ______________ destes na natureza. A 
Massa Molecular (MM) é a ______________ de um única ________________, medida em ____________________
__________________________. O Número de Avogadro (NA) é, aproximadamente, _____________________, que 
se refere a _____________ de qualquer coisa. Entende-se por Massa Molar (M), medida em ____________, como 
sendo a massa de ______________ de átomos, moléculas, íons, etc. A Massa Molar (M), medida em __________ é 
numericamente igual a ___________________ (MA), medida em __________. 
02 – Complete a tabela seguindo o modelo proposto e consultando uma Tabela Periódica:
NOME DO 
ELEMENTO SÍMBOLO
MASSA ATÔMICA QUE 
CONSTA NA TABELA 
PERIÓDICA (u)
MASSA ATÔMICA 
ARREDONDADA (u)
Cálcio Ca 40,078 40
Potássio
Hidrogênio
Oxigênio
Carbono
Nitrogênio
Fósforo
Ferro
Manganês
Alumínio
Neônio
Zinco
03 – Calcule as MASSAS MELECULARES das substâncias:
a) H2O
b) C6H12O6
c) NaOH
22
oficina
d) CaCO3
e) C12H22O11
04 – Calcule as MASSAS MOLARES das substâncias:
a) H4P2O7
b) CO2
c) Al2(SO4)3
d) KMnO4
e) CCl4
05 – Considere uma bexiga contendo 4,4 g de gás carbônico (CO2):
a) Determine a quantidade de matéria em mol.
b) Quantas moléculas existem nessa quantidade de gás?
c) Quantos átomos de oxigênio existem nessa quantidade de gás?
d) Quantos átomos existem nessa quantidade de gás?
e) Quantos átomos de carbono existem nessa quantidade de gás?
06 – Um copo d’água contém 360 mL. Sabendo que a densidade da água é 1 g/mL, determine:
a) A massa molecular da substância em questão.
b) A massa molar da substância em questão.
c) Quantas moléculas de água existem nessa amostra?
d) Quantos átomos de hidrogênio existem nessa quantidade de água?
e) Quantos átomos estão contidos nesse copo d’água?
23
oficina
Links Interessantes
Leia o artigo Como Medir a Quantidade de Átomos e Moléculas. Disponível em: <http://educacao.
uol.com.br/quimica/mol-como-medir-a-quantidade-de-atomos-e-moleculas.jhtm>. Acesso em 11 Fev. 
2012. O site apresenta os principais conceitos de química e ensina como medir a quantidade de átomos 
e moléculas .
Leia Mol e número de Avogadro: qual a relação? Disponível em:
<http://www.brasilescola.com/quimica/mol-numero-avogadro-qual-relacao.htm>. Acesso em 11 Fev. 
2012. O site traz definições de Mol e o relaciona com o número de Avogrado.
Vídeos Interessantes
Assista ao Vídeo Química - Quantidade de Matéria. Disponível em: <http://www.youtube.com/watch?
v=I620GYiqGO8&feature=related>. O vídeo por meio de uma aula, explica como expressar a massa do 
átomo por meio de um referencial.
Assista ao Vídeo: Conceitos Iniciais - Massa Atômica. Disponível em: <http://www.youtube.com/
watch?v=eISdl4W_A4w&feature=related>. A aula apresentada retrata que diferentes massas exigem 
unidades distintas. 
Curiosidades
Se você der um mol de passos, onde vai parar?! Na China, na Lua, no Sol. Ledo engano! Sairá da Via 
Láctea. Saibam vocês que o mol é um número muito grande para trabalhar com coisas extremamente 
pequenas. Segundo os geólogos, na história do Planeta Terra ainda não se passou um mol de segundos. 
Por isso, quando você for escrever uma carta de amor, termine-a com um mol de beijos. É beijo que não 
acaba mais!
Referências Bibliográficas
Atkins, Peter. Físico-Química. 6a. Edição. Vol. I. Rio de Janeiro: LTC, 1999.
Callister, Willian. Ciência e Engenharia dos Materiais: Uma Introdução. 4a. Edição. Rio de Janeiro: 
LTC, 2002.
Reis, Martha. Química Geral. São Paulo: FTD, 2007.
24
oficina
Russel, John Blair. Química Geral. 2a. Edição. Vol. I. II vols. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 
1994.
Smith, Willian. Princípios da Ciência e Engenharia dos Materiais. 3a. Edição. McGraw-Hill, 1996.
Respostas das Atividades
01 – Complete:
A unidade de massa atômica (u) é a massa equivalente a 1/12 da massa de um átomo de CARBONO, 
que possui 6 prótons e 6 nêutrons. A Massa Atômica (MA) de um isótopo é a MASSA de seu átomo 
medida em u. A Massa Atômica (MA) de um elemento químico é a MÉDIA PONDERADA das Massas 
Atômicas de seus ISÓTOPOS, levando-se em conta a OCORRÊNCIA / PORCENTAGEM destes na 
natureza. A Massa Molecular (MM) é a MASSA de um única MOLÉCULA, medida em u. O Número de 
Avogadro (NA) é, aproximadamente, 6 x 1023, que se refere a UM MOL de qualquer coisa. Entende-
se por Massa Molar (M), medida em g/mol, como sendo a massa de 6 x 1023 / UM MOL de átomos, 
moléculas, íons, etc. A Massa Molar (M), medida em g/mol é numericamente igual a MASSA ATÔMICA 
(MA), medida em u. 
02 – Complete a tabela seguindo o modelo proposto e consultando uma Tabela Periódica:
NOME DO 
ELEMENTO SÍMBOLO
MASSA ATÔMICA QUE 
CONSTA NA TABELA 
PERIÓDICA (u)
MASSA ATÔMICA 
ARREDONDADA (u)
Cálcio Ca 40,078 40
Potássio K 39,098 39
Hidrogênio H 1,00797 1
Oxigênio O 15,999 16
Carbono C 12,012 12
Nitrogênio N 14,007 14
Fósforo P 30,974 31
Ferro Fe 55,845 56
Manganês Mn 54,938 55
Alumínio Al 26,982 27
Neônio Ne 20,180 20
Zinco Zn 65,39 65
03 – Calcule as MASSAS MELECULARES das substâncias:
a) H2O MM=18u
b) C6H12O6 MM=180u
25
oficina
c) NaOH MM=40u
d) CaCO3 MM=100u
e) C12H22O11 MM=342u
04 – Calcule as MASSAS MOLARES das substâncias:
a) H4P2O7 MM=18g/mol
b) CO2 MM=178g/mol
c) Al2(SO4)3 MM=342g/mol
d) KMnO4 MM=158g/mol
e) CCl4 MM=154g/mol
05 – Considere uma bexiga contendo 4,4 g de gás carbônico (CO2):
a) Determine a quantidade de matéria em mol. Resp: 0,1mol
b) Quantas moléculas existem nessa quantidade de gás? Resp: 6 x 1022 moléculas
c) Quantos átomos de oxigênio existem nessa quantidade de gás? Resp: 1,2 x 1023 átomos
d) Quantos átomos existem nessa quantidade de gás? Resp: 1,8 x 1023 átomos
e) Quantos átomos de carbono existem nessa quantidade de gás? Resp: 6 x 1022 átomos
06 – Um copo d’água contém 360 mL. Sabendo que a densidade da água é 1 g/mL, determine:
a) A massa molecular da substância em questão. Resp:
MM=18u
b) A massa molar da substância em questão. Resp: M=18g/mol
c) Quantas moléculas de água existem nessa amostra? Resp: 1,2 x 1025 moléculas
d) Quantos átomos de hidrogênio existem nessa quantidade de água? Resp: 2,4 x 1025 átomos
e) Quantos átomos estão contidos nesse copo d’água? Resp: 3,6 x 1025 átomos
26
oficina
Aula 4 - Estudo das Soluções
Leitura Obrigatória
1. INTRODUÇÃO
Você sabia que o estudo das soluções está inserido dentro de um contexto que aborda as dispersões? 
Estas são classificadas de acordo com o diâmetro das partículas que formam a dispersão. São elas: 
soluções (diâmetro das partículas inferior a 10nm), coloides (diâmetro das partículas entre 10 e 
100nm) e suspensão (diâmetro das partículas superior a 100nm). Soluções são monofásicas enquanto 
que coloides e suspensões são multifásicas (misturas heterogêneas).
Exemplos de coloides: gelatina, água do rio, sangue, leite e derivados, neblina, emulsões, aerossóis. 
Exemplos de suspensões: água e areia, água e limalha de ferro. 
Exemplos de soluções: água e açúcar, água e sal, ouro 18 quilates. 
Soluções, então, são dispersões em que o disperso (componente em menor quantidade) corresponde 
ao soluto e o dispersante (componente em maior quantidade) corresponde ao solvente.
Existe uma notação para se fazer referênciasa estes componentes. O índice 1 (um) refere-se ao soluto, 
o índice 2 (dois) refere-se ao solvente e uma grandeza sem índice corresponde à solução. 
Massa de soluto m1
Massa de solvente m2
Massa da solução m
Número de mols de soluto n1
Número de mols de solvente n2
Número de mols da solução n
Volume de soluto V1
Volume de solvente V2
Volume da solução V
Primeiramente cumpre esclarecer que solução é sinônimo de mistura homogênea. As propriedades de 
uma mistura são uma combinação das propriedades individuais de seus componentes. Por exemplo: 
uma mistura de areia e sal (mistura heterogênea) exibe as propriedades de ambos. Em contraste, as 
propriedades de uma mistura homogênea, ou seja, de uma solução, podem não estar relacionadas 
simplesmente com aquelas de seus componentes individuais. Sendo assim, o ponto de ebulição de 
uma mistura de água e sal de cozinha é diferente dos pontos de ebulição da água e do sal de cozinha.
27
oficina
PE (H2O) < PE (H2O+NaCl) < PE (NaCl)
2. CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES
As soluções podem ser classificadas:
2.1. Quando à condução de corrente elétrica
a) solução eletrolítica: conduz corrente elétrica
b) solução não eletrolítica: não conduz corrente elétrica
2.2. Quanto ao estado de agregação
a) solução sólida: solvente é sólido
b) solução líquida: solvente é líquido
b) solução gasosa: solvente é gasoso
2.3. Quanto à razão soluto/solvente
a) solução insaturada: não atingiu a solubilidade
b) solução saturada: atingiu a solubilidade
c) solução saturada com corpo de fundo: sistema heterogêneo
d) solução supersaturada: sistema homogêneo e muito instável
OBS: também podem ser classificadas, levando em consideração a razão soluto/solvente, como solução 
diluída e solução concentrada.
2.4. Quanto à natureza das partículas dispersas
a) solução molecular: quando as partículas dispersas são moléculas
b) solução iônica: quando as partículas dispersas são íons
28
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3. SOLUBILIDADE (S)
É a quantidade máxima de soluto que pode ser adicionada a uma determinada quantidade de solvente 
a uma dada temperatura.
Exemplos:
X  CS = 30g/100g (25º.C) 
Y  S = 2g/100g H2O (5º.C) 
W  CS = 138g/100mL H2O (50º.C) 
Z  CS = 0,16g/L (10º.C) 
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
São formas de se exprimir uma determinada relação entre os componentes de uma solução. 
As razões podem ser estabelecidas de quatro formas diferentes:
a) soluto/solvente
b) solvente/soluto
c) soluto/solução
d) solvente/solução
As principais unidades de concentração são:
a) concentração comum (C);
b) título em massa (T);
c) molaridade (M). 
29
oficina
4.1. CONCENTRAÇÃO COMUM (C)
É a razão entre a massa de soluto (em gramas) e o volume da solução (em litros).
C =
m1(g)
V(L)
4.2. TÍTULO EM MASSA (T)
É a razão entre a massa de soluto e a massa da solução. Ambas as grandezas (massa de soluto e 
massa de solução) devem estar na mesma unidade. 
T =
m1
m
Título é uma grandeza adimensional compreendida entre zero e um, e que representa uma parte, ou 
seja, uma fração de um inteiro. O título pode ser visto como uma porcentagem. A soma dos títulos é 1 
(um), assim como a soma das porcentagens é 100% (cem por cento).
%m = T x 100%
A tabela a seguir ilustra melhor o que foi descrito.
TÍTULO PORCENTAGEM
0,25 25%
0,05 5%
0,005 0,5%
0,50 50%
4.3. MOLARIDADE (M)
É a razão entre a o número de mols de soluto e o volume da solução (em litros). 
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oficina
M =
n1 (mol)
V (L)
Atividades
1) Pesquise e responda por que a densidade não pode ser encarada como uma unidade de concentração. 
2) Calcule a concentração em g/L de uma solução que apresenta volume de 800mL e contenha 20g de 
soluto.
3) São dissolvidos 400g de cloreto de sódio em água suficiente para 2L de solução. Qual é a concentração 
em g/L dessa solução?
4) A concentração (g/L) de uma solução é de 20g/L. Determine o volume dessa solução, sabendo que 
ela contém 75g de soluto.
5) Determine a massa de NaOH dissolvido em água suficiente para 600cm3 de solução, cuja concentração 
comum é de 700g/L.
Links Interessantes
Leia Unidades de Concentração das Soluções. Disponível em: 
http://www.grupoescolar.com/pesquisa/unidades-de-concentracao-das-solucoes.html. Acesso em 11 
Fev. 2012. O texto aborda os conceitos de Concentração Comum (C) ou Concentração massa/volume.
Leia Conversões - Concentração (M/V). Disponível em: http://www.webcalc.com.br/frame.
asp?pag=http://www.webcalc.com.br/conversoes/concent_massa_vol.html. Acesso em 11 Fev. 2012. O 
site apresenta tabelas de conversões entre várias unidades de medidas.
Vídeos Interessantes
Assista ao vídeo Hielo instantâneo. Disponível em: http://www.youtube.com/watch?v=Q3uJ7ibypk4. 
Acesso em 11 Fev. 2012. O vídeo apresenta uma experiência em que é possível fazer gelo de forma 
instantânea.
31
oficina
Referências Bibliográficas
Atkins, Peter. Físico-Química. 6a. Edição. Vol. I. Rio de Janeiro: LTC, 1999.
Callister, Willian. Ciência e Engenharia dos Materiais: Uma Introdução. 4a. Edição. Rio de Janeiro: LTC, 
2002.
Reis, Martha. Química Geral. São Paulo: FTD, 2007.
Russel, John Blair. Química Geral. 2a. Edição. Vol. I. II vols. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 
1994.
Smith, Willian. Princípios da Ciência e Engenharia dos Materiais. 3a. Edição. McGraw-Hill, 1996.
Respostas das Atividades
1) Pesquise e responda por que a densidade não pode ser encarada como uma unidade de concentração. Resp: 
Porque relaciona massa da solução com volume da solução.
2) Calcule a concentração em g/L de uma solução que apresenta volume de 800mL e contenha 20g de soluto. Resp: 
25g/L.
3) São dissolvidos 400g de cloreto de sódio em água suficiente para 2L de solução. Qual é a concentração em g/L 
dessa solução? Resp: 200g/L
4) A concentração (g/L) de uma solução é de 20g/L. Determine o volume dessa solução, sabendo que ela contém 75g 
de soluto. Resp: 3,75L
5) Determine a massa de NaOH dissolvido em água suficiente para 600cm3 de solução, cuja concentração comum é 
de 700g/L. Resp: 420g.
Aula 5 - Tabela Periódica
Leitura Obrigatória
1. HISTÓRICO
Você já ouvir falar que desde os primórdios, os químicos são responsáveis pelo conceito de periodicidade 
química? E você tem ideia do que seja isso? Pois bem, periodicidade significa ocorrer regularmente ou 
ASSISTA A VIDEOAULA 5
32
oficina
intermitentemente, como por exemplo,
a maré alta do oceano, que ocorre duas vezes ao dia. O alemão 
Lothar Meyer e o russo Dimitri Mendeleev fizeram mais do que quaisquer outros, posicionando-a sobre 
um firme fundamento experimental. Trabalhando independentemente, eles descobriram a lei periódica 
e publicara a tabela periódica dos elementos. Meyer publicou primeiro em 1864 e em 1869 expandiu 
sua tabela para mais de 50 elementos. Ele demostrou a variação de propriedades periódicas, como o 
volume molar, o ponto de ebulição e a dureza, como uma função da massa atômica. No mesmo ano 
Mendeleev publicou os resultados de seu trabalho, incluindo sua própria tabela periódica. Nos anos 
seguintes, ele prosseguiu com seu estudo, e em 1871, publicou mais uma versão de tabela periódica. 
Com essa tabela ele previu a existência de elementos ainda não conhecidos na época e que ocupariam 
os espaços vazios da mesma. Deste modo, previu a existência dos elementos gálio e germânio e 
estimou sua propriedades com grande exatidão. Demonstrou-se assim, o valor da tabela periódica na 
organização do conhecimento químico.
Em suas tabelas periódicas, Meyer e Mendeleev listaram os elementos em ordem crescente de 
massa atômica, pois nessa época as massas atômicas eram conhecidas e os números atômicos não. 
Atualmente, a periodicidade é mais fácil visualizada se a listagem for feita em ordem crescente de 
número atômico. 
2. LEI PERIÓDICA
Se os elementos químicos são listados, sequencialmente, em ordem crescente de número 
atômico, é observada uma repetição periódica em suas propriedades.
3. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
3.1. Raio Atômico
3.2. Energia de Ionização
3.3. Eletronegatividade
3.4. Afinidade Eletrônica
3.5. Densidade
3.6. Ponto de Fusão
3.7. Ponto de Ebulição
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oficina
4. TABELA PERIÓDICA MODERNA
IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB VIIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 H GN
2 MR MR SM A A A A GN
3 MR MR MR SM A A A GN
4 MR MR MTE MTE MTE MTE MTE MTE MTE MTE MTE MTE MR SM A A A GN
5 MR MR MTE MTE MTE MTE MTE MTE MTE MTE MTE MTE MR MR SM A A GN
6 MR MR * MTE MTE MTE MTE MTE MTE MTE MTE MTE MR MR SM A A GN
7 MR MR ** MTE MTE MTE MTE MTE MTE
MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTE
* série dos lantanídeos
MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTI MTE
** série dos actinídeos
5. INFORMAÇÕES COMPLEMENTARES
a. Possui 7 linhas e 18 colunas;
b. Coluna = grupo = família;
c. Linha = período;
d. Para localizarmos um elemento na tabela periódica, precisamos informar a linha e a 
coluna que o elemento está;
e. Elementos representativos (colunas 1, 2, 3, 13, 14, 15, 16, 17e 18);
f. Elementos de transição (colunas 3, 4, 5, 6, 7, 8, 10, 11 e 12);
g. H: hidrogênio;
h. MR: metal representativo;
i. MTE: metal de transição externa;
j. MTI: metal de transição interna;
k. A: ametal;
l. SM: semimetal;
34
oficina
m. GN: gases nobres;
n. O elemento químico hidrogênio recebe uma classificação totalmente a parte dos demais 
elementos, por isso, embora a maioria das tabelas, por uma questão de estética, o 
posicionam na linha 1 e na coluna 1, na verdade ele não pertence a nenhuma coluna da 
tabela periódica. Sendo assim, o correto seria representá-lo fora da tabela periódica.
6. ESTUDO DAS PRINCIPAIS COLUNAS
6.1. COLUNA 01: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
a) coluna, grupo ou família IA;
b) metais alcalinos;
c) possuem 1 (um) elétron na última camada.
6.2. COLUNA 2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
a) coluna, grupo ou família IIA;
b) metais alcalinos terrosos;
c) possuem 2 (dois) elétrons na última camada.
6.3. COLUNA 13: B, Al, Ga, In, Tl
a) coluna, grupo ou família IIIA;
b) família do boro;
c) possuem 3 (três) elétrons na última camada.
6.4. COLUNA 14: C, Si, Ge, Sn, Pb
a) coluna, grupo ou família IVA;
b) família do carbono;
35
oficina
c) possuem 4 (quatro) elétrons na última camada.
6.5. COLUNA 15: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
a) coluna, grupo ou família VA;
b) família do nitrogênio;
c) possuem 5 (cinco) elétrons na última camada.
6.6 COLUNA 16: O, S, Se, Te, Po
a) coluna, grupo ou família VIA;
b) calcogênios;
c) possuem 6 (seis) elétrons na última camada.
6.7. COLUNA 17: F, Cl, Br, I, At
a) coluna, grupo ou família VIIA;
b) halogênios;
c) possuem 7 (sete) elétrons na última camada.
6.8. COLUNA 18: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
a) coluna, grupo ou família VIIIA;
b) gases nobres;
c) possuem 8 elétrons na última camada (exceção: He).
Atividades
01 – O número de elementos encontrados, respectivamente, nos 1º, 3º, 4º e 5º períodos são:
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(A) 2-8-16-32
(B) 2-8-16-16
(C) 2-16-16-32
(D) 8-18-18-32
(E) 2-8-18-18
02 – Indicar a alternativa que contém somente elementos químicos pertencentes à classe dos 
semi-metais:
(A) B, C, N, O
(B) O, S, Sn, Te
(C) N, P, As, Sb
(D) B, Ge, Sb, Te
(E) Be, C, P, Se
03 – Assinale a sequência constituída somente por ametais:
(A) C, Si, V, As, Sb
(B) F, N, P, S, I
(C) I, S, B, Br, Ra
(D) Cl, As, Br, C, Kr
(E) Cs, B, Se, H, O
Links Interessantes
Veja Tabela Periódica.org . Disponível em: http://www.tabelaperiodica.org/.Acesso em 11 Fe. 2012. O 
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site traz para você a tabela periódica para suas pesquisas e estudos bem como conceitos e explicações 
spbre seus componentes.
Veja Tabela Periódica Online. Disponível em: http://www.tabela.oxigenio.com/. Acesso em 11 Fev. 
2012. O site apresenta a tabela periódica de forma interativa, ou seja, ao clicar nome do elemento, 
receba as informações sobre ele. 
Veja Tabela Periódica. Disponível em http://www.cdcc.usp.br/quimica/tabela_apres.html. Acesso em 11 
Fev. 2012. O site apresenta além da tabela periódica informações históricas sobre seu surgimento.
Vídeos Interessantes
Assista ao vídeo A música da Tabela Periódica . Disponível em: http://www.youtube.com/
watch?v=2Kzjh97UuPA. Acesso em 11 Fev. 2012. O vídeo apresenta de forma dinâmica e didática a 
música da tabela periódica.
Assista ao vídeo Tabela Periódica. Disponível em: http://www.youtube.com/watch?v=fi8XWdTGo5w&f
eature=fvsr. Acesso em 11 Fev. 2012. De De forma divertida, o vídeo possibilita um maior entendimento 
dos elementos químicos,demonstrando suas reais funções.
Curiosidades
Inigualável contribuição para as Ciências Naturais foi à organização proposta por Mendeleev, todavia, 
na Rússia, ele é mais conhecido por ter descoberto a formulação ideal da vodka. Pois é, na Rússia, para 
muitos, Mendeleev é somente “o cara” da vodka. 
Referências Bibliográficas
Atkins, Peter. Físico-Química. 6a. Edição. Vol. I. Rio de Janeiro: LTC, 1999.
Callister, Willian. Ciência e Engenharia dos Materiais: Uma Introdução. 4a. Edição. Rio de Janeiro: LTC, 
2002.
Reis, Martha. Química Geral. São Paulo: FTD, 2007.
Russel, John Blair. Química Geral. 2a. Edição. Vol. I. II vols. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 
1994.
Smith, Willian. Princípios da Ciência e Engenharia dos Materiais. 3a. Edição. McGraw-Hill, 1996.
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Respostas das Atividades
01 – E
02 – D
03 – B
Aula 6 - Ligações Químicas
Leitura Obrigatória
1. INTRODUÇÃO
Para você entender melhor as ligações químicas é preciso antes dominar o conceito de eletronegatividade, 
que não é outra coisa senão, a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons em uma ligação 
química. Os elementos mais eletronegativos são: F, O, N, Cl, Br, I, S, C, P, H. Quando o assunto é 
eletronegatividade, os gases nobres costumam ficar de fora, pois são elementos extremamente inertes 
e que não se ligam com ninguém, nem entre eles há qualquer tipo de ligação química. 
Um bom raciocínio lógico ajuda você a compreender muitas coisas. 
1.1. A grande maioria dos átomos encontram-se isolados ou ligados a outros
átomos?
Resp: Ligados a outros átomos.
1.2. Quem na natureza encontra-se isolado, vale dizer, quem não se liga com ninguém?
Resp: Os gases nobres.
1.3. O que os átomos que não se ligam com ninguém possuem em comum?
Resp: Via de regra, oito elétrons na camada de valência.
Analisando-se, então, os gases nobres, verificamos que eles são estáveis, ou seja, não se ligam 
com ninguém, e, possuem, via de regra, oito elétrons na camada de valência. Dessa constatação foi 
formulada a regra do octeto, que diz o seguinte: uma espécie atinge estabilidade ao possuir oito elétrons 
na camada de valência ou dois elétrons quando a camada de valência for a primeira e camada. 
A regra do octeto serve bem para explicar substâncias compostas de elementos de transição; não 
explica, porém, muitos compostos constituídos de elementos de transição e mesmo alguns compostos 
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constituídos unicamente de elementos representativos, como por exemplo, o BF3 (fluoreto de boro), 
cujo composto apresenta o elemento boro se estabilizando com tão somente seis elétrons na camada 
de valência.
De qualquer forma, precisamos de um marco zero para inaugurar o estudo das ligações químicas e, 
neste caso, a teoria do octeto será o nosso ponto de partida. 
2. LIGAÇÃO IÔNICA
Num primeiro momento e de uma forma bastante simplificada, afirmar-se que a ligação iônica é a que 
ocorre entre um metal e um ametal, porém, trata-se de um conceito um tanto quanto pobre diante do 
que realmente ocorre em uma ligação iônica (eletrovalente ou heteropolar). Veja o caso do cloreto 
de sódio (NaCl). Sódio é um metal localizado na família IA da tabela periódica, logo, constituído de 
um único elétron de valência. Cloro é um ametal localizado na família VIIA da tabela periódica, logo, 
constituído de sete elétrons de valência. Entende-se, então, que o íon mais provável do sódio é o Na+, 
ou seja, quando ele perde o seu elétron da última camada e passa a partir de então a ser constituído 
de oito elétrons na camada de valência. Em contrapartida, o íon mais provável do cloro é o Cl-, isto é, 
quando ele recebe um elétron que integra a sua camada de valência passando a ser constituída de oito 
elétrons. 
Na K=2 L=8 M=1
Na+ K=2 L=8
Cl K=2 L=8 M=7
Cl- K=2 L=8 M=8
O sódio ao transferir seu elétron para o sódio transforma-se em um cátion monovalente ao passo que o cloro ao receber 
o elétron do sódio transforma-se em um ânion monovalente. Surge, então, uma força eletrostática entre esses íons. Tal 
força é chamada de ligação iônica.
Ligação iônica, portanto, é a ligação que ocorre entre duas espécies com grande diferença de eletronegatividade, 
sendo caracterizada pela transferência de elétrons do elemento mais eletropositivo (metal) para o elemento mais 
eletronegativo (ametal). 
3. FORMULAÇÃO DE COMPOSTOS IÔNICOS
CÁTON ÂNION COMPOSTO IÔNICO
Na+ Cl- NaCl
Mg2+ S2- MgS
Al3+ NO3
- Al(NO3)3
Fe3+ SO4
2- Fe2(SO4)3
Pb4+ ClO3
- Pb(ClO3)4
NH4
+ PO4
3- (NH4)3PO4
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4. LIGAÇÃO COVALENTE
A ligação covalente é a que ocorre, via de regra, entre ametais, ou, entre ametais e o hidrogênio, 
porém, o que realmente caracteriza a ligação covalente é o compartilhamento de elétrons entre os 
participantes da ligação. Existem alguns casos em que temos ligação covalente formada por metal e 
ametal, todavia, esta particularidade será discutida em uma próxima ocasião. A ligação covalente que 
ocorre entre elementos com a mesma eletronegatividade (elementos iguais) é chamada de ligação 
covalente apolar. A ligação que ocorre entre elementos diferentes é chamada de ligação covalente 
apolar. Cumpre esclarecer que a ligação covalente também pode ser chamada de ligação molecular ou 
ligação homopolar, logo, a única ligação capaz de formar moléculas é a ligação covalente. Molécula, 
portanto, é um conjunto discreto de átomos ligados por ligação covalente. 
ALGUNS COMPOSTOS COVALENTES
FÓRMULA NOME
H2O Água
CO2 Gás carbônico
NH3 Amônia
CH4 Metano
H2SO4 Ácido sulfúrico
O estudo da ligação covalente é muito útil e pré-requisito fundamental para o estudo da química orgânica, 
cujos compostos são constituídos, em sua grande maioria, de ligações covalentes.
Figura 01: anel aromático
Fonte: ISIS DRAW 2.4
Figura 02: ácido 2,3-dimetil-butanoico
OH
O
Fonte: ISIS DRAW 2.4
5. LIGAÇÃO METÁLICA
É a ligação que ocorre entre metais, sendo caracterizada pela livre movimentação dos elétrons de valência. Tais elétrons 
adquirem um movimento aleatório e desorganizado e constitui uma nuvem eletrônica que circunda os átomos dos 
elementos metálicos. Trata-se de um compartilhamento generalizado de elétrons onde todos os átomos compartilham 
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ao mesmo tempo todos os elétrons de valência. 
6. QUADRO SINÓPTICO
LIGAÇÃO IÔNICA LIGAÇÃO COVALENTE LIGAÇÃO METÁLICA
metal + ametal ametal + ametal metal + metal
transferência de elétrons
compartilhamento de 
elétrons entre espécies 
eletronegativas
compartilhamento de elétrons 
entre espécies eletropositivas
grande diferença de 
eletronegatividade
baixa diferença de 
eletronegatividade
baixa diferença de 
eletronegatividade
cargas reais (íons) cargas aparentes (polos) nuvem eletrônica
Atividades
Analise a tabela abaixo:
Na+ Mg2+ Al3+ Pb4+
NO3
-
SO4
2-
PO4
3-
P2O7
4-
Agora construa os 16 (dezesseis) compostos iônicos combinando cada cátion com cada ânion e 
completando a tabela.
Links Interessantes
Leia o texto Ligações Químicas. Disponível em:
<http://educacao.uol.com.br/quimica/ligacoes-quimicas-metais-nao-metais-ligacoes-ionicas-e-ligacoes-
covalentes.jhtm>. Acesso em 11 Fev. 2012. O texto traz informações sobre a força do átomo e os tipos 
de ligação química.
Leia o texto Ligação Química. Disponível em: <http://www.coladaweb.com/quimica/quimica-geral/
ligacao-quimica>. Acesso em 11 Fev. 2012. O texto aborda a Ligação eletrovalente ou iônica.
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Vídeos Interessantes
Assista ao vídeo: Ligações Químicas. Disponível em: <http://www.youtube.com/
watch?v=vKZN9v2RpuQ>. Acesso em 11 Fev. 2012. O vídeo por meio de uma música explique tudo 
bore as ligações químicas.
Curiosidades
Os gases nobres já não são tão nobres assim. Os cientistas já conseguiram fazer com que a maioria 
deles já se ligasse a algum outro elemento, todavia, continuam absolutamente nobres os elementos 
hélio e neônio. São tão pequenos e possuem altíssima energia de ionização que nenhum cientista 
conseguiu sua ligação com qualquer outro elemento. Fica aqui o desafio para você que pretende se 
aventurar pelas Ciências Naturais. Fazer com que o hélio e o neônio se liguem a algum outro elemento 
é com toda certeza uma experiência passível de Prêmio Nobel. 
Referências Bibliográficas
Atkins, Peter. Físico-Química. 6a. Edição. Vol. I. Rio de Janeiro: LTC, 1999.
Callister, Willian. Ciência e Engenharia dos Materiais: Uma Introdução. 4a. Edição. Rio de Janeiro: LTC, 2002.
Reis, Martha. Química Geral. São Paulo: FTD, 2007.
Russel, John Blair. Química Geral. 2a. Edição. Vol. I. II vols. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 1994.
Smith, Willian. Princípios da Ciência e Engenharia dos Materiais. 3a. Edição. McGraw-Hill, 1996.
Respostas das Atividades
Na+ Mg2+ Al3+ Pb4+
NO3
- NaNO3 Mg(NO3)2 Al(NO3)3 Pb(NO3)4
SO4
2- Na2SO4 MgSO4 Al2(SO4)3 Pb(SO4)2
PO4
3- Na3PO4 Mg3(PO4)2 AlPO4 Pb3(PO4)4
P2O7
4- Na4P2O7 Mg2P2O7 Al4(P2O7)3 PbP2O7