Quimica Basica

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Modulo de 
 
 
Química Básica 
 
 
 
Curso de Licenciatura em Ensino de Química 
 
 
 
 
Universidade Pedagógica 
Departamento de Química 
 
 
Direitos do autor (copyright) 
Este módulo não pode ser reproduzido para fins comerciais. Caso haja necessidade de reprodução, 
deverá ser mantida a referência à Universidade Pedagógica e aos seus Autores. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Universidade Pedagógica 
Rua Comandante Augusto Cardoso, nº 135 
Telefone: 21-320860/2 
Telefone: 21 – 306720 
Fax: +258 21-322113 
 
Agradecimentos 
À COMMONWEALTH of LEARNING (COL) pela disponibilização do Template usado na 
produção 
dos Módulos. 
Ao Instituto Nacional de Educação a Distância (INED) pela orientação e apoio prestados. 
Ao Magnífico Reitor, Directores de Faculdade e Chefes de Departamento pelo apoio prestado 
em todo o processo. 
 
 
Ficha Técnica 
Autor: Filomeno Inroga e Malaquias Tsambe 
Desenho instrucional: Nilsa Pondja Cherinda 
Revisão Linguística: Orlanda Gomane 
Maquetização : Aurélio Armando Pires Ribeiro 
Ilustração: Valdinácio Florêncio Paulo 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química i 
 
Índice 
Modulo de 1 
Visão geral 1 
Bem-vindo ao módulo de Química Básica ....................................................................... 1 
Objectivos do módulo ....................................................................................................... 2 
Quem deve estudar este módulo ....................................................................................... 2 
Como está estruturado este módulo .................................................................................. 3 
Ícones de actividade .......................................................................................................... 4 
Acerca dos ícones .......................................................................................... 4 
Habilidades de estudo ....................................................................................................... 5 
Precisa de apoio? .............................................................................................................. 5 
Auto-avaliação .................................................................................................................. 5 
Avaliação .......................................................................................................................... 6 
Tempo de estudo e outras actividades .............................................................................. 6 
Unidade n° 01 7 
Conceitos fundamentais .................................................................................................... 7 
Introdução ................................................................................................................ 7 
Lição no 01 8 
Classificação e importância da Química ........................................................................... 8 
Introdução ................................................................................................................ 8 
O conceito de Química................................................................................... 8 
O método científico........................................................................................ 9 
Estudo da Química ......................................................................................... 9 
Classificação da Química ............................................................................. 10 
Química 10 
Química e outras ciências ............................................................................ 11 
Importância e áreas de investigação ............................................................ 11 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 12 
Actividades ..................................................................................................................... 12 
Lição no 02 13 
Classificação da matéria ................................................................................................. 13 
Introdução .............................................................................................................. 13 
Matéria ......................................................................................................... 13 
Classificação da matéria .............................................................................. 13 
Propriedades da matéria ............................................................................... 15 
Estados físicos da matéria ............................................................................ 17 
ii Índice 
 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 18 
Lição no 03 19 
Classificação e métodos de separação de misturas ......................................................... 19 
Introdução .............................................................................................................. 19 
Mistura ......................................................................................................... 19 
Classificação das misturas ........................................................................... 20 
Métodos de separação de misturas ............................................................... 20 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 23 
Lição no 04 24 
Linguagem química ........................................................................................................ 24 
Introdução .............................................................................................................. 24 
Métodos de ajustamento de equações .......................................................... 27 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 28 
Respostas aos exercícios ................................................................................................. 28 
Unidade n° 02 30 
Estrutura da matéria e Classificação Periódica ............................................................... 30 
Introdução .............................................................................................................. 30 
Lição no 01 31 
História da teoria atómica ............................................................................................... 31 
Introdução .............................................................................................................. 31 
Teoria atómica clássica ................................................................................ 31 
Teoria atómica moderna .............................................................................. 32 
Números Quânticos ...................................................................................... 35 
Regras de Hund ou princípio de máxima multiplicidade............................. 35 
Princípio de exclusão de Pauli ..................................................................... 35 
Regra de energia mínima ............................................................................. 36 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 37 
Lição no 02 38 
Classificação Periódica ................................................................................................... 38 
Introdução .............................................................................................................. 38 
História da Tabela Periódica ........................................................................ 38 
Variação das propriedades periódicas ..........................................................44 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 46 
Lição no 03 47 
Ligação química .............................................................................................................. 47 
Introdução .............................................................................................................. 47 
Ligação química ........................................................................................... 47 
Electrões de valência.................................................................................... 48 
Regra de Octeto............................................................................................ 48 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química iii 
 
Tipos de ligação química ............................................................................. 48 
Ligação iónica .............................................................................................. 48 
Ligação covalente ........................................................................................ 49 
 
Forças intermoleculares (Van Der Waals e Pontes de hidrogénio) ............. 51 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 52 
Respostas dos exercícios ................................................................................................. 52 
Unidade n° 03 54 
Reacções químicas e relações quantitativas .................................................................... 54 
Introdução .............................................................................................................. 54 
Lição no 1 55 
Reacções químicas. Caracterização e Classificação ....................................................... 55 
Introdução .............................................................................................................. 55 
Reacção química .......................................................................................... 55 
Caracterização .............................................................................................. 56 
Critérios de classificação ............................................................................. 56 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 59 
Lição no 2 60 
Relações Quantitativas .................................................................................................... 60 
Introdução .............................................................................................................. 60 
Relações quantitativas ou lei das combinações químicas ............................ 60 
Leis ponderais .............................................................................................. 61 
Leis volumétricas ......................................................................................... 61 
Lição no 03 66 
Bases da Estequiometria ................................................................................................. 66 
Introdução .............................................................................................................. 66 
Al2(SO4)3 71 
Preparação de soluções ................................................................................ 73 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 75 
Respostas dos exercícios ................................................................................................. 75 
Unidade n° 04 77 
Bases da Química Orgânica ............................................................................................ 77 
Introdução .............................................................................................................. 77 
Lição no 01 78 
Breve Historial da Química Orgânica. ............................................................................ 78 
Introdução .............................................................................................................. 78 
iv Índice 
 
Introdução à Química Orgânica ................................................................... 78 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 80 
L Erro! Indicador não definido. 
Compostos de Carbono. Estrutura e propriedades .......................................................... 81 
Introdução .............................................................................................................. 81 
Compostos de Carbono ................................................................................ 81 
Diferenças entre Compostos orgânicos e inorgânicos ................................. 82 
Propriedades particulares dos compostos orgânicos .................................... 83 
Estrutura das Substâncias Orgânicas ........................................................... 83 
Possibilidades de formação de ligações do átomo de carbono .................... 83 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 85 
Lição no 03 86 
Cadeias Carbónicas ......................................................................................................... 86 
Introdução .............................................................................................................. 86 
Cadeias carbónicas ....................................................................................... 86 
Tipos de Carbono numa cadeia Carbónica .................................................. 88 
Fórmulas Químicas dos Compostos Orgânicos ........................................... 88 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 90 
Lição no 04 91 
Isomeria dos Compostos Orgânicos ............................................................................. 91 
Introdução .............................................................................................................. 91 
Isomeria........................................................................................................ 91 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 94 
Principais Reacções Químicas dos Compostos Orgânicas ............................................. 95 
Introdução .............................................................................................................. 95 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 97 
Lição no 06 98 
Nomenclatura dos Compostos Orgânicos ....................................................................... 98 
Introdução .............................................................................................................. 98 
Nomenclatura dos compostos orgânicos ...................................................... 98 
Estes prefixos indicam a quantidade de átomos de carbono existentes numa 
molécula. A tabela que se segue mostra a designação, em grego, dos 
números correspondentes. ............................................................................ 98 
Radicais ........................................................................................................ 99 
Nomenclatura Substitutiva ........................................................................... 99 
Nomenclatura Radicofuncional ................................................................. 100 
Nomenclatura Trivial ................................................................................. 101 
Auto-avaliação ..............................................................................................................101 
Lição no 07 102 
Principais Funções dos Compostos Orgânicas ............................................................. 102 
Introdução ............................................................................................................ 102 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química v 
 
Auto-avaliação .............................................................................................................. 103 
Respostas aos exercícios ............................................................................................... 104 
Bibliografia ................................................................................................................... 106 
 
 
 
 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 1 
 
Visão geral 
Bem-vindo ao módulo de Química 
Básica 
Neste módulo você fará uma revisão geral dos princípios fundamentais da 
Química do Ensino Secundário Geral, dando particular ênfase ao 
tratamento de temas ligados às relações estruturais na ligação dos átomos 
e iões, em diferentes classes das substâncias químicas, bem como em 
relação às suas reacções. É importante estudar este módulo para criar as 
bases fundamentais para a compressão dos conteúdos dos próximos 
módulos, bem como, para a compreensão do conteúdo prático 
experimental. Assim, o módulo é constituído por 4 unidades: 
A primeira unidade, com 4 lições, em que você fará a classificação da 
Química e da matéria de forma mais abrangente, fará também a 
classificação dos métodos físicos de separação da matéria, incluindo a sua 
caracterização. A unidade termina com os aspectos mais gerais 
relacionados com a linguagem química. 
A segunda unidade, comporta 3 lições. Nesta está incluído o conteúdo 
sobre a estrutura da matéria, a classificação periódica e a ligação química. 
A terceira unidade, que também comporta 3 lições, traz-lhe a 
classificação das reacções químicas e as condições para a sua ocorrência, 
as leis fundamentais que constituem as relações entre as quantidades das 
substâncias e por fim os cálculos estequiométricos. 
A quarta e última unidade, comporta 7 lições. Nesta unidade você terá a 
oportunidade de recapitular todos os aspectos básicos e fundamentais da 
Química Orgânica: A história do seu surgimento, a classificação dos 
compostos orgânicos, as regras para a nomenclatura do compostos, os 
tipos de reacção característicos para cada função, etc. 
 
 
 
 
Objectivos do módulo 
Os objectivos gerais do curso de Licenciatura em Ensino de Química são 
a formação de quadros de nível superior com conhecimentos científicos 
adequados e domínio das técnicas especiais de pensamento e trabalhos 
nas áreas de Química e Ciências Pedagógicas. 
 
Objectivos 
Assim, com este manual pretende-se que você seja capaz de: 
Interpretar os conceitos básicos da Química; 
Aplicar os conceitos e relações fundamentais da Química em factos 
concretos; 
Efectuar cálculos estequiométricos; 
Descrever a relação entre estrutura e as propriedades das substâncias; 
Explicar a relação entre estrutura e propriedades das substâncias. 
 
Quem deve estudar este módulo 
Este Módulo foi concebido para todos aqueles que tenham concluído a 
12a classe de ESG, grupo de ciências ou equivalente e estejam inscritos 
no Curso de Química à distância, fornecida pela Universidade 
Pedagógica. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 3 
 
Como está estruturado este 
módulo 
Todos os módulos dos cursos produzidos pela Universidade Pedagógia-
CEAD encontram-se estruturados da seguinte maneira: 
Páginas introdutórias 
Um índice completo. 
Uma visão geral detalhada do curso / módulo, resumindo os aspectos-
chave que você precisa conhecer para completar o estudo. 
Recomendamos que leia esta secção com atenção antes de começar 
o seu estudo. 
Conteúdo do curso / módulo 
O curso está estruturado em unidades. Cada unidade incluirá uma 
introdução, objectivos, conteúdos e actividades de aprendizagem, um 
summario da unidade e uma ou mais actividades para auto-avaliação. 
Outros recursos 
Se você estiver interessado em aprender mais, propomos-lhe uma lista de 
recursos adicionais para explorar. Estes recursos podem incluir livros, 
artigos ou sites na internet. 
Tarefas de avaliação e/ou Auto-avaliação 
As tarefas de avaliação para este módulo encontram-se no final de cada 
unidade. Sempre que necessário, dão-se folhas individuais para 
desenvolver as tarefas, assim como instruções para as completar. Estes 
elementos encontram-se no final do módulo. 
Comentários e sugestões 
Esta é a sua oportunidade para nos dar sugestões e fazer comentários 
sobre a estrutura e o conteúdo do curso / módulo. Os seus comentários 
serão úteis para nos ajudar a avaliar e melhorar o curso / módulo. 
 
 
Ícones de actividade 
Ao longo deste módulo irá encontrar uma série de ícones nas margens das 
páginas. Estes ícones servem para identificar diferentes partes do 
processo de aprendizagem. Podem indicar uma parcela específica de 
texto, uma nova actividade ou tarefa, uma mudança de actividade, etc. 
Acerca dos ícones 
Neste módulo encontrará ícones que identificam as actividades, dicas, 
sumários e actividades de auto-avaliação. 
Pode ver o conjunto completo de ícones deste módulo já a seguir, cada 
um com uma descrição do seu significado e da forma como nós 
interpretámos esse significado para representar as várias actividades ao 
longo deste módulo. 
 
 
Comprometimento/ 
perseverança 
Actividade 
 
Resistência, 
perseverança 
Auto-avaliação 
 
“Qualidade do 
trabalho” 
 
(excelência/ 
autenticidade) 
Avaliação / 
Teste 
 
“Aprender através 
da experiência” 
Exemplo / 
Estudo de caso 
 
Confirmação / 
Correcção 
Resultados 
 
Horas / 
programação 
Tempo 
 
Vigilância / 
preocupação 
Tome Nota! 
 
“Eu mudo ou 
transformo a minha 
vida” 
Objectivos 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 5 
 
 
 “[Ajuda-me] deixa-
me ajudar-te” 
Leitura 
 
“Pronto a enfrentar 
as vicissitudes da 
vida” 
 
(força / preparação) 
Resumo 
 
“Nó da sabedoria” 
Terminologia 
 
Apoio / 
encorajamento 
Dica 
 
Habilidades de estudo 
Este módulo foi concebido tendo-se em consideração que você vai 
estudar sozinho. É por isso que, no fim de cada unidade/lição há 
actividades que o ajudam a rever tudo o que nela aprendeu. 
Fazem parte deste conjunto de actividades: as experiências 
recomendadas, consulta e interpretação de tabelas, desenho e 
interpretação de gráficos e diagramas, etc., pois eles são preciosos para 
que possa conhecer o nível da sua aprendizagem. 
Precisa de apoio? 
Se você tiver dificuldades, existe o Centro de Recursos à sua espera, 
perto do local da sua residência. Não hesite em recorrer a esse centro, 
pois ele foi criado para si. Lá encontrará literatura e outros materiais de 
consulta. 
Auto-avaliação 
 
Ao longo de cada unidade deve resolver os exercícios, pois estes ajudar-
lo-ão a consolidar a matéria. 
 
Recomendamos que resolva todos os exercícios indicados sem recorrer de 
imediato à chave de correcção que se encontra no fim de cada unidade. 
 
 
 
 
Avaliação 
Neste módulo você vai realizar 2 testes: O primeiro teste terá lugar depois 
de completar a unidade 2. e o segundo no fim o módulo. 
 
Cada teste tem a duração de 90 minutos e o exame durará 120 minutos. O 
seu tutor marcará a data do teste, bem como a do exame 15 a 20 dias 
antes. 
 
Tempo de estudo e outras actividades 
 
 Quanto tempo? 
Este módulo compreende um semestre. 
Você deverá despender 80 horas de estudo para este módulo. 
Assim, deve estudar, em média, uma hora por dia consoante a sua 
disponibilidade, para completar as 5 horas semanais recomendadas pelo 
plano de estudos. 
 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 7 
 
Unidade n° 01 
Conceitos fundamentaisIntrodução 
Bem-vindo a esta unidade didáctica. Nela você terá as noções básicas 
sobre a classificação da Química e da matéria, misturas e seus métodos de 
separação. 
Ao lhe propor esta unidade, pretendemos que você se envolva 
academicamente, de maneira mais activa em todas as actividades 
indicadas ao longo das lições. Neste sentido, achamos que devíamos 
proporcionar-lhe algumas informações básicas sobre a Química. 
 
Ao completar esta unidade, você será capaz de: 
 
Objectivos da 
unidade 
 
Explicar as subdivisões da Química como ciência da natureza e do 
quotidiano; 
Caracterizar a importância social das várias áreas que se relacionam com 
a Química; 
Classificar a matéria, tendo em consideração a definição dos conceitos 
com ela relacionados; 
Caracterizar os tipos de misturas; 
Caracterizar os métodos de separação de misturas; 
 
 
 
 
Lição no 01 
Classificação e importância da 
Química 
Introdução 
O ser humano, movido pela sua curiosidade natural, tentou sempre 
conhecer cada vez mais e melhor o mundo em que vive e ao mesmo 
verificou também que podia aproveitar os mais diversos materiais para 
aumentar o seu bem-estar. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Definir o conceito de Química; 
Caracterizar o estudo da Química como ciência experimental; 
Classificar a Química e explicar a sua importância; 
Interpretar a relação entre a Química e as outras ciências, bem como a sua 
importância para o desenvolvimento económico e sustentável do país. 
 
O conceito de Química 
A Química é uma ciência que estuda os materiais, suas transformações e 
as variações de energia que acompanham essas transformações. 
Também se pode definir a Química como sendo uma ciência da natureza, 
que estuda o mundo que nos rodeia, riquezas naturais, suas formas e 
variedades de fenómenos que nela ocorrem. 
A Química estuda a composição e estrutura das substâncias, as suas 
propriedades, em função da sua composição e estrutura, das condições e 
dos meios de transformação de uma substância noutra. 
As definições do conceito de Química, anteriormente apresentadas, levá-
lo-ão a compreender que a Química é uma ciência activa e em evolução 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 9 
 
constante, sendo também de importância vital no nosso mundo, tanto no 
domínio natural como no social. Apesar de ter raízes muito antigas é uma 
ciência experimental e moderna em todos os seus aspectos. 
 
O método científico 
A Química como ciência da natureza é uma ciência experimental, 
portanto tem como método científico - a experimentação. 
 
Estudo da Química 
Ao estudar a Química como ciência experimental poderá perceber que ela 
ocorre como um processo subdividido em três fases sucessivas: 
observação, representação e interpretação. 
a) Observação. Nesta fase, o químico observa o que se passa 
durante a experiência: uma subida de temperatura, uma mudança 
de cor, a libertação de um gás, etc. 
b) Representação. Aqui, a experiência é descrita e representada em 
linguagem científica, recorrendo-se a símbolos e equações. Esta 
notação simbólica contribui para simplificar a descrição e 
proporciona uma base de comunicação comum a todos os 
químicos. 
c) Interpretação. Fase em que o químico procura explicar o 
fenómeno observado. 
Em cada uma destas fases, ocorre simultaneamente, uma abordagem a 
nível macro e microscópico: 
� Na abordagem da Química a nível macroscópico, são observadas 
directamente as coisas, tocando-as, pesando-as, etc., ou seja, os 
dados experimentais das observações provêm, sobretudo, dos 
fenómenos físicos; 
� Ao nível microscópico, faz-se uma abordagem sobre o 
comportamento dos átomos e moléculas constituintes das 
 
 
Descritiva 
Química 
Geral 
Química 
Especial 
 
Química 
 Pura Química Orgânica 
Analítica 
Qualitativa 
Quantitativa 
Química mineral/ 
Inorgânica 
substâncias intervenientes; ou seja, as teorias explicativas 
baseiam-se normalmente no mundo dos átomos e moléculas. 
No estudo da Química também são considerados: 
� O método científico - como base da investigação em Química e 
qualquer outra ciência; 
� Os processos de medição usados no laboratório; 
� O tratamento dos dados numéricos resultantes de medições 
químicas e; 
� A resolução de problemas estequiométricos. 
 
Classificação da Química 
O esquema que se segue, ajudá-lo-á a conhecer as vá- 
rias ramificações da Ciência Química, bem como o posicionamento 
daquilo que esta a estudar, dentro da classificação da Química. 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
 
 
 
 
Em seguida, tem a caracterização para cada uma das ramificações da 
Química: 
Química Pura. Subdivide-se em Química Geral e Química Especial. 
Química Geral. Estuda propriedades e leis aplicadas a todas as 
substâncias. 
Química aplicada 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 11 
 
Química Especial. Estuda propriedades de uma determinada substância 
ou grupo de substâncias. 
Química Descritiva. Descreva as propriedades das substâncias ou grupo 
de substâncias. 
Química mineral ou Inorgânica. Estuda todos os demais elementos. 
Química Orgânica. Estuda compostos orgânicos ou compostos de 
carbono. 
Química Analítica. Estuda a caracterização da natureza da substância. 
Química Analítica Qualitativa. Determina a natureza dos elementos na 
substância. 
Química Analítica Quantitativa. Determina em que proporções estão 
presentes os elementos constituintes de uma determinada substância. 
Química aplicada. Está relacionada com a aplicação prática da Química 
na Agricultura, na Indústria, na Biologia, na Medicina, na Bioquímica, na 
Petroquímica, na Bromatologia (estudo dos alimentos), na Química 
Industrial (estudo dos processos de elaboração de substâncias necessárias 
à indústria e ao consumo), na Radioquímica (estudo e aplicação de 
substâncias radioactivas). 
 
Química e outras ciências 
Diz-se com frequência que a Química é a “ciência central”, pois são 
essenciais os conhecimentos básicos da mesma para o estudo da Biologia, 
Física, Geologia, Ecologia, e de muitas outras áreas científicas. 
Importância e áreas de investigação 
Embora a Química seja em grande medida uma ciência experimental, os 
químicos: 
� Estudam propriedades e estruturas das moléculas; 
� Analisam poluentes em emissão de escapes ou substâncias 
tóxicas em solos e água. 
A Química tem aplicação em inúmeras outras áreas de investigação como 
por exemplo: 
� Parte da investigação médica e biológica faz-se a nível atómico e 
molecular; 
� Desenvolvimento de novos medicamentos; 
 
 
� Investigação agrícola; 
� Procura de solução para a poluição ambiental; 
� Procura de fontes de energia alternativas; 
� A maioria das indústrias, independentemente do seu produto 
final, depende do trabalho químico (sintetização de polímeros) 
que são utilizados em vestuário, utensílios de cozinha, 
brinquedos, etc. 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
1. Qual é o objecto de estuda da Química? 
2. Qual é a base do método científico da Química? 
3. Mencione duas áreas de investigação em que a Química é aplicada. 
4. Como se caracteriza a abordagem Química a nível microscópico? 
 
Actividades 
 
 
1. Faça um levantamento de todas as indústrias químicas que existem 
na sua Província. 
2. Para as indústrias químicas mencionadas em 1), discuta a sua 
contribuição para o desenvolvimento da Província e do País em 
geral. 
 
 
Leitura 
 
Lei mais sobre a relação entre a Química e outras Ciências em: AICHINGER-
MANGE. Química Básica-1 ”Orgânica”. E.P.U. São Paulo, 1992 e CHANG, 
Raymond, Química Geral - Conceitos essenciais. 4ª Edição. São Paulo, Editora 
Mc Graw-Hill, 2007. 
 
 
 
 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciaturaem Ensino de Química 13 
 
Lição no 02 
Classificação da matéria 
Introdução 
Todos os materiais que existem na natureza como os que são produzidos 
artificialmente têm os mais variados aspectos: podem ser sólidos, mais ou 
menos resistentes; podem ser líquidos, mais ou menos fluídos; e podem 
ser gasosos, com ou sem cor, com cheiro ou sem cheiro, etc. 
A classificação da matéria é o ponto de partida para a compreensão da 
constituição da matéria e sua transformação como objecto de estudo da 
Química. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Definir e classificar a matéria; 
Caracterizar os conceitos fundamentais da matéria; 
Indicar as propriedades gerais e específicas da matéria; 
Caracterizar as propriedades gerais e específicas da matéria; 
Caracterizar os estados de agregação das substâncias e suas variações. 
 
Matéria 
De forma simplificada pode-se definir a matéria como sendo tudo aquilo 
que tem massa, volume e ocupa espaço. 
Classificação da matéria 
A matéria classifica-se em: substâncias puras e misturas. 
As misturas subdividem-se em misturas homogéneas e heterogéneas. 
As substâncias puras subdividem-se em substância elementar simples e 
substância elementar composta; 
 
 
Os compostos subdividem-se em compostos inorgânicos e orgânicos. 
Substância é a forma isolada da matéria com composição definida e 
propriedades próprias. Ex.: água, amoníaco, açúcar (sacarose), oxigénio, 
etc. 
Corpo é a porção limitada da matéria que tem massa, ocupa lugar no 
espaço e tem uma certa forma. 
Matéria Corpo Objecto 
Madeira Tábua de madeira Massa de madeira 
Ferro (minério) Barra de ferro (depois 
da fundição) 
Grade de ferro 
Tabela 1: Exemplos de matéria, corpo e objecto 
Substância pura é qualquer substância simples ou composta, formada por 
átomos, moléculas ou aglomerados iónicos todos iguais entre si, com 
propriedades características bem definidas e composição química 
constante; é sempre homogénea. 
Substância composta é qualquer substância pura, cujos componentes 
(diferentes átomos) combinam-se em proporções fixas e não se mantêm 
as propriedades individuais das substâncias que a originaram. 
Molécula é um agregado de pelo menos dois átomos num dado arranjo, 
ligados uns aos outros por forças especiais. 
Substância elementar é uma substância pura, constituída pelo mesmo 
elemento químico, caracterizado por ser indecomponível noutras 
substâncias. Exemplo: Fe; N2; O3; S8; etc. 
Substância elementar composta é uma substância elementar constituída 
por pelo menos dois átomos do mesmo elemento químico. Exemplo: Cl2; 
N2; O2, etc. 
Substância elementar simples é uma substância constituída por um tipo 
de átomo do mesmo elemento químico. Exemplo: Cu; S; Si. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 15 
 
Composto químico é uma substância constituída por átomos de dois ou 
mais elementos, unidos quimicamente em proporções bem definidas e 
constantes. 
Elemento químico é a substância que, por meios químicos, não pode ser 
decomposta em substâncias mais simples. É caracterizado 
exclusivamente pelo seu número de carga nuclear ou número atómico 
(Z). 
Elemento é um conceito sub microscópico. Na caracterização do 
elemento químico, na sua existência material, trata-se duma “ substância 
elementar simples”. 
Átomo é a partícula mais pequena da substância que mantêm as 
propriedades desta. É constituído por um núcleo (com p+ e no) e uma 
electrosfera com (electrões). 
Alotropia é o fenómeno a partir do qual um dado elemento químico existe 
sob a forma de diversas substâncias simples. 
 Exemplo: Fósforo (P) P P4 
O fenómeno da alotropia é condicionado pela existência de moléculas de 
diferentes formas alotrópicas e pela diferença a nível da estrutura dos 
seus cristais. 
As formas alotrópicas ou alótropos do elemento, geralmente diferem 
entre si na estrutura e nas propriedades físícas e químicas. 
Exemplo: Carbono, carbine, grafite. Ou Oxigénio e ozono. 
 
Propriedades da matéria 
a) Propriedades gerais 
Massa - grandeza dimensional, medida em grama (g). 
Volume - Grandeza dimensional, medida em litros (l) ou dm3. 
 
 
Impenetrabilidade - dois corpos não podem ocupar simultaneamente o 
mesmo lugar. 
Divisibilidade - pode-se dividir a matéria até ao átomo (partícula que 
conserva as propriedades da substância). 
Elasticidade - sob acção de forças externas ocorre a variação de volume. 
 
b) Propriedades específicas 
Propriedades físicas - quando não ocorre a alteração da estrutura interna 
da matéria, pois estão relacionadas aos fenómenos físicos: 
I. Ponto de fusão – é a temperatura a partir da qual uma determinada 
substância passa do estado sólido ao líquido; 
II. Ponto de ebulição - é a temperatura a partir da qual uma 
determinada substância passa do estado líquido ao gasoso; 
III. Densidade absoluta ou massa específica ρ = Ar/v 
IV. Densidade relativa ρ = Mr/v 
V. Densidade - densidade de uma substância é a relação entre a massa 
e a unidade de volume dessa substância; ρ = m/v; SI [g/cm3] 
VI. Calor específico (c) - quantidade de energia calorífica necessária 
para elevar de um grau Celsius a temperatura de um grama de 
substância; c = C/m SI [J/g · 0C]. 
VII. Coeficiente de solubilidade - é a quantidade de uma substância (em 
geral em gramas), necessária para saturar uma quantidade padrão 
de solvente em determinadas condições físicas de temperatura e 
pressão. Cada substância pura tem um coeficiente de solubilidade 
específico. 
VIII. Capacidade calorífica (C) - quantidade de energia calorífica 
necessária para elevar de um grau Celsius a temperatura de uma 
dada quantidade de substância; C = m · c; 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 17 
 
Solidificação Sublimação Fusão 
Propriedades químicas - quando há alteração interna da matéria. São as 
que se relacionam com o comportamento das substâncias em reacções 
químicas. 
Propriedades organolépticas - são aquelas que influenciam os órgãos de 
sentido em função dos estados de agregação da mesma. Ex: cor, textura, 
estado de agregação, etc. 
 
c) Propriedades funcionais 
São aquelas que caracterizam um grupo de substâncias. Ex, todos os 
ácidos envermelhecem o papel azul de tornassol. 
Estados físicos da matéria 
A mudança de estado das substâncias depende de dois factores principais: 
temperatura e pressão. 
 
 
 
 
 
 Vaporização (evaporação/ebulição) 
 Condensação / liquefacção 
Figura 1: Mudanças de estado da matéria. 
 
Estado sólido - Neste, as forças de atracção entre as partículas são 
maiores que as forças de repulsão; o corpo apresenta forma e volume 
constante 
Estado líquido - Neste, as forças de atracção e de repulsão são 
equivalentes; o corpo apresenta forma variável e volume constante; 
Estado gasoso - Neste, as forças de repulsão entre as moléculas são 
maiores que as de atracão; o corpo apresenta forma e volume variável. 
LÍQUIDO GASOSO 
SÓLIDO 
 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
1. Defina os seguintes conceitos: matéria e substância. 
2. Dê dois exemplos de mistura homogénea e dois de mistura 
heterogénea. 
3. Quais são as propriedades comuns para qualquer substância? 
4. Considere o esquema dos estados físicos da matéria. Defina, a partir 
dele os seguintes conceitos: fusão e solidificação. 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 19 
 
Lição no 03 
Classificação e métodos de 
separação de misturas 
Introdução 
A maior parte dos materiais comuns são misturas de substâncias que 
podem ser separadas por processos físicos baseando-se nos 
conhecimentos das propriedades características das substâncias. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
Caracterizar os diferentes tipos de misturas; 
Descrever os diferentes métodos de separação de misturas homogéneas e 
heterogéneas;Relacionar os métodos de separação de misturas com as praticas do 
quotidiano; 
 
Mistura 
Mistura é uma combinação de duas ou mais substâncias, em que elas 
mantêm a sua identidade própria. Os componentes da mistura podem 
intervir em proporções variáveis. Exemplo: Ar, refrigerante, cimento, etc. 
Misturas homogéneas são aquelas que apresentam um aspecto uniforme 
e nelas não se podem distinguir as partículas das substâncias que se 
encontram misturadas. Exemplo: água do mar, areia, etc. 
Misturas heterogénias são aquelas que não apresentam um aspecto 
uniforme, sendo possível distinguir as partículas dos diferentes materiais 
que a constituem. Exemplo: Granito (quartzo, feldspato e mica); água e 
areia, etc. 
Mistura coloidal é constituída por partículas menores que as das 
misturas heterogéneas e homogéneas e só são observadas ao microscópio. 
 
 
Exemplo: tintas, colas, gelatinas, queijo, manteiga, maionese, pasta 
dentífrica, etc. 
 
Classificação das misturas 
a) Misturas homogéneas 
As misturas homogéneas podem ser do tipo: 
 
Exemplo 
Gasoso - liquido. Água (aquecimento e agitação). 
Liquido - liquido. Líquidos miscíveis (destilação fraccionada). 
Sólido - liquido. Solução (evaporação, secagem, destilação). 
Gasoso - gasoso. Ar atmosférico (liquefacção fraccionada e 
absorção). 
 
b) Misturas heterogéneas 
As misturas heterogéneas podem ser do tipo: 
 
Exemplo 
Sólido - sólido. Limalha de ferro e areia (catação, ventilação, 
atracção magnética, flotação, peneiração, 
dissolução fraccionada, sublimação). 
Sólido - liquido. Areia e água (filtração). 
Sólido - gás. Poeira no ar (decantação, câmara de poeira, 
filtração). 
Liquido - gás. Gás carbónico em bebidas gaseificadas 
(aquecimento e agitação). 
Líquido - liquido. Vinagre com azeite (funil de separação). 
 
 
Métodos de separação de misturas 
Quando um Químico se depara com um material desconhecido, por 
exemplo, uma amostra de pedra lunar ou um meteórito ou ainda de um 
material encontrado numa caverna que está sendo explorada, ele procura, 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 21 
 
através de diversas técnicas físicas e químicas, encontrar a composição 
desse material, ou seja, saber de que substâncias e elementos ele é 
formado. 
A primeira providência é fazer a análise imediata do material, isto é, 
separar através dos processos puramente físicos as diversas substâncias 
presentes na amostra. 
Esses processos baseiam-se no facto de que o conjunto de características 
físicas, como ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, solubilidade, 
é diferente para cada uma das substâncias e, manejando criteriosamente 
essas diferenças, consegue-se separá-las uma a uma. 
A separação dos compostos de uma mistura é realizada por meio de 
diversos processos e técnicas, que dependem de uma série de factores 
como estado físico e propriedades da mistura. Tais processos podem ser: 
1. Catação. Consiste na escolha com base no tamanho das partículas. 
Este processo é manual (com ajuda de uma pinça). Exemplo: 
eliminação de corpos estranho n o arroz antes de cozinhar. 
2. Peneiração. Tem como base o tamanho de granulação das partículas. 
Exemplo: Peneirar arroz ou milho. 
3. Separação magnética. Tem como base as propriedades magnéticas. 
Este processo é aplicável a mistura de sólidos, quando um dos 
componentes é atraído pelo Íman. Exemplo: separação de limalhas de 
ferro na mistura de areia e ferro. 
4. Ventilação. Tem como base a densidade dos componentes da 
mistura. Consiste na passagem da corrente de ar sobre a mistura. Esta 
arrasta os componentes menos densos. Exemplo: Processo que ocorre 
na máquina de descasque de arroz; Lavrador no cafezal (separação do 
grão da palha com ajuda do vento). 
5. Flotação. Processo de separação de dois sólidos de densidades 
diferentes com o emprego de um líquido de densidade intermediária e 
que não dissolve nenhum dos sólidos. Exemplo: uso do mercúrio para 
retirada de Ouro do seu minério. 
 
 
6. Dissolução fraccionada. Tem como base as diferentes solubilidades 
dos compostos, ou seja, visa separar solúveis de insolúveis, 
colocando a mistura em solvente apropriado. Exemplo: separação da 
mistura de sal e areia usando a água como solvente. 
7. Fusão fraccionada. Consiste na separação de uma mistura de sólidos 
sub aquecimento, onde um deles passa para estado líquido antes do 
outro. Exemplo: separação dos componentes do bronze (mistura 
homogénea de metais). 
8. Sublimação. Consiste na passagem directa de um dos componentes 
do estado sólido para gasoso ou vice-versa. Exemplo: Sublimação da 
cânfora. 
9. Filtração. Consiste na separação de partículas sólidas em suspensão 
num líquido, fazendo este atravessar um material poroso (papel de 
filtro, cerâmica, etc.). Exemplo: filtração da água para beber. 
10. Decantação. Consiste na separação de misturas com base na força 
gravitacional na qual uma das substâncias tem peso específico maior 
que a outra; ou seja, é a separação de um líquido sobre natante de 
outro líquido ou sólido. Exemplo: Separação de água e arroz; 
separação de água e azeite. 
11. Centrifugação. Consiste na separação de materiais de uma mistura, 
pela aplicação de um movimento de rotação. 
Para fazer uma centrifugação é preciso uma centrifugadora. Esta máquina 
faz rodar a mistura (uma das partes tem que ser líquida) a alta velocidade, 
provocando a separação pela acção da força centrifuga, que é aplicada 
(do centro para fora). A separação dá-se devido às diferenças de 
densidades dos materiais. Normalmente uma centrifugação é seguida de 
uma decantação. 
Exemplo: Este processo é utilizado, no fabrico da manteiga (para separar 
a nata do leite), nos laboratórios de análise bioquímica (para separar os 
glóbulos vermelhos do plasma sanguíneo ou para conseguir um 
sedimento de urina). 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 23 
 
12. Cristalização. Consiste na obtenção de cristais a partir de uma 
solução, por evaporação do solvente. Exemplo: obtenção do sal a 
partir da água do mar. 
13. Destilação. Consiste em separar, por acção do calor, os componentes 
de uma mistura. Ela pode ser: 
a) Destilação simples. Quando os componentes da mistura 
apresentam pontos de ebulição afastados. Exemplo: separação do 
álcool e água no processo de produção de aguardente. 
b) Destilação fraccionada. Quando os componentes da mistura 
apresentam pontos de ebulição muito próximos. Exemplo: 
Separação dos componentes do petróleo. 
14. Cromatografia. Processo de separação dos componentes de uma 
mistura corada através de um material poroso e de um solvente 
apropriado. A cromatografia é geralmente utilizada para pequenas 
quantidades de amostra. Exemplo: separação dos componentes da 
tinta de caneta pela cromatografia de papel. 
15. Extracção por solvente. Consiste em separar um ou mais 
componentes de uma mistura usando um solvente apropriado que 
apenas dissolve parte da mistura. Exemplo: Extracção de substâncias 
vegetais usando água ou álcool; extracção da substância corante do 
chá, usando vapor de água. 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
1. Como é que classificas as seguintes misturas: Coca-Cola, Água e 
óleo, Iogurte, água do mar e Ar atmosférico. 
2. Por acidente o Alberto despejou na areia 10 gramas de sal que 
tinha em sua casa. Como é que você procederia para ajudá-lo a 
recuperar o sal? 
 
 
 
 
Lição no 04 
Linguagem química 
Introdução 
Desde o tempo dos alquimistas os elementos químicos conhecidos já 
eram representados por símbolos. Por exemplo, o Ouro era identificado 
pelo símbolo do sol e a Prata pelo símbolo da lua. 
Como toda a língua a sua aprendizagem inicia pelo alfabeto. No caso da 
química, o alfabeto é composto pelos símbolos dos elementos químicos 
que compõem a tabela periódica, permitindo uma descrição da 
composição e das reacções químicas. 
Ao completar estalição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
Escrever correctamente os símbolos, fórmulas e equações químicas; 
Interpretar quantitativamente e qualitativamente a equação química; 
Descrever os métodos de ajustamento de equação química; 
Ajustar a equação química pelo método de conservação de massa. 
 
Símbolo Químico 
O símbolo químico representa uma linguagem própria que permite a 
descrição da composição das substâncias e das reacções químicas. 
Actualmente utiliza-se o método sugerido por J. J. Berzelius em 1811. 
Assim, um símbolo é formado por uma ou duas letras e representa um 
átomo do elemento, como pode ver alguns exemplos na tabela que se 
segue: 
 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 25 
 
Nome do elemento 
em português 
Nome do elemento 
em Latim 
Símbolo 
químico 
Nitrogénio Nytrogenum N 
Carbono Carbo C 
Cobre Cuprum Cu 
Enxofre Sulphur S 
Estanho Stanum Sn 
Fósforo Phosfores P 
Chumbo Plumbum Pb 
Tabela 2: Nomes e símbolos químicos de alguns elementos 
 
Fórmula química 
A fórmula química de uma substância é a expressão da sua composição 
através de símbolos químicos. Ela dá-nos a distinção entre substâncias 
simples e compostas, que constituem e determinam a quantidade de 
átomos de um elemento que se relaciona com a quantidade de outro. 
Para substâncias elementares compostas, escreve-se o símbolo químico 
do elemento e acrescenta-se um índice (número que indica a quantidade 
de átomos). O índice é escrito à direita e em baixo do símbolo do 
elemento. Exemplo: O2; H2; N2. 
Para substâncias compostas, escreve-se os símbolos químicos dos 
elementos que constituem o composto e acrescenta-se os índices (que 
correspondem à troca de valências dos átomos). Exemplo: H2O; CaO; 
CO2. 
Fórmula molecular é aquela que indica o significado qualitativo (indica 
os elementos constituintes da substância) e quantitativo (indica o número 
de átimos de cada elemento existente na molécula). 
Exemplo: H2SO4 - a molécula apresenta dois (2) átomos de Hidrogénio, 
um (1) átomo de Enxofre e quatro (4) átomos de Oxigénio. 
 
Fórmula racional - expressa o tipo de ligação e os grupos de átomos 
participantes, indica também a composição qualitativa e quantitativa da 
substância. 
 
 
Exemplo: CH3 – CH2 – CH3 
 
Fórmula estrutural - indica a quantidade e qualidade dos átomos. 
Também põe em evidência o tipo de ligação entre os átomos, bem como a 
sua disposição na molécula. 
 
Exemplo: H H H 
 ׀ ׀ ׀ 
 H – C – C – C – H 
 ׀ ׀ ׀ 
 H H H 
 
Fórmula iónica – é aquela que indica a carga dos iões, o significado 
qualitativo e quantitativo da substância. 
Exemplo: SO42- - a molécula tem carga negativa (2-), apresenta um (1) 
átomo de Enxofre e quatro (4) átomos de Oxigénio. 
 
Equação química 
A equação química é a representação gráfica da reacção química. 
Representa, simbolicamente, as substâncias que intervêm numa reacção 
química e as respectivas proporções. 
Para escrever correctamente a equação química você deve seguir os 
seguintes passos: 
1˚ - Escrever as fórmulas químicas que traduzem correctamente as 
substâncias envolvidas (reagentes e produtos), indicando os estados 
físicos de cada uma delas. 
 Exemplo: H2 (g) + O2 (g) H2O (l) 
2˚ - Acertar a equação (tendo como base o número de átomos em cada 
um dos membros). Para tal utilizam-se os coeficientes estequiométricos. 
 Exemplo: 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) 
Uma equação fica acertada quando o número de átomos de cada espécie é 
igual em cada um dos membros da equação. 
 
N.B: A fórmula estrutural pode ser 
simplificada, considerando cada traço livre 
correspondente a um átomo de hidrogénio. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 27 
 
Aspectos qualitativos e quantitativos 
Uma vez separadas as diversas substâncias da amostra, a seguinte 
providencia é fazer uma análise elementar de cada uma delas. 
A análise elementar subdivide-se em qualitativa, cuja finalidade é 
descobrir os tipos de elementos que formam a substância, e quantitativa, 
que tem por finalidade descobrir a proporção em que esses elementos 
aparecem, ou seja, descobrir a fórmula da substância. 
As equações químicas apresentam significados qualitativos e 
quantitativos (a nível micro e macroscópico): 
Significado qualitativo – representa os reagentes e os produtos; 
Significado quantitativo a nível microscópico - indica o número relativo 
de átomos, iões e moléculas envolvidas na reacção; 
 Exemplo: 2Na(s) + 2H2O(l) 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g) 
 
Significado quantitativo a nível macroscópico - indica a quantidade de 
substância. 
Exemplo: 2 mol. de Sódio (Na) reagem com 2 mol de Água (H2O) para 
formar 2 mol. de ião sódio (Na+), 2 mol de ião hidroxilo e 1 mol. de 
Hidrogénio. 
 
Métodos de ajustamento de equações 
a) Método das tentativas - que consiste, basicamente, em contar os 
átomos nos reagentes e nos produtos, tornando-os iguais. 
Lei de Lavoisier (também conhecida como lei de conservação de massas), 
diz que: 
“Numa reacção química, a massa total dos reagentes que se transformam 
é igual à massa total dos produtos da reacção que se formam”. 
Lei de Proust (também conhecida como lei das proporções constantes), 
diz que: 
 
 
“São constantes as proporções ponderais em que se combinam entre si os 
elementos que formam um composto”. 
b) Método redox - que pode ser pela variação do nox ou pelas semi-
equações (método do ião electrão). 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
1. Quem foi o cientista que estabeleceu a regra para a escrita dos 
símbolos químicos? 
2. Mencione as regras básicas para a determinação de nox dos 
elementos químicos? 
 
 
Leitura 
 
Leia mais sobre as reacções redox em: GLINKA, N. Química Geral 1, 
Editora Mir Moscovo. 1988 e CHANG, Raymond, Química Geral – 
Conceitos essenciais. 4ª Edição. São Paulo, Editora Mc Graw-Hill, 2007. 
 
 
Respostas aos exercícios 
 
 
 
Resultados 
 
 
Lição 1 
1. R: O objecto de estudo da Química é a matéria e suas transformações. 
2. R: A base do método científico é a experimentação. 
3. R: Confira com o texto da página 10. 
4. R: Ao nível microscópico faz-se abordagem sobre o comportamento 
dos átomos e moléculas que constituem as substâncias que se 
pretende analisar. 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 29 
 
Lição 2 
1. R: matéria é tudo aquilo que tem massa e ocupa volume. E substância 
é a forma isolada da matéria com composição definida e propriedades 
próprias. 
2. R: Misturas homogéneas devem possuir uma única fase. E misturas 
heterogéneas devem possuir mais de uma fase. 
3. R: As propriedades comuns de qualquer substância são: massa, 
volume, impenetrabilidade, divisibilidade e elasticidade. 
4. R: Fusão - passagem da substância do estado sólido para líquido e 
solidificação - passagem da substância do estado líquido para sólido. 
Lição 3 
1. R: Misturas homogéneas: Coca-Cola, iogurte, e ar atmosférico. 
Misturas heterogéneas: água e óleo, e água do mar. 
2. O sal pode ser recuperado seguindo os seguintes métodos de 
separação de misturas: adicionando água a mistura de sal e areia, 
seguido de decantação, filtração e evaporação. 
Lição 4 
1. R: O cientista que estabeleceu a regra para escrita de símbolos 
químicos foi Berzelius. 
2. R: Deve-se conhecer a valência do elemento, escrever em numeração 
árabe a quantidade de electrões cedidos ou ganhos. 
 
 
 
Unidade n° 02 
Estrutura da matéria e 
Classificação Periódica 
Introdução 
Bem-vindo a esta unidade didáctica. Nela você terá as noções básicas 
sobre a teoria atómica, a estrutura da matéria, a classificação periódica e 
ligação química. 
Nesta unidade você deve desenvolver o sentido de imaginação na análise 
da estruturaatómica, uma vez que irá tratar de partículas sub-
microscópicas. Neste sentido, propomos-lhe que comece com algumas 
informações sobre o historial da teoria atómica e tabela periódica, bem 
como sobre as ligações químicas. 
 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da unidade 
 
 
 
Mencionar os antecedentes históricos da interpretação da estrutura 
atómica; 
Interpretar a estrutura atómica segundo a teoria de Bohr e a Mecânica 
Quântica; 
Representar geometricamente a ordem energética das orbitais atómicas; 
Explicar a variação das propriedades periódicas ao longo dos grupos e 
períodos; 
Identificar e caracterizar os diferentes tipos de ligações químicas; 
Prever a natureza duma ligação química e representar as estruturas 
cristalinas. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 31 
 
Lição no 01 
História da teoria atómica 
Introdução 
Desde os tempos mais remotos os Homens tem-se dedicado ao estudo de 
fenómenos naturais e procurando explicar a sua essência e constituição da 
matéria envolvida. Na antiguidade uma questão, que preocupou a 
humanidade era se a matéria seria divisível ou não. 
O conceito actual de elemento químico foi estabelecido a partir do 
conhecimento da constituição e estrutura dos átomos. Aqui vais 
caracterizar os elementos químicos sob o ponto de vista atómico. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Descrever a História da teoria atómica; 
Explicar as limitações de cada modelo atómico; 
Representar os diferentes modelos atómicos; 
Identificar os números quânticos; 
Determinar os números quânticos para cada electrão do átomo. 
 
Teoria atómica clássica 
Os filósofos gregos Demócrito e Lucrécio, por volta do sec. V a. c. 
suscitaram que toda a matéria era composta por partículas muito 
pequenas e indivisíveis a que chamaram de ÁTOMO (palavra grega que 
significa Indivisível; A = não; TOMOS = divisão). 
Embora a teoria de Demócrito e Leucipo não tenha sido aceite por outros 
filósofos da antiguidade como Platão e Aristóteles, nem por isso deixou 
de ser referida ao longo dos séculos. 
 
 
 
Modelo atómico de Dalton 
No início do sec. XIX, para explicar racionalmente as leis da combinação 
química (leis deduzidas através de resultados experimentais), Dalton 
criou a sua famosa teoria atómica, na qual foi dado o conceito químico de 
átomo, como partícula maciça e indivisível constituinte da matéria. 
Deste modo o primeiro modelo atómico foi criado pelo cientista inglês 
John Dalton em 1806, que segundo ele os átomos eram partículas muito 
pequenas, indestrutíveis, de forma esférica com dimensões e peso 
característicos de cada elemento. 
Dalton define átomo como a menor porção de um elemento que pode 
participar numa combinação química. Portanto, Dalton imaginava o 
átomo como muito pequeno e indivisível, veja a figura 2. 
 
Figura 2: Modelo atómico de Dalton 
 
Teoria atómica moderna 
Modelo atómico de Thomson 
Com a invenção do tubo de raios catódicos em 1890 (um precursor do 
tubo usado nos televisores), foi descoberto o electrão e as suas 
propriedades pelo cientista Inglês J. Thomson em 1897. 
Para explicar a existência de partículas com carga negativa (electrões) no 
átomo, Thomson propôs em 1904 um novo modelo para o átomo - 
modelo de bolo de passas. 
Segundo este modelo, Thomson visualizava o átomo como uma esfera 
como carga eléctrica positiva no interior da qual encontravam-se 
distribuídos os electrões, tal como passas de uva incrustadas num bolo, 
como pode ver na figura 3. 
 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 33 
 
Assim começava a admitir-se a divisibilidade do átomo e a reconhecer-se 
a natureza eléctrica da matéria. Portanto os átomos contem partículas 
negativas que (electrões) que provocam a neutralidade dos mesmos. 
As limitações deste modelo estão relacionadas com o facto de não fazer 
corresponder os átomos aos elementos, por não se saber o número de 
electrões em cada átomo. 
 
Figura 3: Modelo atómico de Thomson 
 
Modelo atómico de Rutherford 
O cientista New Zelandez Ernest Rutherfor, procurando descobrir, 
experimentalmente, as particularidades do átomo, realizou uma série de 
experiências com substâncias radioactivas e não só, tendo chegado, em 
1911, a conclusão de que o átomo era formado por um núcleo pequeno, 
denso e electricamente positivo, com espaços vazios à sua volta onde se 
encontram girando os electrões (carga negativa) que contrabalançam a 
carga positiva do núcleo e garantem a neutralidade do átomo. 
Em resumo, o átomo seria semelhante ao sistema solar: o núcleo 
representando o Sol e os electrões seriam os planetas, girando em orbitas 
circulares e formando a chamada electrosfera, veja a figura 4. 
 
 
Figura 4: Modelo atómico de Rutherford 
 
Este modelo apresenta limitações pelo facto de admitir que os electrões 
giravam a volta do núcleo, mas de acordo com a mecânica clássica (teoria 
electromagnética de Maxwell) segundo a qual toda a partícula eléctrica 
em movimento emite energia na forma de ondas electromagnéticas, 
consequentemente o electrão em movimento perderia a sua energia e 
entraria em colisão com o núcleo - o que na prática não acontece. 
Esta contradição levou ao desenvolvimento de novos modelos atómicos. 
 
 
 
 
Modelo atómico de Bohr 
Niels Bohr, tentando explicar o modelo de Rutherford, inspirou-se na 
teoria quântica de radiação de Max Plank e propôs o seguinte: 
� Aos electrões são permitidos certos estágios de energia fixos e 
determinados - orbitas; 
� Nenhum electrão será encontrado entre dois estágios de energia; 
� Se um electrão recebe energia “alta” para o estagio superior, 
estágio de maior energia e se ele deixa de receber energia, 
devolve energia recebida e “salta” para o seu estágio de origem 
(estado fundamental). 
Assim ao “átomo de Rutherford”, corrigido pelas ponderações de Bohr 
foi dado o nome de Modelo atómico de Rutherford - Bohr. 
Bohr caracterizou cada nível energético (ou camada electrónica) por um 
número natural n que toma valores que vão de 1 a 7, aos quais atribuiu 
designações correspondentes às letras do alfabeto: 
 Nível 1 2 3 4 5 6 7 
 Camada K L M N O P Q 
Stoner propôs que o número máximo de electrões para cada nível 
energético (ou camada electrónica) pode ser determinado pela relação 
2n2, onde n é o nível de energia. 
 
Modelo atómico mecânico-ondulatório 
Neste modelo considera-se que o electrão apresenta um comportamento 
de partícula-onda. 
Em 1905 Einstein propôs que a luz seria formada por partículas-onda, 
isto é, algo “misto” que às vezes se comporta como partícula e outras 
vezes como onda. 
Novas observações e experiências levaram os cientistas a supor que 
também o electrão, ora comportava-se como partícula, ora como onda ou 
vibração. 
Em 1923 De Broglie passou a visualizar o electrão não mais como uma 
bolinha em movimento rápido, mas sim como tendo um comportamento 
duplo de partícula-onda. 
A partir de então o comportamento do electrão passou a ser estudado pela 
mecânica ondulatória. 
 
Principio de Heisemberg 
Não é possível calcular a posição e a velocidade de um electrão, num 
mesmo instante. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 35 
 
Orbital atómica 
Devido a dificuldade de calcular a posição exacta de um electrão na 
electrosfera, o cientista Schrodinger em 1926 calculou a região onde 
haveria maior probabilidade de encontrar o electrão. Esta região do 
espaço foi denominada de orbital. 
 
Números Quânticos 
Numero quântico principal (n), indica o nível de energia ou camadas 
electrónicas. O n varia de 1 a 7. 
Numero quântico secundário ou azimutal (ℓ), indica o subnível ou 
subcamada onde se encontra o electrão. Estes são designados pelas letras: 
s (sharp); p (principal) d (difiuse) f (fundamental) 
 Subnível : s,p, d, f 
 Valor de ℓ: 0 1 2 3 
Numero quântico magnético (m), está relacionado com a orientação 
espacial dos orbitais e indica o número dos mesmos em cada subnível 
energético. 
 m: - ℓ.... o .... + ℓ 
Exemplo: seja, n = 2; ℓ = 1; m = -1; 0; +1 
Numero quântico spin (s), indica o sentido de rotação do electrão em 
torno do seu eixo (spin) que pode tomar os valores: - 1/2 (↑) e +1/2 (↓) 
Obs. Para determinar podem ser utilizadas as fórmulas seguintes: 
� Número de orbitais por nível de energia: n2 
� Número máximo de electrões por nível de energia (até ao 4˚ 
nível): 2n2 
� Número de orbitais por subnível de energia: 2 ℓ + 1 
� Número máximo de electrões por subnível de energia: 2(2 ℓ +1) 
 
Regras de Hund ou princípio de máxima multiplicidade 
Nenhuma orbital poderá receber o segundo electrão antes que todas as 
orbitais do mesmo subnível estejam preenchidas com 1 electrão. 
Princípio de exclusão de Pauli 
Um orbital comporta no máximo dois electrões, com spins contrários. 
Não existem dois electrões com os quatro números quânticos. 
 
ℓ = n - 1 
 
 
Regra de energia mínima 
Os electrões vão se “encaixando” na electrosfera, partindo dos níveis e 
subníveis de menor energia para os de maior energia (isto é, “de baixo 
para cima”). 
Os subníveis do mesmo nível possuem energias diferentes. Para a sua 
determinação existem dois métodos: 
 
Processo analítico (regra de Klechkovsky e Slater). Ao aumentar a carga 
nuclear do átomo, o preenchimento sucessivo das orbitais electrónicas 
ocorre a partir das orbitais com o menor valor da soma dos números 
quânticos principais e secundários (ℓ + n), preenchendo-se seguidamente 
os orbitais para os quais o valor desta soma seja maior. 
 
Exemplo: Que subnível se preenche num átomo após o subnível 4s? 
O subnível que se segue ao 4s cuja soma n + 1 4 + 0 = 4. Deve 
ser um subnível em que a soma seja igual a 5; dentre eles 4p, 3d e 5s. 
Se os valores da soma (ℓ + n) forem iguais, o preenchimento das orbitais 
ocorre de modo sucessivo, no sentido do aumento do valor de número 
quântico principal n. 
O subnível 4p equivale a uma soma n + l igual a 5 (4+1=5). Os subníveis 
3d (3+2=5) e 5s (5+0=5) têm o mesmo valor da soma. No entanto, o 
estado 3d corresponde a um valor inferior do número quântico principal 
(n=3) em relação ao estado 4p. Por essa razão o nível 3d deve ser 
preenchido antes do nível 4p; depois do preenchimento do nível 4p os 
electrões são distribuídos pelo subnível 5s. 
 5s: n = 5; ℓ = 0 (ℓ + n) = 5 
 4p: n = 4; ℓ = 1 (ℓ + n) = 5 A sequência é 3d; 4p; 5s 
 3d: n = 3; ℓ = 2 (ℓ + n) = 5 
 
Processo gráfico (diagrama energético de Linus Pauling). Determina 
uma sequência de subníveis pelo seu conteúdo energético, veja tabela 3. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 37 
 
 
 
Tabela 3: Diagrama de Linus Pauling 
 
Deste diagrama resulta a seguinte sequência: 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 
 
 
 Indica a quantidade de electrões 
 Indica o número quântico secundário 
 
 Indica o número quântico Principal 
 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
1. Quais foram as limitações do modelo atómico de Rutherfor? 
2. O que entende por orbital atómica? 
3. Com base na regra de Klechkovsky e Slater qual é o subnível que se 
preenche depois de 5p? 
 
 
3 p 1 
 
 
Lição no 02 
Classificação Periódica 
Introdução 
Desde os tempos mais remotos que o homem procurou organizar tudo 
quanto havia ao seu redor, animais substâncias, etc. 
O resumo histórico torna-se fundamental para a compreensão de como se 
chegou ao actual quadro periódico, o qual resume as principais 
propriedades dos elementos químicos até então descobertos. 
 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Identificar as primeiras classificações dos elementos e a tabela periódica 
de Mendelev; 
Caracterizar as propriedades dos elementos na tabela periódica; 
Interpretar a organização da tabela periódica actual (grupos e os 
períodos). 
 
História da Tabela Periódica 
A medida que a quantidade e a diversidade dos conhecimentos sobre os 
elementos químicos foram aumentando, sentiu-se a necessidade de 
sistematizar esses conhecimentos. 
A existência de analogias no comportamento de alguns elementos foi 
aproveitada para essa sistematização, permitindo fazer uma classificação 
onde coubessem os elementos conhecidos em determinada altura e os que 
viessem a ser descobertos. 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 39 
 
Os grupos de Lavoisier 
Em 1789 A. L. Lavoisier (1743-1794), francês, publicou um dos seus 
livros “Trité Élémentaire de Chimie”, onde apresentava uma lista de 
substâncias simples e não decomponíveis por nenhum processo de análise 
conhecido. Estas substâncias estavam organizadas em vários grupos; 
1° Grupo: incluiu o oxigénio, Nitrogénio, Hidrogénio, a luz e o calor, 
como sendo substâncias simples que pertencem aos três reinos. 
2° Colocou o S, P, C, Cl e o F. e chamou-lhes de substâncias simples não 
metálicas, oxidáveis e acidificáveis. 
3° Incluiu a Prata, Arsénio, Bismuto, Cobalto, Cobre, Estanho, Chumbo, 
Tungsténio e Zinco. Chamou-lhes de substâncias simples metálicas, 
oxidáveis e acidificáveis. 
4° Incluiu o Cal (Óxido de cálcio), Barite (Óxido de bário), Magnésia 
(Óxido de magnésio), Alumina (Óxido de alumínio), Sílica (Óxido de 
cilício). Chamou-lhes de substâncias terrosas e salificáveis. 
 
As tríadas de Dobereiner 
Em 1817, J. W. Dobereiner (1780-1849), alemão, nos seus estudos, 
verificou que o peso atómico do Estrôncio (Sr) - 88 era praticamente a 
média dos pesos atómicos do Cálcio (Ca) - 40 e do Bário (Ba) - 137. 
Chamou a este grupo de três (3) elementos de uma tríade. 
Posteriormente verificou que outras tríadas de elementos repetiam o 
mesmo modelo. Assim acontecia com o Cloro, Bromo e Iodo, e com o 
Lítio, Sódio e Potássio. Em qualquer das tríadas, não só as propriedades 
eram idênticas, como também o “peso atómico” do elemento do meio era 
próximo da média dos pesos atómicos dos outros dois. 
Lei das tríadas: “Organizando os elementos em grupos de três, na ordem 
crescente de seus pesos atómicos, o peso atómico do elemento central é a 
média dos pesos atómicos dos outros dois”. 
 
 
 
 
Tome Nota! 
Nesta época, os químicos referiam e determinavam “pesos atómicos” para os 
elementos. 
Só muito mais tarde vieram a adoptar a grandeza massa atómica para 
caracterizar o átomo. 
 
 
As oitavas de Newlands 
Seis anos depois, em 1863, J.A.R. Newlands (1837-1898) inglês, 
verificou que quando os elementos conhecidos eram dispostos segundo o 
seu peso atómico crescente, cada oitavo elemento tinha propriedades 
semelhantes ao primeiro. 
Lei das oitavas: “O oitavo elemento, contando a partir de qualquer um 
deles, é uma espécie de repetição do primeiro, tal como acontece com as 
notas musicais numa escala de música”. 
Esta espécie de repetição, com propriedades ocorrendo periodicamente, 
deu origem ao termo “classificação periódica”. Infelizmente, esta relação 
periódica mostrava-se boa nos primeiros 16 elementos, mas não 
funcionava para os seguintes. 
 
As curvas de Mayer 
Em 1864, J. Lother Meyer (1830-1895) alemão, determinou o volume 
ocupado por uma mole de átomos das várias substâncias elementares 
conhecidas no estado sólido e chamou-lhes “volume atómico”. Quando 
marcou, num gráfico, esse volume em função do peso atómico do 
elemento, verificou que havia alguma prioridade na forma da curva 
obtida. Portanto, os elementos que ocupavam pontos correspondentes na 
curva pertenciam a mesma família, isto é, apresentavam propriedades 
semelhantes. Por exemplo: o Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, e o Césio 
tinham propriedades idênticas e situavam-se, nacurva, nos pontos de 
maior variação do “volume atómico”. 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 41 
 
A tabela periódica de Mendeleev 
Em 1869, o químico russo Dimitri I. Mendeleev (1834-1907) publicou o 
seu trabalho sobre a classificação dos elementos numa tabela extensiva, 
baseada na repetição regular e periódica dos mesmos. Ele ordenou os 
elementos segundo os seus “pesos atómicos”, tal como fizera Newlands, 
mas com duas diferenças muito importantes: 
1° Agrupou os elementos de uma forma mais exacta, de acordo com as 
suas propriedades. Portanto, separou alguns elementos pouco vulgares 
como por exemplo, o Cobalto e o Níquel, que apresentavam propriedades 
pouco diferentes da dos elementos dos grupos principais. 
2° Previu propriedades de muitos elementos que ainda não tinham sido 
descobertos, por exemplo: EKA-Aluínio, que mais tarde veio a ser 
descoberto em seu lugar o Gálio. 
Este reagrupamento ajudou a remover o obstáculo apresentado pelo 
arranjo de Newlands. Apesar de Mendeleev ordenar apenas 63 elementos, 
a sua classificação periódica é idêntica a utilizada nos dias de hoje. 
Lei periódica de Mendeleev. “As propriedades periódicas dos elementos 
são uma função periódica de seus pesos atómicos”. 
 
Tabela Periódica actual 
A 1900, a organização dos elementos era feita tendo em conta o 
respectivo “peso atómico”. 
Após os trabalhos de Rutherford, comprovando a existência de uma parte 
central no átomo com carga eléctrica positiva, as ideias começaram a 
mudar. 
Assim, Henry Moseley (1887-1915), discípulo de Rutherford, verificou, 
por via experimental, que o valor da carga eléctrica do núcleo era bem 
definida, tal como acontecia com o “peso atómico”, e era diferente de 
elemento para elemento. A esta carga eléctrica positiva ele chamou de 
“número atómico”. 
 
 
Moseley verificou que, ordenando os elementos por ordem crescente do 
seu número atómico, a disposição era idêntica a obtida com a ordem 
crescente dos “pesos atómicos”. Esta ordenação era semelhante, mas não 
igual. 
Lei periódica moderna. “As propriedades periódicas dos elementos são 
uma função periódica dos seus números atómicos”. 
Os grupos e os períodos 
De acordo com a Lei da Classificação Periódica, a organização dos 
elementos na Tabela Periódica é feita, segundo a horizontal, por ordem 
crescente do seu número atómico. Assim, o número de ordem de cada 
elemento coincide com o respectivo número atómico. 
Os elementos na Tabela Periódica estão relacionados uns com os outros, 
de duas maneiras: 
- Horizontalmente, em filas - os períodos; 
- Verticalmente, em colunas - os grupos. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 43 
 
 
 
 
 
 
 
 
Estabilidade electrónica a luz da teoria dos gases nobres 
 
Os químicos verificaram que os gases nobres (He, Ne, Ar, K, Xe e Rn) 
apresentam uma elevada estabilidade electrónica, isto é, os átomos desses 
elementos dificilmente se combinam com outros átomos para formar 
compostos químicos. 
Os gases nobres possuem 8 electrões na última camada com a excepção 
do Hélio que só tem 2 electrões. Esta característica electrónica leva a 
concluir que a estabilidade dos átomos destes elementos está relacionada 
com o número de electrões da última camada. Assim, todos os átomos de 
outros elementos para se tornarem estáveis tendem a perder ou ganhar 
electrões de modo a adquirirem a configuração electrónica do gás nobre 
mais próximo - quando isto acontece o átomo transforma-se num ião. 
 
Variação das propriedades periódicas 
De modo geral, muitas propriedades dos elementos químicos variam 
periodicamente com o aumento dos seus números atómicos, atingindo 
valores máximos e mínimos em colunas e períodos de classificação 
periódica, como por exemplo: raio atómico, volume atómico, etc. Esta 
periodicidade decorre da estrutura electrónica dos elementos, conferindo 
uma importância enorme a servir-nos na previsão das propriedades e no 
comportamento dos elementos. 
Carácter metálico. Um elemento será tanto mais metálico quanto maior 
for a sua capacidade de perder electrões. 
“Ao longo do grupo aumenta de cima para baixo e ao longo do período 
aumenta da direita para a esquerda.” 
Raio atómico. É a metade da distância internuclear mínima que dois 
átomos desse elemento podem apresentar, sem estarem ligados 
quimicamente. 
“Ao longo do grupo aumenta de cima para baixo e ao longo do período 
aumenta da direita para a esquerda”. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 45 
 
Raio iónico. É a metade da distância internuclear mínima que dois 
átomos desse elemento podem apresentar estando ligados quimicamente. 
“Ao longo do grupo aumenta de cima para baixo e ao longo do período 
aumenta da esquerda para a direita”. 
Volume atómico. É o volume ocupado por 1 átomo grama (6,02 x 1023 
átomos) do elemento no estado sólido. O volume atómico não é o volume 
de um átomo, mas sim, o volume de um conjunto de átomos (influenciam 
não só o volume individual de cada átomo como também o espaçamento 
existente entre os átomos). 
“Ao longo do grupo aumenta de cima para baixo e ao longo do período 
aumenta do centro da TP para as extremidades”. 
Densidade absoluta (ρ) ou massa específica. É o quociente entre a massa 
(m) e o seu volume (v). Portanto: 
 
Pela fórmula, quanto menor o volume, maior deverá ser a densidade. 
“Ao longo do grupo aumenta de cima para baixo e ao longo do período 
aumenta das extremidades para o centro da TP”. 
Consequentemente, os elementos mais densos encontram-se no centro e 
na parte inferior da tabela. Por exemplo, destacam-se os elementos Ósmio 
(ρ = 22,5 g/ml) e o Irídio (ρ = 22,4 g/ml). 
Electronegatividade. É a tendência que o átomo possui para atrair 
electrões. 
“Ao longo do grupo aumenta de baixo para cima e ao longo do período 
aumenta da esquerda para a direita”. 
Electropositividade. É a tendência que o átomo possui para perder 
electrões. 
“Ao longo do grupo aumenta de cima para baixo e ao longo do período 
aumenta da direita para a esquerda”. 
ρ = m/v 
 
 
Energia ou potencial de ionização. É a energia necessária para retirar um 
electrão de um átomo isolado no estado gasoso, formando um ião.Essa 
energia é, em geral, expressa em electrão-volt (eV) e corresponde a 
23kcal/mol (ou 96,4kj/mol), sendo 1 mol de electrões = 6,02 x 1023 
electrões. 
“Ao longo do grupo aumenta de baixo para cima e ao longo do período 
aumenta da esquerda para a direita”. 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
1. Represente a estrutura electrónica do Enxofre e indique a posição na 
Tabela Periódica? 
2. Um átomo de elemento X apresenta o electrão mais energético no 
subnível 4p5. 
a) Indique o período e a família a que pertence na Tabela Periódica. 
b) Indique os números atómicos dos elementos que antecedem e 
sucedem o elemento X na mesma família da Tabela Periódica. 
3. O catião do átomo de certo elemento bivalente tem 18 electrões. 
a) Represente a estrutura electrónica do seu átomo. 
b) A que grupo ou família e a que período da Tabela periódica 
pertence esse elemento? 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 47 
 
Lição no 03 
Ligação química 
Introdução 
Na natureza, raramente ocorrem átomos isolados. As menores unidades 
de uma substância são constituídas pela união de dois ou mais átomos, 
formando moléculas. 
Hoje sabemos que em condições ambientais, só os gases nobres são 
formados por átomos isolados uns dos outros, ou seja, átomos que têm 
pouca “vontade” de se unir com outros átomos; estes são muito estáveis e 
pouco reactivos. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Definir a ligação química; 
Escrever as fórmulas de Lewis para átomos, substâncias simples e 
moléculas binárias; 
Identificar os diferentes tipos de ligações químicas; 
Caracterizar as redes e as propriedades das substâncias;