quimica biologica

Prévia do material em texto

Disciplina: Princípios de Química Biológica
Apresentação
Sendo a química um elemento fundamental na medicina moderna, é imprescindível que estudantes de nível superior com
formação em áreas da saúde dominem seu conteúdo.
Para a Ciência, a interdisciplinaridade geralmente é responsável por avanços signi�cativos no conhecimento e no progresso
tecnológico.
A Química Biológica tenta reunir contribuições de biólogos, biomédicos e farmacêuticos interessados em entender questões
biológicas a nível molecular, e dos químicos que aplicam seus princípios e ferramentas a �m de solucionar os problemas
biológicos.
A disciplina de Química Biológica tem papel importante para os alunos dos cursos de Farmácia e Biomedicina, pois introduz
o conhecimento dos princípios fundamentais da química, além de proporcionar uma visão ampla de seus conceitos -
enfatizando sua relevância e abrangência nos fenômenos cotidianos - dos processos bioquímicos e �siológicos, e da análise
e transformação da matéria.
Tais conceitos constituem o arcabouço para a compreensão de diversos assuntos abordados em disciplinas com o viés da
Química ao longo de cada um desses cursos.
Objetivos
Esclarecer os conhecimentos básicos da química geral;
Identi�car as propriedades e as relações das
substâncias químicas com os processos biológicos,
principalmente aqueles relacionados aos cursos de
Farmácia e Biomedicina;
Esquematizar os sistemas vivos com base nos
princípios gerais da Química.
Conteudista
Luciana Barreiros de Lima
 Currículo Lattes
Validadora: Dayse dos Santos Bastos da Costa
Resumos
Aula 1: Medidas e sistemas de unidades
Nesta aula, conheceremos a necessidade de unidades-padrão de medidas e o Sistema Internacional de Unidades (SI). Além disso,
trataremos dos conceitos de volume, comprimento, massa, densidade e temperatura de um corpo, assim como suas
equivalências e medidas. Abordaremos, também, as unidades básicas e derivadas dessas propriedades. A proposta é resolver
problemas relacionados com os sistemas de medição e utilizar as unidades de medidas adequadas.
Aula 2: Átomos e elementos
http://lattes.cnpq.br/3918490737051924
Disciplina: Princípios de Química Biológica
Aula 1: Medidas e sistemas de unidades
Apresentação
A Química é uma ciência quantitativa. Entre outras coisas, os que estudam Química medem tamanho, massa, volume, tempo
e temperatura. Essas informações são examinadas para encontrar relações entre as propriedades e para oferecer uma visão
baseada na estrutura da matéria.
Esta aula explora as unidades usadas na Química, descreve brevemente o tratamento adequado de dados numéricos e
analisa algumas características da Matemática que você precisará para fazer cálculos de Química.
Objetivos
Apontar as diferenças entre os conceitos de dimensões e unidades;
Enumerar as unidades básicas e derivadas;
Registrar as conversões de unidades.
Dimensões e unidades
As medidas envolvem números, mas eles diferem dos números usados na Matemática de duas maneiras importantes.
1º - Medidas sempre envolvem uma comparação.
Quando dizemos que uma pessoa tem dois metros de altura, estamos na verdade dizendo que essa pessoa é duas vezes maior
do que um objeto de referência que tenha um metro de altura, sendo o metro um exemplo de unidade de medida.
Tanto o número como a unidade são partes essenciais da medida, pois a unidade dá ao valor numérico um sentido de tamanho.
 Criança medindo sua altura | Fonte: Shutterstock Por Yuganov Konstantin
Atenção
Se alguém disser que a distância entre dois pontos é 25, você naturalmente perguntará: “25 o quê?” A distância pode ser 25
centímetros, 25 metros, 25 quilômetros ou 25 de qualquer outra unidade que seja usada para expressar distância. Um número
sem uma unidade é realmente algo sem sentido.
2º - Medidas sempre envolvem incerteza.
Elas não são exatas. O ato da medição envolve algum tipo de estimativa, e tanto o observador como os instrumentos usados para
fazer a medida têm limitações físicas inerentes. Em consequência, medidas sempre incluem alguma imprecisão que pode ser
minimizada, mas nunca completamente eliminada.
Dimensões – São os conceitos básicos de medida, tais como:
1
Comprimento
2
Tempo
3
Massa
4
Temperatura
Unidades – São os meios de expressar as dimensões, entre outros:
1
Metro (m) ou pé (ft) para comprimento;
2
Horas (h) ou segundos (s) para tempo.
Nas ciências, empregam-se unidades baseadas no sistema métrico decimal. A vantagem de se trabalhar com unidades métricas
é que a conversão em medidas maiores ou menores pode ser feita simplesmente movendo-se uma vírgula decimal, porque os
múltiplos e submúltiplos das unidades estão relacionados por potências de 10.
Como diferentes pesquisadores e países se utilizavam de unidades de medida
diferentes, havia um grande problema em todas as pesquisas/comunicações
internacionais. Elaborar um sistema de unidades-padrão foi essencial para que as
medidas fossem feitas com consistência.
O Sistema Internacional de Unidades
O sistema métrico original foi simpli�cado e hoje é denominado Sistema Internacional de Unidades, abreviado como SI a partir
do nome em francês, Le Système International d’Unités.
O SI é hoje o sistema de unidades dominante na Ciência e na Engenharia, embora algumas unidades métricas mais antigas ainda
sejam usadas.
O SI é fundamentado em um conjunto de unidades básicas associadas a sete grandezas fundamentais mensuráveis:
Clique nos botões para ver as informações.
Um metro corresponde ao espaço linear percorrido pela luz no vácuo durante um intervalo de 1/299.792.458 de segundo. O
metro (m) é ligeiramente maior que uma jarda (1 jarda tem 36 polegadas, enquanto 1 metro tem 39,37 polegadas).
Unidade de comprimento 
O quilograma (kg), de�nido como a massa de um cilindro de metal guardado no Bureau Internacional de Pesos e Medidas,
em Sèvres, França, é uma medida de massa, uma grandeza diferente de peso. A massa de um objeto é uma medida da
quantidade de matéria nele contida, enquanto o peso de um objeto é uma medida da atração gravitacional sobre sua
matéria.
Unidade de massa 
O Bureau Internacional de Pesos e Medidas originalmente de�niu o segundo em termos do dia e do ano, mas um segundo
agora é de�nido mais precisamente como a duração de 9.192.631.770 períodos da radiação correspondente à transição
entre os dois níveis hiper�nos do estado fundamental do átomo de césio -133.
Unidade de tempo 
O ampère é a intensidade de uma corrente constante que, mantida entre dois condutores paralelos, retilíneos, de
comprimento in�nito, de seção circular desprezível e colocados à distância de um metro um do outro, no vácuo, produziria
entre esses condutores uma força igual a 2.10 N/m.
Unidade de intensidade de corrente elétrica 
-7
A candela é a intensidade luminosa de uma fonte que emite uma radiação monocromática de frequência 540x10 Hz, cuja
intensidade energética numa dada direção é 1/683 watt por esferorradiano.
Unidade de intensidade luminosa 
-12
O Kelvin (K) é a unidade para temperatura utilizada no SI.
A temperatura de uma amostra de matéria é uma medida da energia cinética média — a energia devida ao movimento — dos
átomos ou das moléculas que constituem a amostra. As moléculas em um copo de água quente estão, em média, se
movendo mais rápido que as moléculas em um copo de água fria. A temperatura é uma medida desse movimento de
moléculas.
A escala Kelvin (às vezes também chamada de escala absoluta) evita temperaturas negativas atribuindo 0ºK à temperatura
mais baixa possível, o zero absoluto. Zero absoluto (–273ºC ou –459ºF) é a temperatura na qual o movimento molecular
praticamente cessa. Temperaturas mais baixas não existem. A amplitude da escala Kelvin é idêntica à da escala Celsius,
diferenciando-se apenas na temperatura que cada escala atribui como zero.
Você pode converter entre as escalas de temperatura com as seguintes fórmulas:
Unidade de temperatura termodinâmica 
 Disponível em: Slide Player
<https://slideplayer.com.br/slide/46613/1/images/8/temperatura+na+qual+a+%C3%A1gua+entra+em+ebuli%C3%A7%C3%A3o%2C+sob+press%C3%A3o+normal..jpg> . Acesso em: 7 fev. 2019.
https://slideplayer.com.br/slide/46613/1/images/8/temperatura+na+qual+a+%C3%A1gua+entra+em+ebuli%C3%A7%C3%A3o%2C+sob+press%C3%A3o+normal..jpg
O mol é a quantidade de matéria de um sistema contendo tantas partículas elementares quantos os átomos que existem em
0,012 quilograma de carbono 12. Quando se utiliza o mol, devemos especi�car as entidades elementares, as quais podem
ser:
Átomos;
Moléculas;
Íons;
Elétrons;
Outras partículas ou agrupamentos.
Unidade de quantidade de matéria 
A tabela unidades básicas apresenta as dimensões, as unidades que a representam e os símbolos:
Unidades básicas
Dimensão Unidade Símbolo
Comprimento metro (SI) 
centímetro ( CGS ) 
pé (Sist. inglês)
m 
cm 
ft
Massa quilograma (SI) 
grama (CGS) 
libra (Sist. inglês)
kg 
g 
lb
Mols grama-mol (SI) 
libra-mol (Sist. Inglês)
mol ou g-mol 
lb-mol
Tempo segundo (SI) s
Temperatura Kelvin (SI) 
Celsius 
Rankine (Sist. Inglês) 
Fahrenheit
K 
°C 
°R 
°F
Corrente elétrica Ampère A
Intensidade de luz candela cd
1
Multiplicadores Decimais
http://estacio.webaula.com.br/cursos/go0073/aula1.html
Às vezes as unidades básicas ou são muito grandes ou são muito pequenas para serem usadas convenientemente. Por exemplo,
o metro não é conveniente para expressar o tamanho de objetos muito pequenos, tais como bactérias. O SI resolve esse problema
permitindo a construção de unidades maiores ou menores pela aplicação de multiplicadores decimais às unidades básicas.
Quando o nome de uma unidade é precedido por um desses pre�xos, o tamanho da unidade é modi�cado pelo multiplicador
decimal correspondente. Por exemplo, o pre�xo quilo indica um fator de multiplicação de 10 , ou 1000. Logo, um quilômetro é
uma unidade de comprimento igual a 1000 metros.
3
Exemplo
O símbolo de quilômetro (km) é formado pela junção do símbolo que signi�ca quilo (k) com o símbolo de metro (m). Assim, 1km =
1000m (ou 1km = 10 m). Da mesma forma, um decímetro (dm) é 1/10 de um metro, de modo que 1dm = 0,1m (1dm = 10 m).
De modo semelhante, o milímetro tem o pre�xo mili que signi�ca 0,001 ou 10 . 1 milímetro = 0.001 metro = 10 metros
3 –1
–3 −3
Unidades Múltiplas
Nas medidas cientí�cas, todas as grandezas
físicas têm unidades que são uma combinação
das sete básicas do SI. Por exemplo, não há no SI
uma unidade básica para área, mas sabemos
que, para calcular uma área, basta
multiplicarmos o comprimento pela largura.

Portanto, a unidade para área é obtida ao
multiplicarmos a unidade para comprimento pela
unidade para largura. O comprimento e a largura
são medidas que têm como unidade básica no SI
o metro (m).
Veja a seguir a tabela que apresenta as Unidades Múltiplas:
Unidades Múltiplas
tera (T) 10 centi (c) 10
giga (G) 10 mili (m) 10
mega (M) 10 micro (μ) 10
quilo (k) 10 nano (n) 10
12 -2
9 -3
6 -6
3 -9
Unidades derivadas do SI
Uma unidade derivada é uma combinação de outras unidades. Por exemplo, a unidade do SI para velocidade é metros por
segundo (m/s), uma unidade derivada. Observe que essa unidade é formada a partir de outras duas unidades do SI — metros e
segundos — reunidas.
Comentário
Você provavelmente está mais familiarizado com velocidade quilômetros/hora, que é um exemplo de unidade derivada. Outras
duas unidades derivadas comuns são as de volume (a unidade básica do SI é m ) e massa especí�ca (a unidade básica do SI é
kg/m ).
3
3
UNIDADES DERIVADAS
GRANDEZA NOME SÍMBOLO
Superfície Metro quadrado m
Volume Metro cúbico m
Velocidade Metro por segundo m/s
Aceleração Metro por segundo ao quadrado m/s
Número de ondas Metro à potência menos um m
Massa específica Quilograma por metro cúbico Kg/m
Velocidade angular Radiano por segundo rad/s
Aceleração angular Radiano por segundo ao quadrado rad/s
2
3
2
-1
3
2
Volume é uma medida de espaço. Qualquer unidade de comprimento, quando
elevada ao cubo (elevada à terceira potência), torna-se uma unidade de
volume. O metro cúbico (m ), o centímetro cúbico (cm ) e o milímetro cúbico
(mm ) são unidades de volume.

Densidade (d) de uma substância é a razão entre a sua massa (m) e o seu
volume (V): d = m / V
3 3
3
Atenção
O m da equação de massa especí�ca está em itálico, indicando que ele quer dizer massa ao invés de metros. Em geral, os
símbolos das unidades como metros (m), segundos (s) ou kelvins (K) aparecem em tipo normal, enquanto os de variáveis como
massa (m), volume (V) e tempo (t) aparecem em itálico.
Conversões de unidade de medida
Grandezas físicas podem ser comparadas apenas quando expressas com a mesma unidade. Caso contrário, uma conversão de
unidades é necessária.
Conversão de comprimento:
 Disponível em: Campus do Sertão
<//www.campusdosertao.ufal.br/pet/petengenharias/preenem/files/aulas/Aula_Grandezas_Unidades_Medida_Escala.pdf>
. Acesso em: 7 fev. 2019.
Exemplo
Converta as unidades:
a) 10Km em dam.
Resposta:
10Km X 100dam / 1Km = 1000dam
b) 25mm em dm.
Resposta:
25mm X 1dm / 100mm = 
0,25dm = 2,5.10 dm-1
Conversão de área:
 Disponível em: Campus do Sertão
<//www.campusdosertao.ufal.br/pet/petengenharias/preenem/files/aulas/Aula_Grandezas_Unidades_Medida_Escala.pdf>
. Acesso em: 7 fev. 2019.
Exemplo
Calcule a área do terreno abaixo:
Solução: como as medidas estão expressas
em unidade diferentes, para calcularmos a
área do terreno devemos realizar a mudança.
3300cm x 1m/100cm = 33m
Área do terreno = 33m x 40m = 1320m2
Conversão de volume:
Exemplo
U i i t i 3L d l ã d
http://www.campusdosertao.ufal.br/pet/petengenharias/preenem/files/aulas/Aula_Grandezas_Unidades_Medida_Escala.pdf
http://www.campusdosertao.ufal.br/pet/petengenharias/preenem/files/aulas/Aula_Grandezas_Unidades_Medida_Escala.pdf
 Disponível em: Campus do Sertão
<//www.campusdosertao.ufal.br/pet/petengenharias/preenem/files/aulas/Aula_Grandezas_Unidades_Medida_Escala.pdf>
. Acesso em: 7 fev. 2019.
Um recipiente possui 3L de solução de
glucose. Após um certo tempo fervendo,
notou-se a redução de 400cm em seu
volume.
Quantos metros cúbicos �caram no
recipiente?
Antes de calcular a variação nos volumes,
devemos igualar as unidades:
3L x 1m / 10 L = 3. 10 m
400cm x 1m / 10 cm = 
400.10 m = 0,4 .10 m
(3 – 0,4) . 10 = 2,6.10 m
3
3 3 -3 3
3 3 6 3
-6 3 -3 3
-3 -3 3
Conversão do tempo:
 Disponível em: Campus do Sertão
<//www.campusdosertao.ufal.br/pet/petengenharias/preenem/files/aulas/Aula_Grandezas_Unidades_Medida_Escala.pdf>
. Acesso em: 7 fev. 2019.
Exemplo
Converter:
a) 22.200 segundos em minutos:
22.200s x 1min / 60s = 370min
b) 1 dia em segundos:
1 dia = 24 horas
1 hora ------ 60 minutos
24 horas --- x minutos
x = 24 x 60 = 1440 minutos
1 minuto -------- 60s
1440 minutos – y
y = 1440 x 60 = 86400s
Conversão de Massa:
 Disponível em: Campus do Sertão
<//www.campusdosertao.ufal.br/pet/petengenharias/preenem/files/aulas/Aula_Grandezas_Unidades_Medida_Escala.pdf>
. Acesso em: 7 fev. 2019.
http://www.campusdosertao.ufal.br/pet/petengenharias/preenem/files/aulas/Aula_Grandezas_Unidades_Medida_Escala.pdf
http://www.campusdosertao.ufal.br/pet/petengenharias/preenem/files/aulas/Aula_Grandezas_Unidades_Medida_Escala.pdf
http://www.campusdosertao.ufal.br/pet/petengenharias/preenem/files/aulas/Aula_Grandezas_Unidades_Medida_Escala.pdf
Disciplina: Princípios de Química Biológica
Aula 2: Átomos e elementos
Apresentação
Toda matéria é formada por partículas muito pequenas, que são denominadas átomos.
De uma maneira geral, é comum questionarmos como a Química consegue explicar os átomos sem que eles nunca tenham
sido observados. Os microscópios eletrônicos oferecem algumas informações sobre as moléculas, mas ainda bem pouco
quando tratamos da estrutura atômica.
O átomo era de�nido como uma unidade indivisível até �nais do século XIX, devido ao primitivo modelo atômico sugerido.
Modelo esse que provava a existência de partículas subatômicas. Com o desenvolvimento da Ciência e o passar dos anos,
novas pesquisas foram realizadas e novos modelos atômicos surgiram.Objetivos
Descrever os modelos atômicos de Dalton, J. J. Thomson, E. Rutherford, Bohr e o modelo do átomo da Mecânica
Quântica;
Explicar em detalhes a constituição moderna da matéria;
Escrever a con�guração eletrônica dos elementos.
Modelos atômicos
 Átomo | Fonte: Sergey Nivens / Shutterstock.
A estrutura da matéria é estudada desde o século V a.C., quando surgiu a primeira ideia sobre sua constituição. Os �lósofos
Leucipo e Demócrito a�rmavam que a matéria não poderia ser dividida in�nitamente, chegando a uma unidade indivisível
denominada átomo.
A palavra “átomo” deriva do grego e signi�ca indivisível (a = negação + tomo = parte).
O átomo é a menor partícula de um elemento e que retém suas propriedades químicas. A interação entre átomos é responsável
pelas propriedades da matéria.
 John Dalton | Fonte: Wikipedia <https://pt.wikipedia.org/wiki/John_Dalton> .
Modelo atômico de Dalton
Em 1808, o químico inglês John Dalton (1766-1844)
apresentou um modelo de matéria que é a base da moderna
teoria atômica cientí�ca.
A principal diferença entre a teoria de Dalton e a de Demócrito
é que Dalton baseou sua teoria em evidências, e não numa
crença.
 Modelo atômico de Dalton. | Fonte: Nasky /
Shutterstock.
Sua teoria:
1 Toda matéria é formada de partículas muito pequenas e indivisíveis, que Daltonchamou de átomos.
2 Em reações químicas comuns, nenhum átomo desaparece ou se transforma em umátomo de outro elemento.
3
Compostos são formados pela combinação química de dois ou mais tipos de
átomos. Em um dado composto, as quantidades de átomos de cada tipo de elemento
são constantes e quase sempre expressas como números inteiros.
4 Molécula é uma combinação de dois ou mais átomos que agem como uma unidade.
https://pt.wikipedia.org/wiki/John_Dalton
Modelo atômico de J. J. Thomson
A primeira evidência experimental da estrutura interna dos
átomos foi obtida em 1897. O físico britânico J. J. Thomson
sugeriu um modelo atômico que �cou conhecido como “o
modelo do pudim de passas”, que retratava o átomo como
uma esfera de material gelatinoso com carga positiva sobre a
qual os elétrons estariam suspensos como passas em um
pudim. Esse modelo, entretanto, foi descartado em 1908 por
outra observação experimental.
 Modelo atômico de Thomson | Fonte: yaruna, magnetix / Shutterstock.
 J. J. Thomson | Fonte: Wikimedia Commons
<https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/b/b2/PSM_V73_D482_Joseph_John_Thomson.png>
.
Modelo atômico de Rutherford
 Ernest Rutherford | Fonte: Wikipedia
<https://en.wikipedia.org/wiki/Ernest_Rutherford#/media/File:Ernest_Rutherford_LOC.jpg> .
Ernest Rutherford sabia que alguns elementos, incluindo o
radônio, emitem partículas de carga positiva, as que chamou
de partículas α (partículas alfa). Ele e seus estudantes �zeram
passar um feixe de partículas através de uma folha de platina
muito �na, cuja espessura era de apenas uns poucos átomos.
Embora quase todas as partículas α passassem e sofressem
eventualmente um desvio muito pequeno, cerca de 1 em cada
20.000 sofria um desvio superior a 90°, e algumas poucas
partículas voltavam na direção da trajetória original.
 Experimento de Rutherford | Fonte: Adaptado de Secretaria da Educação do Paraná.
 Explicação do experimento de Rutherford e modelo de átomo | Fonte: Adaptado de
Manual de Química UOL.
Os resultados do experimento sugeriam um modelo nuclear do
átomo, no qual um centro muito pequeno e denso de carga
positiva, o núcleo, era envolvido por um volume muito grande
de espaço praticamente vazio que continha os elétrons.
Rutherford imaginou que quando uma partícula α com carga
positiva atingia diretamente um dos núcleos muito pequenos,
porém pesados, de platina, a partícula sofria um desvio muito
grande, como uma bola de tênis se chocando com uma bala
de canhão parada.
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/b/b2/PSM_V73_D482_Joseph_John_Thomson.png
https://en.wikipedia.org/wiki/Ernest_Rutherford#/media/File:Ernest_Rutherford_LOC.jpg
Modelo atômico de Bohr
A ideia de átomo de Thomson e Rutherford foi, posteriormente,
aprimorada pelo físico Niels Bohr (e, novamente, por
Rutherford). Essa é a razão pela qual o átomo chamado de
modelo planetário é também conhecido como modelo atômico
de Rutherford-Bohr. Foi Bohr quem incluiu, no modelo atômico
da teoria quântica, a explicação de como os distintos níveis de
energia (existentes na eletrosfera) impediam os elétrons de
cair no núcleo, o que inevitavelmente ocorreria se o átomo se
comportasse como um sistema solar, como Rutherford propôs
de início.
Com a ideia do átomo maciço e indivisível eliminada, coube ao
próprio Rutherford sugerir que o núcleo atômico não se
enquadrava nesta de�nição. De forma antes não imaginada, o
núcleo seria formado por partículas ainda menores. As que
tinham carga positiva receberam o nome de próton.
 Niels Bohr | Fonte: Wikipedia
<https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/6/6d/Niels_Bohr.jpg> .
 Modelo atômico de Rutherford-Bohr | Fonte: yaruna / Shutterstock.
Em 1932, o físico britânico James Chadwick descobriu o
nêutron, partícula que seria também constituinte do núcleo,
porém sem carga elétrica.
Nos aproximamos à concepção atual do átomo: um núcleo
pequeno e maciço, combinado de prótons (carga positiva) e
nêutrons (sem carga elétrica), que é envolto por uma
eletrosfera formada por elétrons (carga negativa) de massa
desprezível.
 Mapa Mental de Modelos Atômicos | Fonte: Adaptado de Brasil Escola <https://brasilescola.uol.com.br/fisica/modelos-
atomicos.htm> . (Nasky / Shutterstock).
Composição do Átomo
O átomo é composto por prótons, elétrons e, na maioria dos casos, nêutrons.
Clique nos botões para ver as informações.
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/6/6d/Niels_Bohr.jpg
https://brasilescola.uol.com.br/fisica/modelos-atomicos.htm
Um elétron é uma partícula negativamente carregada que se move ao redor do núcleo de um átomo. Estão dispostos em
camadas e orbitam a uma mesma distância do núcleo. São de�nidos como:
Partículas que constituem o átomo;
Localizados na eletrosfera;
Possuem uma energia de�nida, que são denominadas nível de energia ou camada eletrônica.
Se um átomo ganha ou perde elétrons, ele se torna um íon, que pode ser positivo ou negativo.
Elétron 
Partícula subatômica com carga +1 e massa de aproximadamente 1u. É encontrado no núcleo.
Próton 
Partícula subatômica com massa de aproximadamente 1u e carga zero. É encontrado no núcleo.
Nêutron 
Exemplo
O elétron é uma partícula subatômica que possui uma massa muito pequena. Esse valor é tão baixo (aproximadamente 1/1840)
que é considerado desprezível em relação à massa total do átomo.
Abaixo relacionamos algumas propriedades das partículas elementares:
Partícula Massa relativa Carga elétrica relativa
Núcleo
Próton 1 1
Nêutron 1 0
Eletrosfera Elétron 1/1836 -1
 Estrutura do átomo | Fonte: Brasil Escola.
Cada átomo pode ser especi�cado por dois números: o número atômico e o número de massa.
1
Número atômico (Z)
O número atômico (Z) de um elemento equivale ao número de
prótons em seu núcleo.
2
Número de massa atômica (A)
É a quantidade total de partículas do núcleo, que é igual à
soma de prótons e nêutrons, ou seja, A = p + n.
Observe que, em um átomo neutro, o número de elétrons é igual ao número de prótons.
Atualmente, são conhecidos 116 elementos com números atômicos entre 1 e 116. O menor número atômico pertence ao
elemento hidrogênio, que possui apenas um próton, e o maior (até agora), ao elemento mais pesado conhecido, com 116 prótons
e que ainda não tem nome.
Para identi�car um átomo, utilizamos a seguinte notação:
Onde o X é o símbolo do elemento.
Quando o átomo se torna um íon, isso signi�ca há diferença entre seu número de cargas positivas (prótons) e de cargas negativas
(elétrons). Se ganhar um ou mais elétrons, sua carga será negativa e será denominado de ânion. Se perder um ou mais elétrons, a
sua carga será positiva e será chamado de cátion.
Átomos com o mesmo número de prótons, mas diferentede nêutrons, são chamados isótopos. Cada isótopo, portanto, possui
diferentes números de massa.
As propriedades dos isótopos do mesmo elemento são quase idênticas e assim consideradas para quase todos os �ns. Diferem-
se, porém, nas propriedades radioativas.
Exemplo
O nitrogênio, em sua forma natural, é formado por dois isótopos.
As massas desses isótopos são: N = 15,0001u e N = 14,00307u.15 14
Átomos que possuem o mesmo número de nêutrons, mas diferentes números atômicos (Z) e de massa (A) são denominados
isótonos.
Temos abaixo as representações de quatro elementos químicos:
Cl17 37 Ca20 40 Mg12 26 Si14 28
Os números subscritos representam o número atômico (Z), que se refere aos prótons. Já os números sobrescritos correspondem
ao número de massa (A). Como sabemos que o número de massa é a soma de prótons e nêutrons que existem no núcleo, é
possível descobrir quantos nêutrons cada um desses átomos possui:
A = P + N 
N = A – P
Cl
N = A – P 
N = 37-17 
N = 20
17
37 Ca
N = A – P 
N = 40 - 20 
N = 20
20
40 Mg
N = A – P 
N = 26 - 12 
N = 14
12
26 Si
N = A – P 
N = 28 - 14 
N = 14
14
28
Podemos observar que o Cl e o Ca possuem 20 nêutrons, ou seja, são isótonos.
Observamos também que o Mg e o Si possuem 14 nêutrons e são isótonos entre si.
Saiba mais
Quando átomos que possuem o mesmo número de massa (A), porém diferentes números atômicos (Z), eles são denominados
isóbaros.
Exemplos de isóbaros: Ca , K , Ar .
Já os átomos (ou íons) que possuem o mesmo número de elétrons são chamados isoelétricos ou isoeletrônicos.
20
40
19
40
18
40
Distribuição eletrônica
 As sete camadas eletrônicas de um átomo | Fonte:
Adaptado de Manual de Química Uol.
O modelo atômico atual mostra que o átomo possui um núcleo com prótons e
nêutrons e uma eletrosfera formada por várias camadas eletrônicas. Para a maioria
dos elementos, temos no máximo sete camadas. Elas são representadas pelas letras
K, L, M, N, O, P e Q.
Os elétrons se distribuem nas camadas eletrônicas de acordo com subníveis de
energia, identi�cados pelas letras s, p, d, f, que aumentam de energia nessa ordem,
respectivamente. Cada nível pode conter uma quantidade máxima de elétrons
distribuídos nos subníveis de energia.
Linus Pauling (1901-1994) elaborou uma
representação grá�ca que demonstra
essa observação da ordem crescente de
energia, a qual chamamos Diagrama de
Pauling:
 Diagrama de Pauling | Fonte: Adaptado de Manual de
Química Uol.
Abaixo temos a quantidade máxima de elétrons que cada nível e subnível pode
comportar:
 Quantidade máxima de elétrons para preencher cada nível e subnível | Fonte: Manual de Química Uol.
Níveis
Quantidade máxima
de elétrons
K 2
L 8
M 18
N 32
O 32
P 18
Q 8
Subníveis
Quantidade
máxima de
elétrons
s 2
p 6
d 10
f 14
Exemplo
Fazer a distribuição eletrônica do magnésio (Mg), cujo número atômico é igual a 12, em níveis e subníveis de energia.
A quantidade de elétrons e de prótons é igual, ou seja, temos que distribuir 12 elétrons. Observe que a distribuição eletrônica do
magnésio em subníveis de energia é dada por: 1s 2s 2p 3s .
Já a distribuição eletrônica por camadas pode ser representada por: 2 – 8 – 2, o que signi�ca que o átomo desse do magnésio
possui 2 elétrons na camada K, 8 elétrons na camada L e 2 dois elétrons na camada M.
2 2 6 2
Atividade
1. O cloro presente no PVC tem dois isótopos estáveis. O Cl com massa de 34,97u constitui 75,77% do cloro encontrado na
natureza. Outro isótopo é o Cl cuja massa é 36,95u. Qual é a massa atômica do cloro?
35
37
a) 35,45u
b) 34,50u
c) 35,8u
d) 41,00u
Disciplina: Princípios de Química Biológica
Aula 3: Tabela periódica
Apresentação
Em 1869, dois cientistas, o alemão Lothar Meyer e o russo Dmitri Mendeleev, descobriram, cada um em seu próprio
laboratório, que os elementos, quando arranjados na ordem crescente das massas atômicas, agrupavam-se em famílias com
propriedades semelhantes. Mendeleev chamou essa observação de lei periódica.
O arranjo da Tabela periódica é uma das realizações mais importantes e, porque não dizer, úteis da Química, visto que ajuda
a organizar o que seria uma arrumação confusa de propriedades dos elementos. Entretanto, o fato de que a estrutura da
tabela corresponde à estrutura eletrônica dos átomos era desconhecido por seus descobridores.
A tabela periódica foi desenvolvida exclusivamente a partir das propriedades físicas e químicas dos elementos e resume
suas tendências. A capacidade de predizer essas propriedades com base na posição de um elemento químico na tabela é
uma das competências mais importantes do estudante da área.
Objetivos
Reconhecer a tabela periódica dos elementos;
Explicar a in�uência da distribuição eletrônica de um elemento em sua posição na tabela periódica e em suas
propriedades físicas e químicas;
Listar as propriedades periódicas dos elementos com base em sua classi�cação: metais, ametais, gases nobres.
Estrutura geral
Os elementos químicos são apresentados atualmente na tabela periódica, dispostos, segundo a ordem crescente de seus
números atômicos, em sete �leiras horizontais (ou períodos) e em dezoito colunas verticais (ou grupos).
O 1º período É muito curto Tem 2 elementos H e He
O 2º período É curto Tem 8 elementos Do Li ao Ne
O 3º período É curto Tem 8 elementos Do Na ao Ar
O 4º período É longo Tem 18 elementos Do K ao Kr
O 5º período É longo Tem 18 elementos Do Rb ao Xe
O 6º período É superlongo Tem 32 elementos Do Cs ao Rn
O 7º período É incompleto Tem 32 elementos Do Fr ao Og
Veja a seguir algumas características relativas a estrutura da Tabela Periódica:
01
A classi�cação dos elementos químicos em períodos revela que elementos de um mesmo período
apresentam o mesmo número de camadas eletrônicas. Por exemplo, o sódio (Na), o magnésio
(Mg) e o alumínio (Al) pertencem ao terceiro período. Então, esses elementos têm três camadas
eletrônicas.
02
No sexto período, no quadrículo correspondente à terceira coluna, estão quinze elementos que, por
questão de comodidade de leitura, estão indicados em uma �leira à parte. Eles são chamados de
terras raras ou lantanídios.
03 No sétimo período, no quadrículo correspondente à terceira coluna, estão quinze elementosindicados na segunda linha abaixo da tabela. Esses elementos formam a série dos actinídeos.
04
Devemos ainda assinalar que todos os elementos situados após o urânio-92 não existem na
natureza. Eles devem ser preparados arti�cialmente. São os denominados elementos
transurânicos.
Cada quadrícula da tabela periódica apresenta cinco
informações:
O símbolo do elemento na parte central;
A distribuição eletrônica à direita;
O nome do elemento à esquerda;
O número atômico acima do símbolo;
A massa atômica abaixo do símbolo.
 Quadrícula da tabela periódica. (Fonte: Fiorotto, 2014)
Comentário
Os elementos estão dispostos de acordo com seus números atômicos, em ordem crescente. Com exceção do hidrogênio (H), os
não metais aparecem na extrema direita da tabela. As duas �las de metais que aparecem abaixo do corpo principal da tabela
estão colocadas assim por convenção, para evitar que a tabela �que muito larga. Na realidade, o cério (Ce) devia ser exibido após
o lantânio (La), e o tório (Th) devia vir depois do actínio (Ac). A designação de 1-18 foi recomendada pela União Internacional de
Química Pura e Aplicada (Iupac).
Grupos ou Famílias Períodos
Grupo principal dos metais Metais de transição Metaloides Não metais
 Períodos e grupos na tabela periódica. (Fonte: Kotz, 2015)
A tabela periódica pode ser usada na predição de inúmeras propriedades, muitas das
quais são cruciais para a compreensão da química.
A tabela é dividida em blocos, cujos nomes indicam a última subcamada ocupada de acordo com o princípio da construção (os
blocos s, p, d e f). Dois elementos são exceções:
Hélio
O hélio, como tem dois elétrons 1s, deveria aparecer no bloco s, mas é colocado no bloco p devido a suas propriedades.
Ele é um gás cujas características são semelhantes às dos gases nobres do Grupo 18, não àsdos metais reativos do
Grupo2. Sua colocação no Grupo 18 justi�ca-se porque, assim como os demais elementos do Grupo 18, ele tem a
camada de valência completa.
Hidrogênio
O hidrogênio ocupa uma posição única na tabela periódica. Ele tem um elétron s, logo, pertence ao Grupo 1; mas tem
um elétron a menos do que a con�guração de um gás nobre e, assim, pode agir como um membro do Grupo 17. Você o
encontrará, na maioria das vezes, destacado do corpo da tabela periódica.
 Blocos dos elementos na tabela periódica. (Fonte: Atkins e Jones, 2018)
Os nomes dos blocos da tabela periódica indicam a última subcamada ocupada de acordo com o princípio da construção. As
cores dos blocos correspondem às cores usadas para representar os orbitais.
Os blocos s e p formam os grupos principais da tabela periódica. As con�gurações eletrônicas semelhantes dos elementos do
mesmo grupo são a causa das propriedades semelhantes desses elementos.
O número do grupo informa quantos elétrons estão presentes na camada de valência. No bloco s, o número do grupo (1 ou 2) é
igual ao número de elétrons de valência. Essa relação se mantém em todos os grupos principais quando se usa a antiga prática
dos números romanos (I a VIII) para indicar os grupos. No entanto, ao usar números arábicos (1–18), é preciso subtrair, no bloco
p, 10 unidades do número do grupo para encontrar o número de elétrons de valência. Os elementos do bloco f têm propriedades
químicas muito semelhantes, porque sua con�guração eletrônica difere somente na população dos orbitais f internos, e esses
elétrons participam pouco da formação de ligações.
Todos os elementos do bloco s são metais reativos que formam óxidos básicos. Os elementos do bloco p tendem a ganhar
elétrons para completar camadas; eles vão de metais a metaloides e não metais. Todos os elementos do grupo d são metais com
propriedades intermediárias entre as dos metais do bloco s e as dos metais do bloco p. Muitos elementos do bloco d formam
cátions com mais de um estado de oxidação.
Classi�cações dos elementos
 Tabela periódica moderna. (Fonte: Tabela Periódica.org <https://www.tabelaperiodica.org/> )
Podemos dizer que existem três classes de elementos na tabela periódica: metais, não metais e metaloides. A maior parte dos
elementos é metal – somente 24 não são.
Clique nos botões para ver as informações.
São sólidos em temperatura ambiente (exceto o mercúrio, que é líquido), brilhantes, condutores de eletricidade, dúcteis
(podem ser estirados em �os) e maleáveis (podem ser malhados e transformados em lâminas). Em suas reações, os metais
tendem a doar elétrons. Também formam ligas, que são soluções de um ou mais metais dissolvidos em outro metal. Em
suas reações químicas, os metais tendem a doar elétrons.
Metais 
São a segunda classe de elementos. Com exceção do hidrogênio, os dezoito não metais aparecem no lado direito da tabela
periódica. Com exceção do gra�te, que é uma das formas do carbono, os não metais não conduzem eletricidade.
Em temperatura ambiente, não metais como fósforo e iodo são sólidos. O bromo é um líquido e os elementos do grupo 8A
(os gases nobres) – do hélio ao radônio – são gases. Em suas reações químicas os não metais tendem a receber elétrons.
Praticamente todos os compostos que encontramos em nosso estudo de Química Orgânica e Bioquímica são construídos
de seis não metais: H, C, N, O, P e S.
Não metais 
https://www.tabelaperiodica.org/
Esses elementos têm algumas propriedades dos metais e algumas dos não metais. Por exemplo, alguns metaloides são
brilhantes como metais, mas não conduzem eletricidade. São eles:
Boro;
Silício;
Germânio;
Arsênio;
Antimônio;
Telúrio.
Metaloides 
Esses elementos, comumente chamados de gases nobres, são mais um exemplo de como as propriedades dos elementos
mudam gradualmente ao longo de uma coluna. Os elementos do grupo 8A são gases em temperatura e pressão normais, e
formam poucos compostos, ou nenhum.
Gases nobres 
Saiba mais
As características dos elementos metálicos e não metálicos
Metálico Não metálico
Propriedades físicas Propriedades físicas
Boa condutividade elétrica
Maleáveis
Dúcteis
Brilhantes
Normalmente são sólidos com alto ponto de fusão e
boa condutividade térmica.
Baixa condutividade elétrica
Não maleáveis
Não dúcteis
Não brilhantes
Normalmente são sólidos, líquidos ou gases com baixo
ponto de fusão e maus condutores de calor.
Propriedades químicas Propriedades químicas
Reagem com ácidos
Formam óxidos básicos
Formam cátions
Formam haletos iônicos
Não reagem com ácidos
Formam óxidos ácidos
Formam ânions
Formam haletos covalentes
Os elementos são frequentemente denominados de acordo com o número do grupo ao qual pertencem na tabela periódica.
Porém, por conveniência, alguns grupos possuem nomes especiais:
1 2
Metais alcalinos
Elementos do grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs e Fr);
Metais alcalinoterrosos
Elementos do grupo 2(Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra);
3
Halogênios
Elementos do grupo 17 (F, Cl, Br, I e At);
4
Gases nobres
Elementos do grupo 18 (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn).
Propriedades periódicas e aperiódicas
Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos. Há, contudo, algumas
propriedades cujos valores só variam com o aumento do número atômico e que são chamadas de propriedades aperiódicas.
Dentre essas propriedades podemos citar:
1
A massa atômica, que aumenta com o
número atômico;
2
O calor especí�co do elemento no estado
sólido, que diminui com o aumento do
número atômico.
Quando os elementos são dispostos em ordem crescente dos números atômicos, cada um deles tem propriedades químicas
diferentes das de seus vizinhos. Entretanto, há semelhanças acentuadas entre alguns elementos.
Exemplo
Dos 107 elementos conhecidos, apenas doze são gases em CNTP (condições normais de temperatura e pressão). Desses, seis
têm propriedades químicas tão semelhantes, que se torna conveniente estudá-los em conjuntos - são os gases nobres ou inertes.
Se considerarmos as propriedades de outros elementos, veremos que essa repetição
de propriedades é comum. Portanto, é mais fácil agrupá-los em famílias de acordo
com suas propriedades.
 Raio Atômico. (Fonte: Quality Stock Arts / Shutterstock)
Raio atômico
As nuvens de elétrons não têm fronteiras bem de�nidas, logo, não é possível medir o
raio exato de um átomo. O raio atômico de um elemento é de�nido como a metade
da distância entre os núcleos de átomos vizinhos.
Raio iônico
Raio iônico de um elemento é a distância entre íons vizinhos em um sólido iônico. Em
outras palavras, a distância entre os centros de um cátion e um ânion vizinhos é a
soma dos dois raios iônicos.
Todos os cátions são menores do que os átomos originais porque os átomos
perdem seus elétrons de valência para formar o cátion.
Os ânions são maiores do que os átomos que lhes deram origem. Isso é atribuído ao
aumento do número de elétrons da camada de valência do ânion e aos efeitos de
repulsão que os elétrons exercem uns sobre os outros.
Energia de ionização
A energia necessária para remover elétrons de um átomo é de suma importância para a compreensão de suas propriedades
químicas. A energia de ionização é a carga necessária para remover um elétron de um átomo na fase gás.
 Variação da primeira energia de ionização em virtude do número atômico dos
elementos. (Fonte: Fiorotto, 2014)
 Símbolos de elementos químicos (Fonte: MicroOne / Shutterstock)
A�nidade eletrônica
A a�nidade eletrônica de um elemento é a energia liberada
quando um elétron se liga a um átomo na fase gás. Uma
a�nidade eletrônica positiva signi�ca que energia é liberada
quando um elétron se liga a um átomo. Uma a�nidade
eletrônica negativa signi�ca que é necessário fornecer energia
para fazer um elétron se ligar a um átomo.
Densidade absoluta
A densidade absoluta dos elementos no estado sólido é uma
propriedade periódica porque aumenta e diminui à medida que
crescem os números atômicos. Em um período, as densidades
são baixas nas extremidades e muito altas nocentro da tabela.
Percorrendo um período da esquerda para a direita, a
densidade vai crescendo cada vez mais até atingir o meio do
período. A partir daí, vai decrescendo cada vez mais até́ o �nal
do período.
Volume atômico
O volume atômico é o volume ocupado por 6,02 x 1023 (número de Avogadro) átomos de um elemento no estado sólido. Logo,
quanto maior o tamanho de cada átomo, maior o volume do “pacote” de átomos. Em outras palavras, os volumes atômicos
atingem valores máximos para os elementos situados nas extremidades dos períodos e mínimos para os elementos situados no
centro da tabela.
 Volume atômico x Número atômico (Fonte: Fiorotto, 2014)
Pontos de fusão e ebulição
As temperaturas nas quais os elementos entram em fusão ou em ebulição são também funções periódicas de seus números
atômicos.
De um modo geral, os pontos de fusão e de ebulição dos elementos aumentam:
01 Em um período – Das extremidades para o centro databela;
01 Em um grupo do lado esquerdo –De baixo para cima,principalmente os alcalinos e alcalinoterrosos;
01 Em um grupo do lado direito e no centro da tabela –aumentam de cima para baixo.
 Ponto de fusão x Número atômico (Fonte: Fiorotto, 2014)
Estados físicos
Os estados físicos dos elementos considerados a 25°C sob pressão de uma atmosfera são:
1
Gases
Gases nobres, �úor, cloro, oxigênio, nitrogênio, hidrogênio;
2
Líquidos
Bromo, mercúrio;
3
Sólidos
Demais elementos.
Eletronegatividade
Eletronegatividade é a força com a qual um átomo atrai um elétron para si no instante da formação de uma ligação química com
outro átomo. A propriedade oposta é chamada eletropositividade e sua variação é exatamente inversa.
A eletronegatividade aumenta de baixo para cima em um grupo, e da esquerda para a direita em um período. O �úor é o elemento
de maior eletronegatividade. De modo geral, podemos dizer que um elemento é mais eletronegativo:
Quanto mais elétrons periféricos tiver (mais próximo de oito);
Quanto menor for o tamanho do átomo.
Atenção
Não se de�ne eletronegatividade para os gases nobres em razão de sua estabilidade química.
Atividade
1. (CESGRANRIO) Um átomo T apresenta menos 2 prótons que um átomo Q. Com base nessa informação, assinale a opção falsa:
a) (T) Calcogênio e (Q) Gás nobre
b) (T) Enxofre e (Q) Silício
c) (T) Gás nobre e (Q) Alcalinoterroso
d) (T) Halogênio e (Q) Alcalino
e) (T) Bário e (Q) Cério
2. (UCDB - MT) Os elementos A, B e C pertencem a um mesmo período da tabela periódica. Se B é um halogênio, pode-se
a�rmar que:
x x+1 x+2
a) A tem 5 elétrons no último nível e B tem 6 elétrons no último nível.
b) A tem 6 elétrons no último nível e C tem 2 elétrons no último nível.
c) A é um calcogênio e C é um gás nobre.
d) A é um metal alcalino e C é um gás nobre.
e) A é um metal e C é um não metal.
Disciplina: Princípios de Química Biológica
Aula 4: Ligações Químicas
Apresentação
A constituição de uma substância é o resultado da união dos átomos de modo a seguir uma tendência comum da natureza:
atingir uma situação de maior equilíbrio ou estabilidade. Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua
estabilidade. Podemos comprovar essa situação usando como exemplo a água de uma cachoeira: Ela sai de um lugar mais
alto, onde tem mais energia e menos estabilidade, e busca um lugar inferior com menos energia e maior estabilidade.
Uma ligação química nada mais é que uma união entre átomos. Os cientistas compreendem as propriedades da matéria a
partir dos tipos de ligação que conservam os átomos unidos. Uma ligação química forma-se entre dois átomos se a
disposição resultante de seus dois núcleos e de seus elétrons tem energia menor que a energia total dos átomos separados.
Objetivos
Decodi�car o signi�cado de ligação química;
Avaliar o tipo de ligação estabelecida entre átomos de diversos elementos;
Reconhecer a polaridade das substâncias.
A formação das ligações químicas e a regra do octeto
 Ligações químicas (Fonte: Anusorn Nakdee / Shutterstock).
Por que as ligações químicas são formadas?
A melhor resposta a essa pergunta é a que os átomos estão tentando alcançar o estado de maior estabilidade possível.
A maioria dos átomos �cam estáveis quando sua camada de valência está totalmente preenchida com elétrons, ou então quando
esses átomos satisfazem a regra do octeto. Se os átomos não têm essa disposição de elétrons, eles tendem a alcançá-la, seja
ganhando, perdendo ou compartilhando elétrons através das ligações químicas.
Toda ligação química envolve o arranjo de elétrons nas camadas mais externas dos átomos, porém não alcança o núcleo.
Dentre todos os elementos químicos reconhecidos, apenas seis deles, que são os chamados gases nobres, podem ser
localizados na natureza na forma de átomos isolados. Os demais encontram-se sempre ligados uns aos outros de diversas
formas, nas mais distintas combinações.
Os gases nobres são encontrados na natureza na forma de átomos isolados porque eles têm a última camada da eletrosfera
completa, ou seja, com oito elétrons. Mesmo o hélio, com dois elétrons, está completo porque o nível K só permite, no máximo,
dois elétrons.
A principal diferença entre os tipos de ligações químicas está no compartilhamento ou não de elétrons:
1 Nas ligações genuinamente iônicas, não há compartilhamento;
2 Nas ligações covalentes, pares de elétrons são compartilhados entre os átomos;
3 Nas ligações metálicas, parte dos elétrons é partilhada por todos os átomos.
Os átomos dos distintos elementos ligam-se uns aos outros, oferecendo, recebendo ou partilhando elétrons, na tentativa de
alcançar uma con�guração eletrônica igual à de um gás nobre: Oito elétrons na camada de valência (camada mais externa). Ou
então, se a camada de valência for a primeira camada, dois elétrons.
Família Elétrons de valência Características do átomo Quantidade de ligações Íon característico
1 1 Doador 1 A
2 2 Doador 2 A
13 3 Doador 3 A
14 4 Receptor 4 A
15 5 Receptor 3 A
16 6 Receptor 2 A
17 7 Receptor 1 A
+1
+2
+3
-4
-3
-2
-1
Ligação iônica e formação de íons
Ligação iônica (ou eletrovalente) é o resultado da atração eletrostática entre íons de cargas opostas em uma pequena rede
cristalina. Esses íons são formados pela transferência de elétrons entre os átomos de dois elementos químicos. Para existir a
formação de uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos elementos tenham tendência a perder elétrons e os do
outro, a ganhar elétrons.
Os cátions são íons positivos formados pela perda de elétrons. Como exemplo, o átomo de sódio perde um elétron para se tornar
um cátion sódio, Na .
Os íons negativos são formados ao ganhar elétrons e chamam-se ânions. Como exemplo, o átomo de cloro ganha um elétron e se
torna o ânion cloreto, Cl .
+1
-1
Dica
Os ânions são nomeados usando a terminação -ato, -ito ou -eto.
Quando um átomo perde um elétron e outro o ganha, o processo é chamado de transferência de elétrons.
METAIS 
Elementos muito eletropositivos.
Normalmente possuem de 1 a 3
elétrons na última camada ou camada
de valência.
Têm facilidade em perder esses
elétrons e formar cátions.
(3)

Transferência de elétrons
NÃO METAIS
Elementos muito eletronegativos.
Normalmente possuem de 5 a 7
elétrons na última camada ou camada
de valência..
Têm facilidade em ganhar esses
elétrons e formar ânions.

Cátions + Ânions

Substância iônica ou
composto iônico
Formação de uma ligação iônica. (Fonte: Curso De Formação De Operadores De Refinaria Química Aplicada - Petrobras, Curitiba, 2002.)
Como resultado da atração, as ligações iônicas são formadas entre íons com cargas opostas. Alguns íons são mencionados na
�siologia como eletrólitos (aí inclusos sódio, potássio e cálcio). Esses íons são imprescindíveis para a condução do impulso
nervoso, das contrações dos músculos e para o balanço hídrico. Muitas bebidas esportivas e suplementos utilizados em dietas
fornecem esses íons para substituir os que são perdidos pela transpiração durante a prática de exercícios.
Ligação covalente
Uma outra maneirapela qual os átomos tornam-se estáveis é pelo compartilhamento de elétrons, formando assim ligações que
são chamadas de covalentes. Um, dois ou três pares de elétrons podem ser compartilhados entre os átomos, o que resulta em
ligações que podem ser simples, duplas ou triplas, respectivamente. Quanto maior o número de elétrons compartilhados entre
dois átomos, mais intensa será a ligação entre eles.
As ligações covalentes podem ser de dois tipos:
1
Ligação covalente simples
Um par de elétrons é compartilhado por dois átomos, sendo
um elétron de cada átomo participante da ligação.
2
Ligação dativa (ou coordenada)
Um par de elétrons é compartilhado por dois átomos, porém
são fornecidos apenas por um dos átomos participantes da
ligação. Esse tipo de ligação ocorre quando um dos átomos já
tem o seu octeto completo, mas o outro ainda não.
Nas moléculas de organismos vivos, as ligações covalentes são mais corriqueiras do que ligações iônicas.
Exemplo
As ligações covalentes são fundamentais para a estrutura de moléculas orgânicas, como o DNA e as proteínas. As ligações
covalentes são também encontradas em moléculas inorgânicas menores como água, dióxido de carbono e oxigênio .
O compartilhamento de elétrons deve ser realizado sempre aos pares, já que em um orbital cabem, no máximo, dois elétrons.
A ligação covalente ocorre, distintamente da ligação iônica, quando a diferença de eletronegatividade entre os dois átomos
participantes da ligação não é muito acentuada. Esse tipo de ligação existirá entre:
Ametal e ametal Ametal e hidrogênio Hidrogênio e hidrogênio
Podemos representar a formação de moléculas que fazem esse tipo de ligação através de fórmulas distintas:
Clique nos botões para ver as informações.
Todos os elétrons da última camada são representados ao redor de cada átomo envolvido na ligação, alocando lado a lado
os elétrons que serão compartilhados.
Fórmula eletrônica (ou de Lewis) 
Este tipo de fórmula evidencia a estrutura da ligação. Cada traço representa um par de elétrons que está sendo
compartilhado.
Fórmula estrutural 
Apresenta apenas o tipo e a quantidade de átomos que formam a molécula. É representada registrando-se os símbolos dos
átomos em ordem crescente de eletronegatividade (o menos eletronegativo primeiro) com um índice à sua direita, indicando
o número de átomos de cada elemento na molécula (o índice 1 não precisa ser escrito).
Fórmula molecular 
Fórmula
molecular
Fórmula
eletrônica
Fórmula
estrutural
 Representações de Ligações Covalentes. (Fonte: Brasil Escola)
H2 H − H
O2 O = O
N2 N ≡ N
OH2 H − O − H
OC2 C = O = C
A eletronegatividade relativa entre os átomos de uma ligação irá determinar se a ligação covalente é polar ou apolar . Sempre
que um elemento é signi�cativamente mais eletronegativo que o outro, a ligação entre eles será polar.
1 2
 Polaridade da molécula de água. (Fonte: Globo.com)
Molécula de água: A ligação conectando o oxigênio a cada
hidrogênio é uma ligação polar. O oxigênio é um átomo mais
eletronegativo do que o hidrogênio (E = 3,44 contra E = 2,20).
Isso signi�ca que ele é capaz de atrair os elétrons
compartilhados mais fortemente, por isso o oxigênio da água
carrega uma carga negativa parcial (maior densidade de
elétrons), enquanto os hidrogênios carregam cargas positivas
parciais (menor densidade de elétrons).
A molécula de oxigênio é apolar porque os elétrons são
compartilhados igualmente entre os dois átomos.
 Polaridade da molécula de oxigênio. (Fonte: Universia Enem)
O2
=μr
→
μ⃗ 
= 0μ⃗ 
= 0μr
→
http://estacio.webaula.com.br/cursos/go0073/aula4.html
http://estacio.webaula.com.br/cursos/go0073/aula4.html
 Polaridade da molécula do metano. (Fonte: Mundo Educação)
A molécula do metano: o carbono tem quatro elétrons em sua
camada mais externa e precisa de mais quatro para atingir a
estabilidade. Compartilhando elétrons com quatro átomos de
hidrogênio, cada um fornecendo um elétron, essa estabilidade
é alcançada. De igual maneira, os átomos de hidrogênio
precisam de um elétron a mais para completar sua camada
externa, que são recebidos na forma de elétrons
compartilhados com o carbono. Embora o carbono não tenha
a mesma eletronegatividade que o hidrogênio, eles são bem
similares, então as ligações carbono-hidrogênio são
consideradas apolares.
Ligação metálica
No estado físico sólido, os átomos dos elementos metálicos (e alguns semimetais) organizam-se de forma geometricamente
ordenada e originam células (ou retículos cristalinos). Um conjugado muito grande de retículos cristalinos (ou cristais) forma a
estrutura dos materiais metálicos.
Esse tipo de ligação química ocorre quando os átomos de elementos metálicos partilham os seus elétrons de valência entre
todos, sem que haja uma orientação espacial nessa partilha.
As baixas energias de ionização desses elementos permitem que os elétrons sejam facilmente deslocalizados, originando uma
nuvem eletrônica que pertence a todo o metal e não apenas a alguns átomos.
Essa ligação é consequência das forças atrativas entre os elétrons deslocalizados e os íons metálicos (positivos), dando
harmonia a toda a estrutura que, ao inverso das moléculas, não tem número de átomos partícipes de�nidos.
A maneira como essa ligação se forma, sem orientação espacial determinada (diferente da ligação covalente) e com a grande
mobilidade dos elétrons deslocalizados, origina propriedades bem características dos metais, veja a seguir.
Bons condutores de eletricidade Devido à grande mobilidade doselétrons.
Bons condutores de calor Devido à facilidade com que os elétrons transmitem energia cinética através da estrutura.
Alta densidade Devido ao empacotamento efetivo dosíons positivos e dos elétrons.
Altos pontos de fusão e de ebulição Devido às elevadas forças existentes entre a estrutura metálica.
Alta dureza Baixa deformação e alta resistência aorisco e à abrasão.
Maleabilidade Facilidade de moldagem do material.
Alta ductibilidade
Permite que um material seja alongado até a obtenção de um fio 
(o mais fino que seja possível).
Forças intermoleculares
Ligações de hidrogênio e forças de London
As ligações covalentes e iônicas são, caracteristicamente, consideradas ligações fortes. Porém, existem outros tipos de ligações,
temporárias, que podem se formar entre átomos ou moléculas.
Dois tipos de ligações relativamente fracas, mas que são frequentemente vistas em Biologia, são as pontes de hidrogênio e as
forças de dispersão de London.
Numa ligação covalente polar que contenha hidrogênio, este terá uma carga positiva parcial porque os elétrons de ligação estarão
mais próximos ao outro elemento. Devido a essa pequena carga positiva, o hidrogênio será atraído para qualquer uma das cargas
negativas próximas. Essa interação é chamada de ligação de hidrogênio .
Como sabemos, os elétrons estão em movimento constante e sempre haverá momentos em que estarão agrupados, criando
assim uma carga negativa parcial na molécula e, consequentemente, uma carga positiva parcial em outra. Caso uma molécula
com esse desequilíbrio de carga esteja muito perto de outra, isso acarretará uma redistribuição similar de cargas na segunda
molécula e todas as cargas temporárias de ambas as moléculas irão atrair uma à outra.
3
Dica
As ligações de hidrogênio e as forças de dispersão de London são exemplares de forças de Van der Waals, um termo geral para
interações intermoleculares que não envolvam ligações covalentes ou íons.
 DNA (Fonte: Sashkin / Sh tterstock)
http://estacio.webaula.com.br/cursos/go0073/aula4.html
Disciplina: Princípios de Química Biológica
Aula 5: Funções inorgânicas
Apresentação
Para promover e facilitar o estudo da Química e de seus compostos, as substâncias são divididas em vários grupos
chamados: Funções químicas.
Em Química Inorgânica são estudados quatro grupos principais de compostos que possuem características semelhantes: Os
ácidos, as bases, os sais e os óxidos.
Funções inorgânicas são os grupos de substâncias químicas que não apresentam como elemento químicoprincipal o
carbono (as substâncias que o contêm pertencem aos grupos das funções orgânicas) e, consequentemente, fazem parte da
Química Inorgânica.
Os inúmeros compostos inorgânicos estão efetivamente presentes em nosso cotidiano, por exemplo: Veneno das aranhas,
pigmentos das tintas, legumes, pães, biscoitos, pedras preciosas, produtos de limpeza, adubos, sal de cozinha,
medicamentos, gesso que colocamos no teto da sala, gases da atmosfera, baterias dos automóveis etc.
Objetivos
De�nir o que são ácidos, bases, sais e óxidos;
Descrever as propriedades distintas de cada função inorgânica;
Identi�car as regras para a nomenclatura dessas funções inorgânicas.
As funções inorgânicas e as suas teorias de formação
Existem quatro funções inorgânicas: ácidos, bases, sais e óxidos.
As substâncias químicas, de forma geral, possuem propriedades distintas, que nos levam a reconhecê-las e diferenciá-las. Para
isso existem teorias que vieram sendo enunciadas ao longo da evolução da Ciência. A mais simples é a teoria ácido-base de
Arrhenius, que foi proposta em 1887. Ela deu origem aos conceitos de ácido, base e sal.
Saiba mais
Arrhenius trabalhou com inúmeras soluções e descobriu que as eletrolíticas apenas conduziam energia elétrica porque havia
espécies químicas que transportavam cargas, os íons, enquanto as soluções não eletrolíticas não produziam íons em meio
aquoso.
1
Arrhenius foi capaz de identi�car os íons presentes nas soluções eletrolíticas e isso deu origem a sua teoria ácido-base que, entre
seus enunciados, dizia:

Ácidos são compostos covalentes que reagem com água (sofrem ionização) formando
soluções que apresentam como único cátion o íon hidrônio, H O .
Fonte: ARRHENIUS, 1887.
3
+
Ácido + Água → Cátion + Ânion
HCN + H O → H O + CN
H SO + H O → H O + SO
H PO + H O → H O + PO
2 3
+ -1
2 4 2 3
+
4
-2
3 4 2 3
+
4
-3
http://estacio.webaula.com.br/cursos/go0073/aula5.html
Ainda em sua Teoria, Arrhenius dizia que:

Bases são compostos capazes de dissociar na água liberando íons, dos quais o único
ânion é a hidroxila, OH.
Fonte: ARRHENIUS, 1887.
Base + Água → Cátion + Ânion
NaOH + H O → Na + OH
Ca(OH) + H O → Ca + OH
Al(OH) + H O → Al + OH
2
+ -1
2 2
+2 -1
3 2
+3 -1
A teoria de Arrhenius foi capaz de explicar um grande número de feitos e, ainda hoje, é usada em inúmeros casos. Contudo,
apresentava uma série de limitações:
1 Restringe-se a soluções aquosas. Não se pode aplicá-laem sistemas sólidos;
2 Existem outros solventes além da água que podemionizar ácidos e dissociar bases;
3
Não permite antever a característica ácida de espécies
químicas que não possuem o hidrônio e a característica
básica de espécies que não possuem a hidroxila.
Temos ainda a teoria protônica, que foi desenvolvida por volta de 1923, de maneira independente, por Johannes Nicolaus
Brønsted e Martin Lowry. Ela enuncia que:

Ácido é toda espécie química capaz de doar um próton (H ) e base é toda espécie
química capaz de receber um próton (H ).
Fonte: BRØNSTED-LOWRY, 1923).
+
+
A teoria de Brønsted e Lowry é muito utilizada porque resolve uma das limitações da teoria de Arrhenius, pois não necessita da
presença de água. Contudo, ela tem uma limitação própria: depende da presença de hidrogênio.
 Teoria de Brønsted-Lowry. Fonte: O Mundo da Química
<https://www.omundodaquimica.com.br/academica/teoria_bronsted-lowry> .
Uma outra teoria, que surgiu praticamente no mesmo ano da teoria protônica, é a teoria ácido-base de Lewis. Também conhecida
por teoria eletrônica, ela despreza as limitações das duas outras teorias já mencionadas, abrangendo qualquer espécie química.
Segundo Lewis:

Ácido é toda espécie química que aceita receber um par de elétrons, e base é toda
espécie química capaz de oferecer um par de elétrons.
Fonte: LEWIS, 1923.
 Teoria ácido-base de Lewis. Fonte: Blog Química - Vestibular <//quimica-
dicas.blogspot.com/>
Os ácidos
São compostos covalentes que têm a capacidade de ionizar, liberando o H como
único cátion. As principais características dos ácidos são cheiro forte, pH inferior a 7 e
baixo ponto de ebulição.
+
Classi�cação dos ácidos
Quanto ao número de elementos químicos que formam o
ácido:
Binário (2 elementos) – H S, HI, HBr, HCl
Ternário (3 elementos) – HCN, HNO , H SO , HNO
Quaternário (4 elementos) – HSCN
2
2 2 4 3
Quanto à presença de oxigênio:
Hidrácidos – não possuem oxigênio: HCN, HBr
Oxiácidos – possuem oxigênio: H SO , HNO , H PO2 4 3 3 4
https://www.omundodaquimica.com.br/academica/teoria_bronsted-lowry
http://quimica-dicas.blogspot.com/
Nomenclatura dos ácidos
HIDRÁCIDOS:
Ácido [Nome do elemento] – ídrico.
OXIÁCIDOS:
Para elementos que possuem o maior Nox (número da família do elemento): Ácido [Nome do elemento] – ico;
Para elementos que possuem o menor Nox (número da família do elemento menos 2): Ácido [Nome do elemento] – oso;
Família 17 com Nox +7: Ácido Per – [Nome do elemento] – ico;
Família 17 com Nox +5: Ácido [Nome do elemento] – ico;
Família 17 com Nox +3: Ácido [Nome do elemento] – oso;
Família 17 com Nox +1: Ácido Hipo – [Nome do elemento] – oso
Exemplo
Ácido carbônico (H CO ), ácido �uorídrico (HF), ácido nítrico (HNO ) e ácido sulfúrico (H SO ).2 3 3 2 4
As bases
São compostos iônicos formados por um metal, na maioria dos casos. As bases se
dissociam em água, liberando o OH como único ânion. O pH das bases é superior a 7.-
Para nomear esses compostos sempre se escreve primeiro “hidróxido de” seguido do nome do cátion. Porém essa regra é
utilizada somente no caso das bases que possuem cátions com apenas uma eletrovalência, ou seja, uma única carga. Mas
também existem as bases em que os cátions possuem mais de uma eletrovalência e formam mais de uma base.
Exemplo
É o caso do ferro, que pode perder dois ou três elétrons formando, respectivamente, os cátions Fe e Fe e as bases Fe(OH) e
Fe(OH) . Nesse caso, a nomenclatura pode acontecer das seguintes formas:
1. Acrescenta-se o algarismo romano que indica o número da carga. Assim, no caso do ferro, teríamos:
Fe(OH) : Hidróxido de ferro II
Fe(OH) : Hidróxido de ferro III
2. Acrescenta-se o su�xo “oso” para o cátion de menor carga e o su�xo “ico” para o que tiver maior carga:
Fe(OH) : Hidróxido ferroso
Fe(OH) : Hidróxido férrico
2+ 3+
2
3
2
3
2
3
Atividade
Vamos tentar um desa�o. Vejamos a questão abaixo:
1. Assinale a opção que enuncia, respectivamente, os nomes corretos das seguintes bases: NaOH, Mg(OH) , Ca(OH) e Al(OH) .2 2 3
a) Monohidróxido de sódio, Dihidróxido de magnésio, Dihidróxido de cálcio, Trihidróxido de alumínio.
b) Hidróxido de sódio, hidróxido de magnésio, hidróxido de cálcio, hidróxido de alumínio.
c) Hidróxido de sódio, hidróxido de magnésio II, hidróxido de cálcio II, hidróxido de alumínio III.
d) Hidróxido sódico, hidróxido magnésico, hidróxido cálcico, hidróxido alumínico.
Os óxidos
São compostos binários, ou seja, formados por dois elementos distintos, dos quais o
mais eletronegativo é o oxigênio. Pode ser um composto iônico ou molecular.
Atenção
Na Tabela Periódica atual, apenas o �úor é mais eletronegativo que o oxigênio. Isso signi�ca que, qualquer outro elemento,
excetuando-se o �úor, reage com oxigênio formando óxidos. Assim, esta classe de compostos químicos conglomera um número
grande de substâncias.
Os óxidos são compostos do tipo E O , em que x é o número de oxidação do oxigênio e y é o número de oxidação do elemento
que está combinado com ele. Como essa classe de compostos é muito grande, suas propriedades também podem variar muito.
Por isso, os óxidos são divididos em quatro grupos, de acordo com seu comportamento em solução aquosa. São eles:
x y
1
Óxidos ácidos
Quando são dissolvidos em água, formam ácidos.
2
Óxidos básicos
Quando são dissolvidos em água, formam bases.
3
Óxidos neutros
Não reagem com a água.
4
Óxidos anfóteros
Comportam-se como se fossem uma base na presença de
ácidos e como ácidos na presença de bases.
Nomenclatura dos óxidos
Óxidos de metais alcalinos e alcalinoterrosos(Nox �xo):
Óxido de + nome do elemento
Na O – Óxido de sódio
CaO – Óxido de cálcio
2
Óxidos de metais que possuam Nox variável:
Óxido de + nome do elemento + ICO (Nox maior) / OSO
(Nox menor)
Fe O – (Fe com nox 3) – Óxido férrico.
FeO – (Fe com nox 2) – Óxido ferroso.
2 3
Dica
Podemos usar também número romano indicando o nox do metal:
Fe O – óxido de ferro III
FeO – óxido de ferro II
2 3
Os sais
São compostos iônicos que, quando estão em solução aquosa, sofrem dissociação, e
formam pelo menos um cátion diferente do hidrogênio, H (aq), e um ânion que deve
ser diferente da hidroxila, OH (aq), e do oxigênio, O (aq). De uma maneira geral, são
sólidos, cristalinos e entram em ebulição em temperaturas altas.
+
- 2-
Os sais podem ser obtidos através de reações de neutralização (que ocorrem entre um ácido e uma base e produzem sal e água).
ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA
Esta representação é para você
não esquecer que a parte positiva
do sal é da base (B) e a negativa
vem do ácido (A).
 Reação geral de neutralização. Fonte: EducaBras <https://www.educabras.com/> .
Exemplo
1. Temos a reação entre o ácido clorídrico, HCl, e o hidróxido de potássio, KOH, que forma o sal cloreto de potássio,
KCl, e água:
HCl + KOH → NaCl + H O
O KCl é formado pelo cátion K , vindo da base KOH, e pelo anion Cl , vindo do ácido HCl.
Isso irá acontecer em todos os casos, ou seja, o ácido sempre irá formar o ânion do sal e a base o cátion do sal.
2. O sul�to de sódio, Na SO . Esse sal pode ser obtido através da reação entre o hidróxido de sódio, NaOH, e o ácido
sulfuroso, H SO .
H SO + 2NaOH → Na SO + 2H O
O Na SO é formado pelo cátion Na , vindo da base NaOH, e pelo ânion SO , vindo do ácido H SO .
(aq) (aq) (aq) 2 (l)
+ -
2 3
2 3
2 3(aq) (aq) 2 3(aq) 2 (l)
2 4
+
3
2-
2 3
Nomenclatura dos sais
A nomenclatura dos sais deve seguir uma regra proposta pela União Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC). De
uma maneira geral, para estabelecer a nomenclatura devemos levar em conta o cátion e o ânion presentes no sal.
O ânion do sal é sempre originário do ácido e para de�nir seu nome é necessário fazer a troca de su�xo com o ácido de
origem conforme o quadro abaixo:
https://www.educabras.com/
ÁCIDO ÂNION
ídrico eto
ico ato
oso ito
Se o cátion do sal em questão não for a prata, o zinco ou algum outro elemento que pertença às famílias 1, 2 ou 13, devemos
indicar o número de oxidação com um algarismo romano na frente do seu nome.
Atenção
A regra de nomenclatura dos sais proposta acima é empregada apenas para os sais simples, ou seja, aqueles que apresentam
somente um cátion e um ânion em sua composição.
Veja a seguir alguns exemplos de sais:
NaCl: Cloreto de sódio
CaSO : Sul�to de cálcio
CuF : Fluoreto de cálcio
NH NO : Nitrato de amônio
Fe (PO ) : Fosfato de ferro II
3
2
4 3
3 4 2
do HCl: Ácido clorídrico
do H SO : Ácido sulfuroso
do HF: Ácido �uorídrico
do HNO : Ácido nítrico
Do H PO : Ácido fosfórico
2 3
3
3 4
Atividade
2.(UEMA-2015) O NO e o SO são gases causadores de poluição atmosférica que, dentre os danos provocados, está a formação
de chuva ácida quando esses gases reagem com as partículas de água presentes nas nuvens, produzindo HNO e H SO .
Esses compostos, ao serem carregados pela precipitação atmosférica, geram transtornos, tais como contaminação da água
potável, corrosão de veículos, de monumentos históricos etc.
Os compostos inorgânicos citados no texto correspondem, respectivamente, às funções:
2 2
3 2 4
a) Sais e óxidos.
b) Bases e sais.
c) Ácidos e bases.
d) Bases e óxidos.
e) Óxidos e ácidos.
Disciplina: Princípios de Química Biológica
Aula 6: Cálculos químicos
Apresentação
Imagine que você ingeriu um comprimido de antiácido – medicação utilizada para combater acidez estomacal, azia e má
digestão – sabendo que o estômago possui ácido clorídrico, que auxilia na digestão dos alimentos. Quantos mols do ácido
serão neutralizados depois da ingestão do medicamento? Ciente de que os produtos da reação de uma base com ácido são
um sal e água, quantos gramas e quantos mols do sal serão formados no estômago?
Os cálculos químicos são, de uma forma geral, difíceis para a maioria dos alunos. A discussão desses conteúdos e a
compreensão da sua relação com a tecnologia, com a sociedade e com a vida humana pode contribuir para um incremento
da aprendizagem.
Objetivos
De�nir massa atômica, massa molecular, mol, volume molar e constante de Avogadro;
Identi�car e relacionar fórmula molecular, mínima e centesimal de uma substância;
Reconhecer e aplicar as leis das reações químicas.
Conceitos introdutórios
A massa é uma grandeza invariável que designa a quantidade de matéria presente num corpo. Devemos observar que, um outro
conceito, o de peso, costuma ser confundido com o de massa.
O peso (P) e a massa (m) são duas grandezas fundamentais nos estudos das ciências naturais e que muitas vezes são utilizadas
erroneamente como sinônimos, apesar de possuírem propriedades distintas.
1
Peso (P)
O peso caracteriza uma força resultante de atração dos corpos
em uma determinada interação gravitacional, que varia
conforme a força de gravidade que é exercida nesse corpo.
2
Massa (m)
A massa de um corpo qualquer pode ser determinada através
da comparação com uma massa padrão. Por exemplo, para
determinar a massa do corpo de um ser humano é comum
usar como padrão o quilograma (Kg).
Atenção
O que deve estar claro é que a massa de uma pessoa será sempre a mesma, independentemente do local de onde ela esteja. Por
outro lado, o peso da pessoa varia de acordo com a força que a gravidade exerce sobre ela. O que signi�ca que qualquer indivíduo
tem pesos diferentes no planeta Terra e no planeta Marte, já que esses locais possuem valores de gravidades diferentes.
Unidade de massa atômica (u)
É a massa de 1/12 (um doze avos) do átomo de carbono com número de massa igual a 12 ( C), que é o isótopo natural do
carbono mais abundante (possui seis prótons e seis nêutrons). A massa atômica é a massa de um átomo medida em unidade de
massa atômica, sendo simbolizada por “u”, que equivale a 1,66054×10 g.
12
-24
Massa atômica (MA)
É a massa do átomo medida em unidade de massa atômica (u). Se a�rmarmos que a massa atômica de um átomo do elemento
fósforo (P) é igual a 31u, signi�ca que 1 átomo de sódio é 31 vezes maior que a massa de 1/12 da massa do C.12
A massa atômica de um elemento químico é calculada pela média ponderada das massas de seus isótopos em unidades de
massa atômica (u), pois há vários isótopos na natureza e é feito um cálculo que se baseia em suas abundâncias relativas.
Exemplo 1
Na natureza há dois tipos de cobre, cada um com sua massa.
69,09% de cobre com massa atômica = 62,93u
30,91% de cobre com massa atômica = 64,93u
Qual massa será a referência e colocada na tabela periódica como sendo a massa do cobre? Deveremos fazer a média ponderada
desses isótopos:
MA do elemento cobre = = 63, 55u
(69,09×62,93)+(30,91×64,93)
100
Exemplo 2
O boro possui dois isótopos naturais:
20% de boro com massa atômica = 10u
80% de boro com massa atômica = 11u
Assim, a massa atômica do elemento boro é dada pela média ponderada desses dois isótopos, de maneira proporcional à sua
abundância.
MA do elemento boro = = 10, 80u
(20×10)+(80×11)
100
Exemplo 3
O neônio é formado por três isótopos:
Ne (90,92%), Ne (0,26%) e Ne (8,82%).
Como podemos calcular a massa atômica desse elemento?
20 21 22
MA do elemento neônio = = 20, 18u
(90,92×20)+(0,26×21)+(8,82×22)
100
Massa molecular (MM)
É a massa de uma molécula que forma uma substância (expressa em u) e corresponde ao somatório das massas atômicas dos
átomos constituintes.
Exemplo 1
A molécula de água é formada por dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio (H O). A massa atômica do hidrogênio é 1
e a do oxigênio é 16. A massa molecular da água é a soma dessas massas atômicas:
2
MM = (1u × 2) + (16u × 1)
MM = 18u
Exemplo 2
Uma molécula de açúcar C H O terá a seguinte massa molecular:1222 11
MM = (12 × 12) + (22 × 1) + (11 × 16)
MM = 342u
Massa molar (m)
É a massa quem contém 6,02 × 10 partículas. Sua unidade é grama x mol ou g/mol.23 –1
Constante de Avogadro
É a quantidade de matéria que contém 6,02 × 10 partículas ou 6,02 × 10 mols.23 23
1 mol de átomos
É a quantidade de matéria que contém
6,02 × 10 átomos
1 mol de moléculas 6,02 × 10 moléculas
1 mol de fórmulas 6,02 × 10 fórmulas
1 mol de elétrons 6,02 × 10 íons
1 mol de prótons 6,02 × 10 prótons
23
23
23
23
23
Do mesmo modo que uma dúzia indica 12 unidades de algo, o número de Avogadro indica 6,02 x 1023 unidades de algo. Nesse
caso, é usado para quanti�car átomos, moléculas, íons e tantas outras partículas subatômicas.
O mol pode indicar ainda:
1
Massa
2
Volume
É a mesma massa que encontramos na tabela periódica,
porém em unidade de gramas (g).
Em CNTP , o que signi�ca 273K e 1atm, um mol de um gás
terá um volume de 22,4L.
1
Formas de se representar uma substância
Cálculos de fórmulas
Fórmula é a representação grá�ca da composição de uma substância. Todas as teorias que explicam a formação das mais
diversas ligações químicas permitem prever a fórmula molecular, a estrutural e a eletrônica para uma substância molecular, e a
fórmula empírica para uma substância iônica.
Fórmula centesimal
Fórmula centesimal indica o percentual, em massa, de cada elemento que compõe uma substância. A fórmula centesimal de uma
substância também pode ser calculada teoricamente, porém é necessário conhecer sua massa molecular.
Podemos determinar a fórmula percentual de dois modos:
1 Por meio da fórmula molecular.
2 Por meio da relação entre as massas do elemento e daamostra.
Observaremos a seguir como proceder em cada caso.
Por meio da fórmula molecular
Exemplo 1
http://estacio.webaula.com.br/cursos/go0073/aula6.html
Vejamos o caso da substância ácido sulfúrico, H SO .
Elemento
Massa
atômica
Contribuição do elemento para a massa
molecular
Composição centesimal
(%)
H 1 2 x
O 16 64 y
S 32 32 z
Massa molecular = 2 + 64 + 32 = 98u. Realizando as proporções:
Para o hidrogênio ⇒ x = 2 × 100/98 = 2,0%
Para o oxigênio ⇒ y = 64 × 100/98 = 65,3%
Para o enxofre ⇒ z = 32 × 100/98 = 32,7%
Então temos a fórmula centesimal do ácido sulfúrico, que é: H S O .
2 4
2,0% 65,3% 32,7%
Exemplo 2
Vejamos o caso da substância peróxido de hidrogênio, H O .
Elemento
Massa
atômica
Contribuição do elemento para a massa
molecular
Composição centesimal
(%)
H 1 2 x
O 16 32 y
Massa molecular = 2 + 32 = 34 u
Para o hidrogênio => x = 2 × 100/34 = 5,9%
Para o oxigênio => y = 32 × 100/34 = 94,1%
Então temos a fórmula centesimal do peróxido de hidrogênio, que é: H O .
2 2
2,9% 94,1%
Por meio da relação entre as massas do elemento e da amostra
Exemplo
Uma substância pura, cuja massa é igual a 32,00g, foi submetida a uma análise elementar e foi observado que a mesma continha
10,00g de cálcio, 6,08g de carbono e 15,92g de oxigênio. Qual a fórmula centesimal da substância?
A fórmula percentual dessa substância é: Ca C O .
Porcentagem de Ca:
32g ---------- 100%
10g ---------- x
32x = 1000%
x = 31,25%
Porcentagem de C:
32g ---------- 100%
6,08g-------- y
32y = 608%
y = 19%
Porcentagem de O:
32g---------- 100%
15,92g------- z
32z = 1592%
z = 49,75%
31,25% 19% 49,75%
Fórmula mínima ou empírica
Esse tipo de fórmula indica a proporção, expressa por números inteiros, entre os átomos presentes num agregado atômico (ou
íons, se tivermos um caso de um agregado iônico).
Se conhecemos o quanto de cada elemento está presente em uma amostra de substância, podemos calcular sua fórmula
mínima. Conhecendo-se a fórmula molecular de uma substância, sua fórmula mínima é determinada através de "simpli�cação
matemática" dos índices dos elementos na fórmula molecular. Em muitos casos as fórmulas mínima e molecular são as
mesmas.
Exemplo 1
Se 560 gramas de buteno são formadas por 480 gramas de carbono e 80 gramas de hidrogênio, qual a fórmula mínima dessa
substância?
Inicialmente devemos calcular o número de mols de cada átomo presente na amostra de substância:
Após isso, devemos determinar a relação entre os átomos do elemento. Nesse caso, a proporção entre os átomos de carbono e
de hidrogênio é de 1 para 2 (40 mols de carbono – 80 mols de hidrogênio). Então a fórmula mínima do buteno é CH .
Para o carbono:
12g é a massa de 1 mol de átomos;
480g é a massa de x mol de átomos.
Logo, x = 40.
Para o hidrogênio:
1g é a massa de 1 mol de átomos;
80g é a massa de y mol de átomos.
Logo, y = 80.
2
Exemplo 2
O ácido ascórbico (vitamina C) contém 40,92% de C; 4,58% de H e 54,50% de O em massa. A massa molecular determinada
experimentalmente é 176u. Qual a fórmula empírica desse ácido?
Em 100 gramas de ácido ascórbico, teremos: 40,92 gramas de C; 4,58 gramas de H; 54,50 gramas de O, de acordo com os
percentuais fornecidos no problema. O que nos dá o número de mols de cada elemento:
40,92g C x (1 mol / 12,011g) = 3,407 mols de C
4,58g H x (1 mol / 1,008g) = 4,544 mols de H
54,50g O x (1 mol / 15,999g) = 3,406 mols de O
Determinamos a relação com o menor número inteiro através da divisão de cada um dos valores pelo valor da menor quantidade
de mols:
C = 3,407 / 3,406 = 1,0
H = 4,544 / 3,406 = 1,333
O = 3,406 / 3,406 = 1,0
A quantidade relativa de mols de carbono e oxigênio é praticamente igual, porém a quantidade relativa de hidrogênio é maior.
Considerando que não podemos ter uma quantidade fracionária de átomos em um composto, é necessário normalizar a
quantidade relativa de hidrogênio, de modo que seja igual a um número inteiro.
O número 1,333 é igual a 1 + 1/3, logo, se multiplicarmos as quantidades relativas de cada átomo por 3, obteremos valores
inteiros para cada átomo.
C = (1.0) × 3 = 3
H = (1.333) × 3 = 4
O = (1.0) × 3 = 3
Logo, a fórmula mínima é C H O .3 4 3
Leis das reações químicas
Todas as reações químicas obedecem a algumas regras que são chamadas de leis ponderais e leis volumétricas, as quais
relacionam as massas dos componentes com as dos produtos da reação.
Clique nos botões para ver as informações.
Esta lei a�rma que, em sistemas fechados, a massa total não se altera desde o início até o �m da reação. Desse jeito, a
soma das massas dos reagentes é igual à dos produtos.
A representação da lei de Lavoisier é a seguinte: m (reagentes) → m (produtos).
Exemplo: A conservação da massa na reação entre o sulfato de alumínio e o hidróxido de cálcio pode ser observada abaixo:
Al (SO ) + 3Ca(OH) → 3CaSO + 2Al(OH)
342g + 222g = 408g + 156g
564g = 564g.
Lei da conservação da massa (Lei de Lavoisier) 
2 4 3 2 4 3
Esta lei a�rma que os reagentes e produtos de uma reação química na qual existem apenas substâncias puras (e não
misturas) obedecem a proporções constantes.
Seja qual for a metodologia, a origem ou o método de preparo, a proporção dos elementos presentes é sempre igual. É essa
lei que dá origem ao balanceamento químico.
Lei das proporções constantes (Lei de Proust) 
Quando dois reagentes formam duas ou mais substâncias compostas, a �xação da massa de um deles faz a do outro variar
em proporções inteiras e pequenas. Na prática, isso signi�ca que a massa �xa de um dos elementos pode se combinar com
massas diferentes de outro, formando compostos distintos.
Lei das proporções múltiplas (Lei de Dalton) 
Se com uma massa �xa de um dado elemento químico reagem separadamente diferentes massas de outros elementos,
quando estes últimos reagirem entre si, eles o farão ou na mesma proporção de massas ou numa outra proporção formada
por múltiplos ou submúltiplos dessas massas.
Lei de Richter (Lei das Proporções Recíprocas ou Lei dos Equivalentes) 
Quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases em uma reação se mantêm em
uma proporção �xa, de números inteiros e pequenos.
Leis volumétricas de Gay-Lussac 
Atividade
1. (Fatec-SP) Eugenol, o componente ativo do óleo do cravo-da-índia, tem massa molar 160g/mol e fórmula empírica C H O.