Metodologia-e-Prática-de-Ensino-de-Química

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CENTRO UNIVERSITÁRIO FAVENI 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
METODOLOGIA E PRÁTICA DO 
ENSINO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GUARULHOS – SP 
 
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SUMÁRIO 
1 INTRODUÇÃO ......................................................................................................... 6 
2  CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA: PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS DA 
MATÉRIA .....................................................................................................................7 
2.1 Química: a ciência que estuda a matéria .............................................................. 7 
2.2 Propriedades físicas e químicas da matéria ....................................................... 10 
2.3 Propriedades químicas da matéria ..................................................................... 13 
2.4 Oxirredução ........................................................................................................ 15 
2.5 Decomposição .................................................................................................... 16 
2.6 Combustão .......................................................................................................... 17 
2.7 Diferença entre mistura homogênea e heterogênea de substâncias puras ........ 17 
2.8 Substâncias puras x misturas ............................................................................. 18 
2.9 Mistura homogênea e heterogênea .................................................................... 19 
3 TEORIA ATÔMICA ................................................................................................. 22 
3.1 Estrutura do átomo ............................................................................................. 25 
3.2 O elétron ............................................................................................................. 25 
3.3 Radioatividade .................................................................................................... 27 
3.4 O próton e o núcleo ............................................................................................ 29 
3.5 O nêutron ............................................................................................................ 31 
4 CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS .............................................. 32 
4.1 Configurações Eletrônicas dos Cátions e dos Ânions ......................................... 35 
4.2 Variação Periódica das Propriedades Físicas ..................................................... 36 
4.3 Carga Nuclear Efetiva ......................................................................................... 37 
4.4 Raio Atômico ....................................................................................................... 37 
5 ESTRUTURA DO ÁTOMO, NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E 
ISÓTOPO. ................................................................................................................. 40 
 
5 
 
5.1 Átomo .................................................................................................................. 40 
5.2 Estrutura atômica: prótons, elétrons e nêutrons ................................................. 41 
5.3 Número atômico e número de massa ................................................................. 43 
5.4 Número de massa ............................................................................................... 45 
5.5  Isótopo ................................................................................................................ 45 
6 REAÇÕES QUÍMICAS E EQUAÇÕES QUÍMICAS ................................................ 49 
6.1 Escrevendo reações químicas ............................................................................ 49 
7 A PSICOLOGIA DA EDUCAÇÃO E SEUS ELEMENTOS ESSENCIAIS ............... 50 
7.1 Psicologia da educação ...................................................................................... 50 
7.2 Diretrizes e bases da psicologia da educação .................................................... 53 
7.3 Elementos essenciais da psicologia da educação .............................................. 55 
8 METODOLOGIA CIENTÍFICA ................................................................................ 56 
8.1 Definição da hipótese de pesquisa ..................................................................... 56 
8.2 Desenvolvimento da hipótese de pesquisa ......................................................... 59 
8.3  Identificação das variáveis de pesquisa .............................................................. 62 
9 A DIDÁTICA E A SUA CONTEXTUALIZAÇÃO HISTÓRICA: UMA ABORDAGEM 
SOBRE O ONTEM E O HOJE NA ARTE DE ENSINAR ........................................... 66 
9.1 A trajetória histórica da didática: pressupostos teóricos, filosóficos e sociais ..... 66 
9.2 O processo histórico da didática no Brasil .......................................................... 69 
9.3 Principais marcos históricos que foram fundamentais para a constituição da 
didática ...................................................................................................................... 70 
9.4 Mudanças e avanços da didática na atualidade ................................................. 73 
10 POLÍTICAS PÚBLICAS NA EDUCAÇÃO ............................................................. 75 
10.1 Conceitos fundamentais .................................................................................... 75 
10.2 Contexto das políticas públicas educacionais do século XXI ............................ 79 
10.3 Políticas públicas educacionais contemporâneas ............................................. 82 
REFERÊNCIAS ......................................................................................................... 89 
 
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1 INTRODUÇÃO 
Prezado aluno! 
 
O Grupo Educacional FAVENI, esclarece que o material virtual é semelhante 
ao da sala de aula presencial. Em uma sala de aula, é raro – quase improvável - um 
aluno se levantar, interromper a exposição, dirigir-se ao professor e fazer uma 
pergunta, para que seja esclarecida uma dúvida sobre o tema tratado. O comum é 
que esse aluno faça a pergunta em voz alta para todos ouvirem e todos ouvirão a 
resposta. No espaço virtual, é a mesma coisa. Não hesite em perguntar, as perguntas 
poderão ser direcionadas ao protocolo de atendimento que serão respondidas em 
tempo hábil. 
Os cursos à distância exigem do aluno tempo e organização. No caso da nossa 
disciplina é preciso ter um horário destinado à leitura do texto base e à execução das 
avaliações propostas. A vantagem é que poderá reservar o dia da semana e a hora 
que lhe convier para isso. 
A organização é o quesito indispensável, porque há uma sequência a ser 
seguida e prazos definidos para as atividades. 
 
Bons estudos! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2 CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA: PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS DA 
MATÉRIA 
2.1 Química: a ciência que estuda a matéria 
O nosso organismo, o alimento que ingerimos, os medicamentos, as nossas 
roupas ou o ar que espiramos são exemplo de matéria. Em consenso, a matéria é 
definida como tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço (BRADY; RUSSEL; 
HOLUM, 2002). 
 
 
Fonte: www.wizard.com.br 
 
Preste atenção na palavra massa que utilizamos na frase para definir matéria. 
Essas duas palavras frequentemente são empregadas como se fossem sinônimos, o 
que é incorreto, pois referem-se a coisas diferentes. Pode-se assim generalizar que 
todos os seres e objetos que fazem parte de nosso universo são feitos de matéria. É 
importante que você tenha clareza que a palavra massa em vez de peso é mais 
correta, pois massa é a quantidade de matéria que existe em um objeto, enquanto 
peso é a força que atua sobre um objeto quando ele está em um determinado campo 
gravitacional. Pode-se fazer uma simples comparação para que você entenda 
conceitualmentea diferença entre massa e peso. 
Uma maçã é constituída de átomos e moléculas (pequenas partículas) que, 
agregadas, formam uma certa quantidade de matéria e, assim, têm uma certa massa 
que é independente de sua localização. Entretanto, o peso da maçã pode variar. 
 
8 
 
Considerando que a fruta esteja na lua, o peso dela pode ser seis vezes menor que 
seu peso na superfície do planeta Terra. Por isso sempre utilize a palavra massa 
quando expressar quantidade de matéria em um objeto. Quando observamos uma 
amostra de matéria, ela pode estar em um ou mais dentre três diferentes estados 
físicos: sólido, líquido e gasoso. (BOTH,2018) 
A água, uma substância muito importante dentro do estudo da matéria, pode 
existir na forma de gelo (sólido), na forma de água líquida ou como vapor (gás). A 
forma de apresentação da água depende da temperatura e da pressão no ambiente. 
Embora a aparência física desses três estados da água seja bastante diferente, a 
estrutura química da água (H2 O) é a mesma em todos eles, apenas a organização 
molecular e a distância entre as moléculas são diferentes. 
Um quarto possível estado de matéria, chamado de plasma, está relacionado 
com o estado gasoso e existe sob condições especiais. A matéria no estado de plasma 
é obtida por meio do superaquecimento de um gás, causando o rompimento de 
moléculas, produzindo íons e elétrons neutros entre si. A Figura 1 representa uma 
situação bastante comum nas regiões de temperaturas mais amenas, na qual a água 
se apresenta nos estados sólido, líquido e gasoso. 
 
 
 
9 
 
Os sólidos ocupam porções definidas do espaço. Eles geralmente têm formas 
rígidas que resistem a variações. Os sólidos só podem ser comprimidos, ou seja, 
pressionados para ocupar menor espaço, com ligeira alteração de volume. Eles 
também expandem, ou seja, ocupam maior volume de forma ligeira quando 
aquecidos. Exemplos de sólidos à temperatura ambiente (25 ºC e 1 atm): madeira, 
rocha, osso, sal de cozinha (NaCl), ferro, entre outros. Os líquidos também ocupam 
porções fixas do espaço, mas não têm formas rígidas, pois tomam forma dos seus 
recipientes, enchendo-os a partir do fundo, ou de sua base. (BOTH,2018) 
Os líquidos podem ser comprimidos apenas ligeiramente e, quando aquecidos, 
eles expendem um pouco mais em comparação com os sólidos. São exemplos de 
líquidos em temperatura ambiente: leite, soro fisiológico, sangue, água, metal 
mercúrio, entre outros. Os gases não ocupam porções definidas do espaço e não têm 
formas definidas. Ao contrário, eles expandem sem limite para encher de forma 
uniforme o espaço disponível. Os gases podem ser comprimidos para que ocupem 
volumes ou espaços muito pequenos. O ar que respiramos é uma mistura de várias 
substâncias gasosas, ou seja, o ar é um gás. 
Se você encher uma seringa de ar, fechar a saída e pressionar o embolo da 
seringa, perceberá que o embolo pressiona o ar, diminuindo substancialmente o 
volume ocupado. Vapor de água, oxigênio, neônio, hélio, entre outros são exemplos 
de gases à temperatura ambiente. A matéria pode alterar sua forma quando é 
submetida a alterações de temperatura, mas não perde sua identidade, ou seja, 
apenas passa de um estado para outro. Isso quer dizer que, quando fornecemos ou 
removemos energia em forma de calor, podemos mudar a temperatura de uma 
substância e alterar o estado físico da matéria. O estado físico da matéria depende de 
um equilíbrio entre a energia cinética das partículas (agitação de moléculas e átomos), 
que tendem a se manter separadas, e as forças de atração entre elas, que tendem a 
aproximá-las (ligações intermoleculares) (BETTELHEIM et al., 2012). 
Em altas temperaturas, as moléculas têm alta energia cinética e se 
movimentam tão rápido que as forças de atração entre elas são muito fracas para 
mantê-las unidas, formado assim o estado gasoso. Em temperaturas mais baixas, as 
moléculas se movimentam tão lentamente que as forças de atração entre elas tornam-
se significativas. Quando a temperatura é suficientemente baixa, um gás se condensa 
e forma um estado líquido. Moléculas no estado líquido ainda passam umas pelas 
 
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outras, mas se deslocam bem mais lentamente que no estado gasoso. Quando a 
temperatura é ainda mais baixa, a velocidade das moléculas não permite mais que 
elas passem umas pelas outras, formando o estado sólido. 
Neste, cada molécula tem um certo número de vizinhos mais próximos, os 
quais são sempre os mesmos. É importante salientar que as forças entre as moléculas 
são as mesmas em todos os três estados. A diferença é que, no estado gasoso (e em 
menor grau no estado líquido), a energia cinética das moléculas é suficientemente 
grande para superar as forças de atração entre elas (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
A maior parte das substâncias pode existir em qualquer um dos três estados. 
De modo típico, um sólido, ao ser aquecido a uma temperatura suficientemente alta, 
se funde e se torna um líquido. A temperatura em que essa transformação ocorre é 
chamada de ponto de fusão. Aumentando o aquecimento, a temperatura sobe ao 
ponto em que o líquido ferve e torna-se um gás. Essa temperatura é chamada de 
ponto de ebulição. Entretanto, nem todas as substâncias podem existir nos três 
estados da matéria. A madeira e o papel, por exemplo, não podem ser fundidos. 
Quando aquecidos, ou se decompõem ou queimam (dependendo se estiverem na 
presença de ar), mas não se fundem. Outro exemplo é o açúcar, que não se funde 
quando aquecido, mas forma uma substância escura chamada caramelo. 
2.2 Propriedades físicas e químicas da matéria 
De forma bem sucinta você já conheceu duas propriedades físicas da matéria: 
o ponto de fusão e o ponto de ebulição. Estes estão intimamente relacionados com a 
observação de seu aspecto, como cor, estado físico, sua massa, entre outros. 
Propriedades como essas, que podem ser observadas e medidas sem alterar a 
composição de uma substância, são chamadas de propriedades físicas (CHANG; 
GOLDSBY, 2013). Falando de forma mais específica do aspecto químico atômico, as 
propriedades não envolvem mudanças nas distribuições eletrônicas ao redor dos 
núcleos dos átomos, ou seja, a composição química básica da espécie não é alterada 
por fenômenos físicos. As propriedades físicas nos permitem classificar e identificar 
as substâncias. 
 
 
11 
 
Ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, condutividade elétrica, brilho e 
dureza são considerados propriedades físicas. Para entender as propriedades físicas 
ponto de fusão e ponto de ebulição, vamos tomar como exemplo a curva de 
aquecimento da água, representada na Figura 2. 
 
 
 
Sob aquecimento contínuo, a temperatura do gelo aumenta até atingir 0 ºC, 
mas permanece constante até que todo gelo se funda, no processo de fusão, ou seja, 
passa do estado físico sólido para líquido. Essa temperatura constante corresponde à 
temperatura de fusão (TF) ou ponto de fusão do gelo. A temperatura do sistema gelo 
+ água líquida não varia (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
Depois da fusão, a temperatura da água líquida aumenta com o aquecimento 
até atingir 100 ºC, quando se inicia a segunda mudança de estado físico, a ebulição, 
ou seja, quando a água líquida passa para o estado físico gasoso. Na curva de 
aquecimento, você pode observar um segundo patamar paralelo ao eixo do tempo. 
Note que a temperatura também permanece constante durante a passagem do líquido 
para vapor. Essa temperatura é chamada de temperatura de ebulição (TE) ou ponto 
de ebulição da água (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
 
12 
 
Quando as substâncias estão sob pressão constante (1 atm), como a água, as 
temperaturas de fusão e de ebulição da água apresentam valores fixos e tabelados. 
O tempo de aquecimento, entretanto, varia de acordo com a quantidade de matéria 
que está sendo aquecida e analisada. O estudo do aquecimento de diversos materiais 
levou à constatação de que apenas as substânciaspuras, isto é, formadas por um 
único constituinte como a água, apresentam temperaturas constantes durante a fusão 
e a ebulição. Quando são aquecidas substâncias não puras, como soluções, o 
comportamento da curva de aquecimento é alterado. A Figura 3 representa a curva 
de aquecimento de uma substância não pura, que poderia ser água misturada com 
sal de cozinha. Essa mistura forma uma solução de água e sal (CHANG; GOLDSBY, 
2013). 
 
 
As misturas não apresentam uma única temperatura de fusão e ebulição. 
Durante a mudança de estado físico de uma mistura, observa-se que a temperatura 
do início da transformação é diferente da temperatura final. As mudanças de estado 
ocorrem em uma faixa de temperatura. Assim, por meio do comportamento durante 
as mudanças do estado da matéria, é possível determinar se uma amostra é 
constituída por uma substância pura ou uma mistura. No caso da mistura de água e 
sal, a solução de funde a uma temperatura menor que 0 ºC e entra em ebulição em 
temperaturas acima de 100 ºC. Em razão dessas características, nos países frios em 
 
13 
 
que a presença de neve é frequente, a utilização de sal de cozinha para fazer o 
desgelo das ruas é muito útil. Como a água pura se funde a 0 ºC, a presença do sal 
faz com que ocorra o abaixamento da TF da água, em que ela passa e ser líquida em 
temperaturas menores que 0 ºC, causando o derretimento do gelo das ruas. Dentro 
do estudo das misturas, você precisa prestar atenção no comportamento das misturas 
azeotrópicas e eutéticas. 
 A mistura que contém 96% (em volume) de álcool e 4% (em volume) de água 
se comporta como uma substância pura durante a ebulição, isto é, apresenta TE 
constante. Entretanto, a TF não é constante, mas sim uma faixa de temperatura. Esse 
tipo de mistura é chamado de mistura azeotrópica (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
É comum apresentar a porcentagem, em volume, de um componente numa 
mistura por graus Gay-Lussac (ºGL). A mistura que tem 96% de álcool e 4% de água 
em volume é conhecida como álcool 96 ºGL. Já uma liga metálica usada como solda 
é formada por uma mistura que apresenta 63% de estanho e 37% de chumbo. Tal liga 
se comporta como uma substância pura durante a fusão, isto é, apresenta TF 
constante e a TE ocorre em uma faixa de temperatura não constante. Esse tipo de 
mistura é chamado de mistura eutética (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
Algumas misturas de metais que apresentam essa característica são usadas 
em soldas, fusíveis e equipamentos de segurança empregados em instalações 
elétricas. Quando a intensidade da corrente é muito alta e compromete a segurança 
da instalação elétrica, os metais se fundem, interrompendo a partir desse momento a 
passagem de corrente elétrica. 
2.3 Propriedades químicas da matéria 
As propriedades químicas das substâncias são as que estão associadas com 
as reações químicas: processos nos quais as distribuições eletrônicas ao redor dos 
núcleos das substâncias participantes são significativamente alteradas, sem variar a 
composição nuclear. Em uma reação química, as substâncias interagem entre si para 
formar outras substâncias totalmente diferentes, com propriedades também diferentes 
(ATKINS; JONES, 2018). 
Algumas vezes, mudanças que ocorrem numa reação podem ser bastante 
radicais ou não. Como exemplo, o processo de formação de ferrugem quando o ferro 
 
14 
 
reage em presença de água e ar, a decomposição da água em oxigênio e hidrogênio 
pelo processo de hidrólise, a combustão de um palito de fosforo, entre outros. As 
propriedades químicas exibem tendências mais acentuadas e podem ser relacionadas 
diretamente com as características atômicas. Observe na Figura 5a a interação entre 
o sódio e o cloro em uma reação química e como ao final do processo é formada uma 
nova substância, diferente das que interagiram inicialmente. 
 
 
 
O sódio é um metal. Como todos os outros metais, é um bom condutor elétrico 
e apresenta uma superfície brilhante. É um metal muito macio. Sendo fácil cortá-lo 
com uma faca comum. Ao reagir com a água a reação é violenta, liberando grande 
quantidade de calor e produzindo gás hidrogênio. Nessa reação também é formado o 
hidróxido de sódio, conhecido como soda cáustica, que corrói facilmente os tecidos 
do corpo humano. Perceba que para que possamos estudar as propriedades químicas 
da matéria, esta é destruída, como a realização da combustão do sódio em água. A 
combustão é uma propriedade química. (BOTH,2018) 
Dentre as propriedades químicas podemos citar, ainda, o teste da chama 
representado na Figura 5b. Nesse teste, uma substância é introduzida em uma chama 
e quando aquecida suficientemente emite uma luz de coloração característica. Esse 
ensaio é utilizado para detectar a presença de íons metálicos em amostras, baseado 
no espectro de emissão de luz característico de cada elemento. 
Outros testes que investigam as propriedades químicas e se relacionam com a 
maneira como as substâncias reagem umas com as outras é a partir da utilização de 
um indicador químico, ou indicador colorémico, entre eles: solução de iodo (para 
detecção de amido), licor de Fehling (para detecção de glicose), água de cal (detecção 
 
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de dióxido de carbono), sulfato de cobre anidro (detecção de água), papel tornassol 
azul representado na Figura 5c (detecção de substâncias ácidas/básicas), entre 
outros. A seguir você encontra outros exemplos de reações químicas, como 
oxirredução, decomposição, combustão e síntese. (BOTH,2018) 
2.4 Oxirredução 
A formação da ferrugem ocorre pela propriedade química de oxidação e 
redução de substâncias em uma reação química. Essa propriedade é um dos tipos 
mais importantes e comuns de reação química. A oxidação é a perda de elétrons para 
a substância que vai reagir com ela. A redução é o ganho de elétrons cedidos pela 
substância oxidada. Esse tipo de reação envolve a transferência de elétrons entre as 
substâncias. Você sabe que objetos de ferro ou aço, quando são expostos ao ar, 
enferrujam (o aço é na maior parte ferro, mas contém alguns outros elementos 
também). Ao enferrujar, o ferro é oxidado a uma mistura de óxidos de ferro. Pode-se 
representar a reação principal da seguinte maneira (Figura 6). 
 
 
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Como vemos, o ferro sólido interage com oxigênio e forma óxido de ferro. 
2.5 Decomposição 
As reações de decomposição são reações que consistem na transformação de 
um composto em outros compostos mais simples ou elementos. Compostos binários 
simples (compostos de dois elementos) podem ser decompostos em seus elementos. 
A água, por exemplo, é decomposta em moléculas de hidrogênio e oxigênio por uma 
corrente elétrica. Esse processo, chamado de eletrólise, é mostrado na Figura 7: 
 
 
17 
 
2.6 Combustão 
Uma reação de combustão envolve a queima de alguma substância. Como 
exemplo, os combustíveis, como gasolina, óleo diesel, óleo combustível, gás natural, 
carvão madeira, papel, entre outros. Todo esse material contém carbono, exceto o 
carvão, e também têm hidrogênio. Se a combustão for completa, o carbono reage com 
oxigênio, com ajuda de uma fonte de energia externa, fogo de um palito de fósforo ou 
faísca da bateria de um carro, e o transforma em CO2, gás carbônico; o hidrogênio 
será transformado em água e ocorre liberação de energia em forma de calor e luz. A 
interação de carbono e hidrogênio ocorre com oxigênio do ar. (BOTH,2018) 
 
Síntese 
 
As reações de síntese são reações nas quais duas ou mais substâncias se 
combinam para formar uma outra substância. A síntese da amônia é um exemplo de 
uma reação de combinação. Nesse caso, dois elementos, nitrogênio e hidrogênio, se 
combinam para formar amônia. A reação química está representada a seguir. 
 
N2 + 3 H2 → NH3 
2.7 Diferença entre mistura homogênea e heterogênea de substâncias puras 
Neste estudo, é importante que você tenha clareza do que é uma substância 
química, uma vez que essa expressão éessencial no estudo da química. Uma 
substância é definida como uma porção de matéria que tem propriedades bem 
definidas e que lhe são características. Anteriormente, já abordamos propriedades 
físicas e químicas que são próprias de algumas substâncias. Dentre elas, estão o 
ponto de fusão, o ponto de ebulição, a densidade, o fato de ser inflamável ou não, a 
cor, o odor, entre outras. Duas substâncias diferentes podem, eventualmente, ter 
algumas propriedades iguais, mas nunca todas elas. Caso aconteça de todas as 
propriedades de duas substâncias serem iguais, então elas são, na verdade, a mesma 
substância. Na Figura 8 são mostrados exemplos de substâncias e são mencionadas 
algumas de suas propriedades. 
 
18 
 
 
 
2.8 Substâncias puras x misturas 
A água tem densidade 1,00 g/cm³ e o cloreto de sódio 2,17 g/cm³. Ao 
acrescentar cloreto de sódio à água e mexer, obtém-se uma mistura cuja densidade 
é diferente da dos dois componentes isolados. Analise o Quadro 1, que ajuda a 
esclarecer esse ponto (BOTH,2018). 
 
 
 
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Como se pode perceber, qualquer mistura de água e cloreto de sódio tem uma 
densidade tal que não lhe permite ser classificada nem como água pura nem como 
sal. Verifica-se experimentalmente que uma mistura de água e cloreto de sódio, 
colocada num congelador, não congela a 0 ºC. Esse sistema inicia seu congelamento 
abaixo de 0 ºC (o valor exato depende do teor de sal) e a temperatura não permanece 
constante durante o congelamento, mas diminui gradualmente. Quando aquecida, 
verifica-se que o sistema não entra em ebulição a 100 ºC (BOTH,2018). 
Ele começa a ferver acima de 100 ºC (assim como no congelamento, a TE de 
pende do teor de sal) e a temperatura não permanece constante durante a ebulição, 
mas aumenta progressivamente, como visto anteriormente. Você pode perceber, 
portanto, que uma mistura de água e cloreto de sódio tem propriedades que não são 
características da água nem do sal. 
Em posse de todas essas análises e constatações, podemos estabelecer uma 
importante diferença entre substância pura e mistura. Uma substância pura, como o 
próprio nome diz, está pura, ou seja, não está misturada com outra substância ou com 
outras substâncias. Em geral, quando um químico se refere, por exemplo, à 
substância água, ele está deixando subentendido que se refere à substância pura 
água. Já uma mistura é uma porção de matéria que corresponde à adição de duas ou 
mais substâncias puras (ATKINS; JONES, 2018). 
A partir do momento em que elas são adicionadas, deixam obviamente de ser 
consideradas sustâncias puras. Elas passam a ser as substâncias componentes da 
mistura que forma um sistema. Veja a seguir outros exemplos de misturas. 
2.9 Mistura homogênea e heterogênea 
A natureza apresenta uma grande diversidade de materiais. É preciso analisar 
a composição e as propriedades desses materiais para que eles possam ser utilizados 
ou transformados nos mais diversos objetos. Para facilitar a análise dos materiais, os 
cientistas delimitaram uma porção do universo que será o foco da análise e receberá 
o nome de sistema. Dessa forma, vamos chamar uma mistura de 2 ou mais 
substâncias de sistema. Como no estudo acima, a mistura de água e sal passará a 
ser chamada de sistema água e sal. 
 
20 
 
Sempre é bom ressaltar que o estado de um sistema é descrito pelas 
propriedades gerais e especificas dos materiais que o compõem, incluindo as 
condições de pressão e de temperatura em que se encontram. Um sistema pode ser 
classificado como homogêneo ou heterogêneo, dependendo do seu aspecto. Uma 
porção de água filtrada apresenta um único aspecto em todos os seus pontos e, por 
isso, corresponde a um sistema homogêneo. 
Um pedaço de madeira não apresenta aspecto uniforme em sua extensão e 
corresponde a um sistema heterogêneo. Cada um dos diferentes aspectos 
observados em um sistema é chamado de fase. Fase é uma porção do sistema que 
apresenta as mesmas características em todos os seus pontos, sendo, portanto, de 
aspectos uniformes mesmo quando observada no microscópio comum. 
O sistema homogêneo apresenta aspecto uniforme e as mesmas 
características em toda a sua extensão. Esse sistema é monofásico (constituído por 
uma única fase) (ATKINS; JONES, 2018). 
O sistema heterogêneo apresenta aspectos e características diferentes em sua 
extensão. Esse sistema pode ser formado por duas fases (bifásico), três fases 
(trifásico) ou mais (polifásico) (ATKINS; JONES, 2018). 
A Figura 10 apresenta dois exemplos de sistemas: a gasolina é um exemplo de 
sistema homogêneo formado por hidrocarbonetos que têm de 6 a 10 átomos de 
carbono e etanol. Já o granito é exemplo de sistema heterogêneo formado por 
concentrações diferentes de minerais na pedra. 
 
 
21 
 
Apesar de a classificação visual ser da maior importância para definir se um 
sistema é homogêneo ou heterogêneo, a observação a olho nu nem sempre é 
confiável. O leite, por exemplo, tem pequenas porções de gordura dispersas no 
líquido, tornando-se, portanto, de um sistema heterogêneo. Os sistemas homogêneos 
e heterogêneos podem se apresentar nos três estados físicos da matéria. Por isso 
existem os sistemas homogêneos sólidos. As ligas metálicas são misturas sólidas e 
homogêneas. Latão (compostos por cobre + zinco), bronze (mistura de cobre e 
estanho) e aço (mistura de ferro e carbono) são alguns exemplos de ligas metálicas. 
O ar atmosférico também constitui um sistema homogêneo, entretanto, gasoso. Ele é 
formado, principalmente, por nitrogênio, oxigênio e argônio (BOTH,2018). 
Nele também são encontrados outros gases (como o gás carbônico) em 
pequenas concentrações. É importante ressaltar que todos os sistemas gasosos são 
homogêneos. Mesmo que um dos gases seja colorido, depois de algum tempo as 
substâncias gasosas se misturam uniformemente, formando uma mistura homogênea. 
No Quadro 2 estão relacionados outros sistemas e sua classificação. 
 
 
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3 TEORIA ATÔMICA 
No século v a. c., o filósofo grego Demócrito exprimiu a crença de que toda a 
matéria consistia em partículas, muito pequenas e indivisíveis, às quais ele chamou 
de átomos (que significa indivisível). Embora a ideia de Demócrito não tenha sido 
aceita por muitos dos seus contemporâneos (como Platão e Aristóteles), ela 
prevaleceu. Resultados experimentais de investigações científicas apoiaram o 
conceito de “atomismo” e gradualmente fizeram surgir as definições modernas de 
elementos e compostos (CHANG,2013). 
Em 1808, o cientista e professor inglês John Dalton formulou uma definição 
precisa dos blocos indivisíveis constituintes da matéria aos quais chamamos de 
átomos. O trabalho de Dalton marcou o início da era moderna da química. As 
hipóteses acerca da natureza da matéria na qual a teoria atômica de Dalton se baseia 
podem ser resumidas da seguinte forma: 
1. Os elementos são constituídos por partículas extremamente pequenas 
chamadas de átomos. 
2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos, tendo a mesma 
dimensão, massa e propriedades químicas. Os átomos de um elemento são diferentes 
dos átomos de todos os outros elementos. 
3. Os compostos são constituídos por átomos de mais de um elemento. Em 
qualquer composto, a razão entre os números de átomos de quaisquer dois elementos 
presentes é um número inteiro ou uma fração simples. 
 
23 
 
4. Uma reação química envolve apenas a separação, a combinação ou o 
rearranjo dos átomos: não resulta na sua criação ou destruição (CHANG,2013). 
A Figura 2.1 é uma representação esquemática das últimas três hipóteses. O 
conceito de átomo de Dalton era bem mais detalhado e específico do que o de 
Demócrito. A segunda hipótese afirma que os átomos de um elemento são diferentes 
dos átomos de todos os outros elementos. Dalton não tentou descrever a estrutura ou 
composição dos átomos – ele não fazia ideia de como era na realidade um átomo. 
Mas percebeuque as diferentes propriedades apresentadas por elementos como o 
hidrogênio e o oxigênio podem ser explicadas ao supor que os átomos de hidrogênio 
não são os mesmos que os átomos de oxigênio. 
 
 
 
Figura 2.1 (a) De acordo com a teoria atômica de Dalton, os átomos do mesmo elemento são 
idênticos, mas os átomos de um elemento são diferentes dos átomos de outros elementos. (b) 
Um composto formado por átomos dos elementos X e Y. Neste caso, a razão entre o número de 
átomos do elemento X e dos átomos do elemento Y é 2:1. Repare que uma reação química resulta 
apenas no rearranjo de átomos, não na sua destruição ou criação. 
 
 
 
24 
 
A terceira hipótese sugere que, para formar um certo composto, precisamos 
não só de átomos dos elementos certos, mas também de números específicos destes 
átomos. Esta ideia é uma extensão de uma lei publicada em 1799 pelo químico francês 
Joseph Proust . A lei das proporções definidas de Proust afirma que amostras 
diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma proporção das massas dos 
seus elementos constituintes. Assim, se analisássemos amostras de dióxido de 
carbono gasoso obtidas de fontes diferentes, encontraríamos em cada amostra a 
mesma razão entre as massas de carbono e de oxigênio (CHANG,2013). 
É então aceitável que, se a razão entre as massas dos diferentes elementos 
em um dado composto é fixa, a razão do número de átomos destes elementos também 
deverá ser constante. A terceira hipótese de Dalton apoia outra lei importante, a lei 
das proporções múltiplas. De acordo com esta lei, se dois elementos podem se 
combinar para formar mais de um composto, as massas de um elemento que se 
combinam com uma dada massa do outro elemento estão na razão de números 
pequenos e inteiros. A teoria de Dalton explica a lei das proporções múltiplas de uma 
forma muito simples: compostos diferentes constituídos pelos mesmos elementos 
diferem no número de átomos de cada espécie que se combinam. 
Por exemplo, o carbono forma dois compostos estáveis com o oxigênio, 
nomeadamente, o monóxido de carbono e o dióxido de carbono. As técnicas de 
medição modernas indicam que um átomo de carbono se combina com um átomo de 
oxigênio no monóxido de carbono e com dois átomos de oxigênio no dióxido de 
carbono. Assim, a razão entre o oxigênio no monóxido de carbono e o oxigênio no 
dióxido de carbono é 1:2. Este resultado é consistente com a lei das proporções 
múltiplas (Figura 2.2). 
A quarta hipótese de Dalton é outra forma de exprimir a lei da conservação da 
massa, 3 que diz que a matéria não pode ser criada nem destruída. Como a matéria 
é constituída por átomos que não são alterados em uma reação química, então a 
massa também deve se conservar. A brilhante visão de Dalton sobre a natureza da 
matéria foi o principal estímulo para o progresso rápido da química no século XIX. 
 
 
 
 
 
25 
 
3.1 Estrutura do átomo 
Com base na teoria atômica de Dalton, podemos definir um átomo como a 
unidade básica de um elemento que pode entrar em uma combinação química. Dalton 
imaginou um átomo que era simultaneamente indivisível e extremamente pequeno. 
Contudo, diversas investigações que tiveram início na década de 1850 e se 
estenderam até o século XX demonstraram que os átomos possuem na realidade uma 
estrutura interna; isto é, são constituídos por partículas ainda menores, chamadas 
partículas subatômicas. Esta investigação levou à descoberta de três destas 
partículas – os elétrons, os prótons e os nêutrons. (CHANG,2013). 
3.2 O elétron 
Na década de 1890 muitos cientistas foram “apanhados” pelo estudo da 
radiação, a emissão e transmissão de energia através do espaço na forma de ondas. 
A informação ganha com esta investigação contribuiu muito para a compreensão da 
estrutura atômica. Um instrumento usado para investigar este fenômeno é a ampola 
de raios catódicos, o precursor do tubo de imagem da televisão (Figura 2.3). 
Trata-se de um tubo de vidro de onde se retirou a maior parte do ar. Quando 
se ligam as duas placas metálicas à fonte de alta tensão, a placa carregada 
negativamente, chamada cátodo, emite uma radiação invisível. Os raios catódicos são 
atraídos para a placa com carga positiva, chamada ânodo, onde passam através de 
um orifício e continuam o percurso até a outra extremidade do tubo. Quando os raios 
atingem a superfície com um revestimento especial, produzem uma fluorescência 
forte, ou uma luz intensa. Em algumas experiências foram adicionadas duas placas 
carregadas eletricamente e um ímã colocado no exterior da ampola de raios catódicos 
(ver Figura 2.3). 
Na presença do campo magnético e na ausência do campo elétrico, os raios 
catódicos atingem o ponto A. Quando se aplica apenas o campo elétrico, os raios 
atingem o ponto C. Quando ambos os campos, elétrico e magnético, estão desligados, 
ou ligados mas equilibrados de modo que anulam a influência um do outro, a radiação 
atinge o ponto B. De acordo com a teoria eletromagnética, um corpo carregado em 
movimento comporta-se como um ímã e pode interagir com os campos elétrico e 
magnético que atravessa. 
 
26 
 
Dado que os raios catódicos são atraídos pela placa com carga positiva e 
repelidos pela placa com carga negativa, eles devem ser constituídos por partículas 
com carga negativa. Conhecemos estas partículas com carga negativa como elétrons. 
A Figura 2.4 mostra o efeito de um ímã nos raios catódicos. (CHANG,2013). 
 
 
 
Figura 2.3 Uma ampola de raios catódicos com um campo elétrico perpendicular à direção dos 
raios catódicos e um campo magnético exterior. Os símbolos N e S representam os polos norte 
e sul do ímã. Os raios catódicos atingirão a extremidade da ampola em A na presença do campo 
magnético, em C na presença de um campo elétrico, e em B quando não houver campos 
exteriores ou quando os efeitos do campo elétrico e magnético se anularem 
 
 
Figura 2.4 (a) Um raio catódico produzido em uma ampola seguindo do cátodo (esquerda) para 
o ânodo (direita). O raio em si é invisível, mas a fluorescência do revestimento de sulfeto de 
zinco sobre o vidro faz com que apareça em verde. (b) O raio catódico é dobrado para baixo 
quando o ímã se desloca na sua direção (c) Quando a polaridade do ímã é invertida, o raio curva-
se na direção oposta. 
 
27 
 
Na sua experiência, Millikan examinou o movimento de minúsculas gotas de 
óleo que apanhavam cargas estáticas de íons presentes no ar. Ele suspendeu as 
gotas carregadas no ar aplicando-lhes um campo elétrico e seguiu os seus 
movimentos utilizando um microscópio (Figura 2.5). Aplicando os seus conhecimentos 
de eletrostática, Millikan achou que a carga do elétron era 
A partir deste resultado, ele calculou a massa do elétron: 
 
 
 
 Esta massa é extremamente pequena. 
3.3 Radioatividade 
Em 1895, o físico alemão Wilhelm Röntgen reparou que os raios catódicos 
faziam o vidro e os metais emitirem uma radiação incomum. Esta radiação altamente 
energética penetrava a matéria, escurecia placas fotográficas cobertas e provo cava 
fluorescência em várias substâncias. Como estes raios não eram defletidos por um 
ímã, não podiam conter partículas com carga, à semelhança dos raios catódicos. 
Röntgen chamou-lhes raios X porque a sua natureza era desconhecida. Pouco depois 
da descoberta de Röntgen, Antoine Becquerel, professor de física em Paris, começou 
a estudar as propriedades de fluorescência das substâncias (CHANG,2013). 
Por mero acidente, ele verificou que a exposição de placas fotográficas 
envolvidas em um revestimento espesso a certos compostos de urânio provocava o 
seu escurecimento mesmo sem a estimulação dos raios catódicos. Tal como os raios 
X, os raios do composto de urânio eram muito energéticos e não eram defletidos por 
um ímã, mas distinguiam-se dos raios X porque apareciam espontaneamente. Um dos 
estudantes de Becquerel, Marie Curie , sugeriu o nome radioatividade para descrever 
estaemissão espontânea de partículas e/ou radiação. 
Desde então, qualquer elemento que emita radiação espontaneamente é 
chamado de radioativo. Na desintegração ou quebra de substâncias radioativas, como 
 
28 
 
o urânio, são produzidos três tipos de radiação, dois dos quais são defletidos por 
placas metálicas com cargas opostas (Figura 2.6). A radiação alfa consiste em 
partículas com carga positiva, chamadas partículas, e são defletidas pela placa com 
carga positiva. A radiação beta, ou partículas, são elétrons e são defletidos pela placa 
com carga negativa. O terceiro tipo de emissão radioativa consiste em raios de 
elevada energia chamada raios gama. Tal como os raios X, os raios não têm carga e 
não são afetados por um campo externo (CHANG,2013). 
 
 
 
 
 
29 
 
3.4 O próton e o núcleo 
No início do século XX, duas características dos átomos se tornaram claras: 
eles continham elétrons e eram eletricamente neutros. Para manter a neutralidade 
elétrica, um átomo deve conter um número igual de cargas positivas e negativas. Por 
isso, Thomson propôs que um átomo podia ser imaginado como uma esfera uniforme 
de matéria, com carga positiva, na qual os elétrons estão embebidos como passas em 
um bolo (Figura 2.7) (CHANG,2013). 
Este modelo chamado de “pudim de passas” foi a teoria aceita durante muitos 
anos. Em 1910, o físico neozelandês Ernest Rutherford,9 que tinha estudado com 
Thomson na Universidade de Cambridge, decidiu usar partícula para estudar a 
estrutura dos átomos. Junto com o seu colega Hans Geiger e um estudante chamado 
Ernest Marsden, Rutherford realizou uma série de experiências usando lâminas muito 
finas de ouro e de outros metais como alvos para as partículas de uma fonte 
radioativa (Figura 2.8). 
Eles observaram que a maioria das partículas penetrava a lâmina sem desvio 
ou com apenas uma ligeira deflexão. Mas de vez em quando uma partícula era 
difratada (ou defletida) em um ângulo grande. Em alguns casos, a partícula era 
ricocheteada na direção de onde tinha vindo! Este foi um achado surpreendente, pois, 
no modelo de Thomson, a carga positiva do átomo era tão difusa que as partículas 
positivas deveriam ter atravessado a lâmina com desvios muito pequenos. Citamos a 
reação inicial de Rutherford quando informado desta descoberta: “Era tão 
inacreditável como se tivéssemos disparado uma bala de 15 polegadas (cerca de 38 
cm) contra uma folha de papel de seda e ela voltasse para trás e nos atingisse. ” Mais 
tarde, Rutherford conseguiu explicar os resultados da experiência de difração de 
partículas em termos de um novo modelo para o átomo. 
De acordo com Rutherford, a maior parte do átomo deve ser espaço vazio. Isso 
explica a razão pela qual a maioria das partículas atravessa a lâmina de ouro 
praticamente sem desvio. Rutherford propôs que as cargas positivas do átomo se 
encontravam todas concentradas no núcleo, que é um cerne denso no interior do 
átomo. Sempre que uma partícula se aproximava de um núcleo na experiência de 
difração, ela sofria uma grande força de repulsão e, portanto, era muito defletida. Além 
disso, uma partícula cujo percurso se dirigisse diretamente para o núcleo seria 
completamente repelida e a sua direção seria invertida. As partículas com carga 
 
30 
 
positiva no núcleo chamam-se prótons. Em experiências separadas, verificou-se que 
cada próton transporta a mesma quantidade de carga que um elétron e tem uma 
massa de – cerca de 1840 vezes a massa do elétron, que tem carga 
contrária. Nesta fase da investigação, os cientistas entendiam o átomo da seguinte 
maneira: a massa do núcleo constitui a maior parte da massa de todo o átomo, mas o 
núcleo ocupa apenas cerca de do volume do átomo. Representamos as 
dimensões atômicas (e moleculares) em termos da unidade SI chamada picômetro 
(pm), onde 
 
 
Um raio atômico típico é de aproximadamente 100 pm, enquanto o raio de um 
núcleo atômico é apenas cerca de pm. Podemos ter uma ideia das 
dimensões relativas de um átomo e do seu núcleo imaginando que se um átomo fosse 
do tamanho de um estádio esportivo, o volume do seu núcleo seria comparável ao de 
uma bolinha de gude. Apesar de os prótons estarem confinados ao núcleo do átomo, 
os elétrons aparecem espalhados à volta do núcleo e a alguma distância deste. O 
conceito de raio atômico é útil experimentalmente, mas não devemos inferir que os 
átomos têm limites ou superfícies bem definidas. Aprenderemos mais tarde que a 
região externa dos átomos é um tanto “nebulosa”. 
 
 
 
31 
 
 
3.5 O nêutron 
O modelo de estrutura atômica de Rutherford deixou um grande problema por 
resolver. Sabia-se que o átomo de hidrogênio, o átomo mais simples, contém apenas 
um próton e o átomo de hélio contém dois prótons. Portanto, a razão entre a massa 
do átomo de hélio e a massa do átomo de hidrogênio deveria ser 2:1. (Como os 
elétrons são muito mais leves do que os prótons, a sua contribuição para a massa 
atômica pode ser desprezada (CHANG,2013). 
Na realidade, contudo, a razão é 4:1. Rutherford e outros postularam que devia 
existir outro tipo de partícula subatômica no núcleo atômico; a prova foi fornecida por 
outro físico inglês, James Chadwick, em 1932. Quando Chadwick bombardeou uma 
folha fina de berílio com partículas , o metal emitiu uma radiação de energia muito 
elevada, semelhante aos raios Experiências posteriores mostraram que a radiação 
era constituída por um terceiro tipo de partículas subatômicas, às quais Chadwick 
denominou de nêutrons, porque elas mostraram ser partículas eletricamente neutras 
com uma massa ligeiramente superior à massa dos prótons. O mistério da razão das 
massas podia agora ser explicado. 
No núcleo de hélio há dois prótons e dois nêutrons, mas no núcleo de 
hidrogênio há apenas um próton e nenhum nêutron, daí a razão 4:1. 
A Figura 2.9 mostra a localização das partículas elementares (prótons, nêutrons 
e elétrons) em um átomo. Existem outras partículas subatômicas, mas o próton, o 
elétron e o nêutron são os três componentes fundamentais do átomo. 
 
32 
 
 
 
 
4 CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
A Figura 8.1 mostra a tabela periódica juntamente com as configurações 
eletrônicas das camadas mais externas dos elementos no estado fundamental. (As 
configurações eletrônicas dos elementos são também mostradas na Tabela 7.3.) 
Começando com o hidrogênio, vemos que as subcamadas são preenchidas na ordem 
indicada na Figura 7.21. (CHANG,2013). 
Conforme o tipo de subcamada que está sendo preenchida, os elementos 
podem ser divididos em categorias — os elementos representativos, os gases nobres, 
os elementos de transição (ou metais de transição), os lantanídeos e os actinídeos. 
De acordo com a Figura 8.1, os elementos representativos (também chamados de 
elementos do grupo principal) são os elementos dos Grupos 1A a 7A, em que todos 
têm subcamadas s ou p, do número quântico principal mais alto, parcialmente 
preenchidas. Com exceção do hélio, os gases nobres (os elementos do Grupo 8A) 
têm todos a subcamada p totalmente preenchida. (As configurações eletrônicas são 
 para o hélio e para os outros gases nobres, em que n é o número quântico 
principal da camada mais externa.) Os metais de transição são os elementos dos 
Grupos 1B e 3B a 8B (ou 3 a 11), que têm subcamadas d parcialmente preenchidas 
ou facilmente produzem cátions com subcamadas d parcialmente preenchidas. (Esses 
metais são, às vezes, chamados de elementos de transição do bloco d.) 
 
 
33 
 
 
 
Os elementos do Grupo 2B ou 12 (Zn, Cd e Hg) não são nem elementos 
representativos nem metais de transição. Não há nenhum nome especial para esse 
grupo de metais. Os lantanídeos e os actinídeos são, muitas vezes, chamados de 
elementos de transição do bloco f, pois têm subcamadas f parcialmente preenchidas. 
Quando examinamos as configurações eletrônicas de dado grupo, observa-se um 
padrão de distribuição.As configurações eletrônicas dos elementos dos Grupos 1 e 2 
estão apresentadas na Tabela 8.1. Todos os metais alcalinos do Grupo 1A têm 
configurações eletrônicas da camada mais externa semelhantes: cada um tem um 
cerne de gás nobre e uma configuração para o elétron mais externo. Do mesmo 
modo, os metais alcalino-terrosos do Grupo 2 têm um cerne de gás nobre e uma 
configuração para os elétrons da última camada. (CHANG,2013). 
Os elétrons das camadas mais externas de um átomo, os que estão envolvidos 
nas ligações químicas, são freqüentemente denominados elétrons de valência. A 
semelhança na configuração eletrônica da camada mais externa (isto é, na 
configuração dos elétrons de valência) é responsável pelo fato de os elementos de 
um mesmo grupo apresentarem comportamento químico similar. Essa observação é 
válida também para os halogênios (os elementos do Grupo 17), que possuem 
configuração eletrônica da camada mais externa e exibem propriedades muito 
 
34 
 
semelhantes. Temos de ter cuidado, contudo, ao prever propriedades dos elementos 
dos Grupos 13 a 16. Por exemplo, os elementos do Grupo 14 possuem a mesma 
configuração eletrônica da camada mais externa, mas há uma variação nas 
propriedades químicas desses elementos: o carbono é um não-metal, o silício e o 
germânio são semimetais, e o estanho e o chumbo são metais. Como um grupo, os 
gases nobres comportam-se de forma muito semelhante. Com exceção do criptônio e 
do xenônio, os demais elementos são totalmente inertes quimicamente. A razão é que 
esses elementos possuem as subcamadas mais externas totalmente 
preenchidas, uma condição que representa grande estabilidade (CHANG,2013). 
Embora a configuração eletrônica das camadas mais externas dos elementos 
de transição não seja sempre a mesma dentro do grupo e não haja um padrão regular 
na variação da configuração eletrônica de um metal para o seguinte no mesmo 
período, todos os metais de transição partilham muitas características que os 
distinguem dos outros elementos. A razão é que esses metais têm uma subcamada d 
parcialmente preenchida. Do mesmo modo, os lantanídeos (e os actinídeos) 
assemelham-se uns aos outros porque possuem subcamadas f parcialmente 
preenchidas. A Figura 8.2 mostra os grupos de elementos discutidos aqui. 
 
 
35 
 
4.1 Configurações Eletrônicas dos Cátions e dos Ânions 
Como muitos compostos iônicos são constituídos por ânions e cátions 
monoatômicos, é útil saber como escrever as configurações eletrônicas dessas 
espécies iônicas. O procedimento para escrever as configurações eletrônicas dos íons 
requer apenas uma pequena extensão do método usado para os átomos neutros. 
Para a discussão, agruparemos os íons em duas categorias (CHANG,2013). 
Íons Derivados dos Elementos Representativos 
Na formação de um cátion a partir do átomo neutro de um elemento 
representativo, um ou mais elétrons são removidos da camada n mais alta ocupada. 
A seguir estão as configurações eletrônicas de alguns átomos e dos seus cátions 
correspondentes 
 
Observe que cada íon tem uma configuração estável de gás nobre. Na 
formação de um ânion, são acrescentados um ou mais elétrons à camada n mais alta 
parcialmente preenchida. Considere os exemplos seguintes: 
 
 
 
Novamente, todos esses ânions têm também a configuração estável de gás 
nobre. Portanto, uma característica da maioria dos elementos representativos é que 
os íons derivados de seus átomos neutros possuem a configuração eletrônica da 
camada mais externa de gás nobre Os átomos ou íons que possuem o mesmo 
número de elétrons e, por isso, a mesma configuração eletrônica no estado 
fundamental são isoeletrônicos. Assim, o e o He são isoeletrônicos 
 também são isoeletrônicos. 
Cátions Derivados de Metais de Transição 
 
36 
 
Na Seção 7.9, vimos que, nos metais de transição da primeira fila (Sc a Cu), o 
orbital 4s é sempre preenchido antes dos orbitais 3d. Considere o manganês cuja 
configuração eletrônica é Quando se forma o íon podemos esperar a 
remoção de dois elétrons do orbital 3d para gerar a configuração A razão 
para isso acontecer é que as interações elétron-elétron e elétron-núcleo em um átomo 
neutro podem ser bastante diferentes das do seu íon. Assim, enquanto o orbital 4s é 
sempre preenchido antes do orbital 3d no Mn, os elétrons são removidos do orbital 4s 
para formar o íon .porque os orbitais 3d são mais estáveis que o orbital 4s nos 
íons dos metais de transição. Por isso, quando se forma um cátion a partir de um 
átomo de um metal de transição, os elétrons são sempre removidos primeiro do orbital 
ns e depois dos orbitais (n-1)d (CHANG,2013). 
4.2 Variação Periódica das Propriedades Físicas 
Como vimos, as configurações eletrônicas dos elementos apresentam uma 
variação periódica à medida que aumenta o número atômico. Consequentemente, há 
também variações periódicas no comportamento físico e químico. Nessa seção e nas 
duas seguintes, examinaremos algumas propriedades físicas dos elementos que 
estão no mesmo grupo ou período e outras propriedades que influenciam o 
comportamento químico dos elementos. Primeiro, olhemos para o conceito de carga 
nuclear efetiva, que tem um efeito direto nas dimensões atômicas e na tendência para 
a ionização. 
 
 
37 
 
4.3 Carga Nuclear Efetiva 
Considere, por exemplo, o átomo de hélio, que tem a configuração no 
estado fundamental. Os dois prótons do hélio conferem ao núcleo a carga + 2, mas a 
força atrativa total dessa carga sobre os dois elétrons s é parcialmente 
compensada pela repulsão elétron-elétron. Consequentemente, dizemos que os 
elétrons 1s blindam um ao outro do núcleo. A carga nuclear efetiva , que é a 
carga sentida por um elétron, é dada por 
 
 
em que Z é a carga nuclear real (isto é, o número atômico do elemento) e s 
(sigma) é chamada a constante de blindagem. A constante de blindagem é maior que 
zero, porém menor que Z. Uma maneira de ilustrar a blindagem dos elétrons é 
considerar a quantidade de energia necessária para remover os dois elétrons do 
átomo de hélio. As medidas mostram que são necessários 2373 kJ de energia para 
remover o primeiro elétron de 1 mol de átomos de hélio e 5251 kJ de energia para 
remover o elétron remanescente de 1 mol de íons He+(CHANG,2013). 
A razão pela qual é necessária tanta energia a mais para remover o segundo 
elétron é que com apenas um elétron presente não há blindagem e o elétron sente 
todo o efeito da carga nuclear +2. Para átomos com três ou mais elétrons, os elétrons 
em dada camada estão protegidos por elétrons nas camadas interiores (isto é, 
camadas mais próximas do núcleo), mas não por elétrons de camadas exteriores. 
Assim, em um átomo de lítio, cuja configuração eletrônica é , o elétron 2s é 
protegido pelos dois elétrons 1s, contudo, o elétron 2s não tem qualquer efeito de 
blindagem sobre os elétrons 1s. Além disso, as camadas internas completas exercem 
efeito de blindagem sobre os elétrons exteriores de modo mais efetivo que os elétrons 
da mesma subcamada exercem uns sobre os outros. 
4.4 Raio Atômico 
Algumas propriedades físicas, incluindo densidade, ponto de fusão e ponto de 
ebulição, estão relacionadas com o tamanho dos átomos; no entanto, é difícil definir o 
 
38 
 
tamanho do átomo. Como vimos no Capítulo 7, a densidade eletrônica estende-se 
além do núcleo, mas normalmente consideramos como tamanho do átomo o volume 
que contém cerca de 90% do total de densidade eletrônica em torno do núcleo. 
Quando temos de ser mais específicos, definimos o tamanho do átomo em termos do 
raio atômico, que é metade da distância entre dois núcleos em dois átomos de metal 
adjacentes (CHANG,2013). 
Para átomos ligados de modo que formem uma rede tridimensional estendida, 
o raio atômico é simplesmente metade da distância entre os núcleos de dois átomos 
vizinhos [Figura 8.3(a) ]. Em metais como o berílio, o raio atômico é definido como a 
metade da distânciaentre os núcleos de dois átomos adjacentes. Para os elementos 
que existem como moléculas diatômicas simples, como o iodo, o raio atômico é 
metade da distância entre os núcleos dos átomos na molécula [Figura 8.3(b) ]. 
A Figura 8.4 mostra os raios atômicos de vários elementos de acordo com as 
suas posições na tabela periódica e a Figura 8.5 apresenta a variação dos raios 
atômicos desses elementos em função dos seus números atômicos. As tendências 
periódicas são claramente evidentes. 
Ao estudar as tendências, lembre-se de que o raio atômico é determinado em 
larga extensão pela força de atração entre o núcleo e os elétrons da camada mais 
externa. Quanto maior for a carga nuclear efetiva, maior é a força de atração do núcleo 
sobre esses elétrons e menor o raio atômico. 
 
 
39 
 
 
 
Considere os elementos do segundo período desde o Li ao F, por exemplo. 
Deslocando da esquerda para a direita, vemos que o número de elétrons na camada 
mais interna se mantém constante enquanto a carga nuclear aumenta. Os elétrons 
adicionados para contrabalançar o aumento da carga nuclear não exercem qualquer 
blindagem uns sobre os outros. (CHANG,2013). 
Em conseqüência, a carga nuclear efetiva aumenta gradualmente enquanto o 
número quântico principal se mantém constante (n = 2). Por exemplo, o elétron mais 
externo 2s do lítio é protegido do núcleo (que tem três prótons) pelos dois elétrons 1s. 
Como aproximação, assumimos que o efeito de blindagem dos dois elétrons 1s é 
cancelar duas cargas positivas no núcleo. Assim, o elétron 2s apenas sente a atração 
de um próton no núcleo; a carga nuclear efetiva é +1. No berílio cada um dos 
dois elétrons 2s está blindado pelos dois elétrons mais internos 1s, que cancelam duas 
das quatro cargas positivas no núcleo. 
Como os elétrons 2s não se protegem entre si de forma efetiva, o resultado é 
que a carga nuclear efetiva de cada elétron 2s é maior que +1. Assim, como a carga 
nuclear efetiva aumenta, o raio atômico diminui gradualmente desde o lítio até ao flúor. 
Dentro de um grupo de elementos, vemos que o raio atômico aumenta com o aumento 
do número atômico. 
 
40 
 
Para os metais alcalinos no Grupo 1, o elétron mais externo está em um orbital 
ns. Como o tamanho do orbital aumenta com o aumento do número quântico principal 
n, o tamanho do átomo do metal aumenta do Li para o Cs. Podemos aplicar o mesmo 
raciocínio para os elementos de outros grupos. 
5 ESTRUTURA DO ÁTOMO, NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E 
ISÓTOPO 
5.1 Átomo 
A ideia de que a matéria consiste de partículas foi estabelecida há mais de 2000 
anos pelos antigos filósofos gregos Democritus e Leocippus. Eles propuseram que a 
matéria não é contínua, mas consiste de minúsculas unidades que não podem ser 
divididas em partículas menores. Os gregos chamaram essas unidades de átomos. 
De fato, a palavra átomo vem da palavra grega que significa indivisível. Havia, 
entretanto, até o começo do século XIX, pouca evidência experimental para sustentar 
a ideia do átomo. Naquela época, Jonh Dalton propôs conceitos básicos da teoria 
atômica moderna. 
Porém, somente no século XX a estrutura interna do átomo foi revelada, e ainda 
é a base fundamental da química moderna (KOTZ et al., 2016). De acordo com a 
teoria atômica, toda a matéria, seja sólida, líquida ou gasosa, é composta de partículas 
chamadas de átomos. Os átomos são a unidade mais básica da natureza e a menor 
partícula de um elemento que retém suas propriedades químicas. A interação entre 
átomos é responsável pelas propriedades da matéria. Um átomo é extremamente 
pequeno para ser visto a olho nu e muito leve para ser pesado em uma balança. 
Para ter uma noção do quão pequeno é um átomo, pegamos como base o 
número de átomos da cabeça de um alfinete. Ele é milhares de vezes maior do que o 
número de pessoas na terra (UCKO, 1992). Agora você já sabe que o incrivelmente 
minúsculo átomo é constituído de partes ainda menores, as substâncias subatômicas. 
 
41 
 
5.2 Estrutura atômica: prótons, elétrons e nêutrons 
A partir do resultado de várias experiências, os cientistas chegaram à 
conclusão de que os átomos consistem em partículas menores chamadas de 
partículas subatômicas. Três partículas subatômicas formam os átomos, sendo elas: 
prótons, elétrons e nêutrons. As experiências indicaram que no centro do átomo deve 
existir uma estrutura muito pequena, extremamente densa, denominada núcleo, no 
qual estão localizados os nêutrons e os prótons. Em razão da localização, prótons e 
nêutrons recebem algumas vezes o nome de núcleons (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
O Quadro 1 mostra a carga, a massa e a localização dessas partículas no átomo 
 
 
 
Uma propriedade essencial das partículas subatômicas é sua carga elétrica. As 
cargas foram descobertas também na Grécia Antiga quando observaram que o âmbar 
(eléctron em grego) adquiria a capacidade de atrair objetos quando friccionado com 
tecido ou pele. Mais tarde, pares adicionais de objetos mostram-se capazes de ficar 
carregados quando friccionados um contra o outro (UCKO, 1992). 
Você deve ter notado esse efeito quando passou um pente nos pelos cabelos 
em um dia seco. Seu cabelo fica carregado e de pé. O pente atrai seus cabelos e anda 
pode atrair pequenos fiapos de roupa ou pedaços de papel. A carga elétrica é uma 
propriedade fundamental da natureza que existe em duas formas, chamadas de 
positiva e negativa. O próton tem carga elétrica positiva. Por convenção, dizemos que 
a magnitude das cargas é +1. 
 
42 
 
Assim, um próton tem carga +1, dois prótons têm carga +2, e assim por diante. 
A massa de um próton é , mas esse número é tão pequeno que é mais 
conveniente usar outra unidade, denominada unidade de massa atômica (u), para 
descrever sua massa Dessa forma 1 próton tem a massa de 
1,0073 u. Para os propósitos deste capítulo, é suficiente arredondar esse número até 
1 algarismos significativo e, portanto, dizemos que a massa do próton é 1 u 
(BETTELHEIM et al., 2012). 
O elétron tem carga –1, igual em magnitude à carga do próton, mas de sinal 
oposto. A massa do elétron é aproximadamente à do próton. Dizemos 
que 1.837 elétrons equivalem à massa do próton (BETTELHEIM et al., 2012). 
Como mostra a Figura 1, as cargas interagem quando se aproximam. Cargas 
iguais se repelam e cargas opostas se atraem. Dois prótons se repelem, assim como 
dois elétrons também se repelem. Próton e elétron, no entanto, se atraem. 
 
 
 
O nêutron não tem carga. Assim, nêutrons nunca se atraem ou se repelem, 
nem atraem ou repelem outra partícula. A massa do nêutron é ligeiramente maior que 
a do próton: u (BETTELHEIM et al., 2012). As cargas podem 
se somar ou anular. Por exemplo, se colocarmos cinco cargas positivas juntas, elas 
agem cinco vezes mais intensamente do que uma única. Se, por outro lado, 
colocamos uma carga positiva e uma negativa igual, o resultado é como se não 
houvesse nenhuma carga. Combinando duas cargas opostas, é como somar –1 e +1 
para obter 0, ou dar um passo à frente e depois um passo para trás para terminar 
onde você começou. Um objeto com número igual de cargas positivas e negativas é 
dito como neutro. 
 
43 
 
Com essa análise, chegamos a uma das mais importantes propriedades do 
átomo, a de que o número de prótons num átomo é exatamente igual ao número de 
elétrons. Isso significa que o número de prótons num átomo é igual ao número de 
elétrons. Assim, os átomos são neutros, mesmo sendo constituído de partículas 
carregadas. Próton, nêutron e elétron compõem o átomo. Entretanto, onde estão 
localizadas no átomo? 
A Figura 2 representa a localização das três partículas no átomo. Prótons e 
nêutrons estão agrupados no centro do átomo, que é conhecido por núcleo. Elétrons 
são encontrados como uma nuvem difusa fora do núcleo. 
 
 
5.3 Número atômico e número de massa 
Número atômico O número de prótons no núcleo de um átomo é chamadonúmero atômico do átomo (Z). Como todos os átomos têm um número de prótons 
 
44 
 
igual ao de elétrons, o número atômico é também igual ao número de prótons do 
núcleo do átomo. Da mesma forma, quando o átomo é neutro, o número de elétrons 
também é o mesmo que o número atômico (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo de um átomo. 
Cada tipo diferente de átomo tem seu próprio número atômico. Pelo fato de as 
propriedades que nos permitem distinguir um tipo de átomo do outro estarem 
relacionadas com o número atômico, o número atômico é a mais importante 
identificação de um átomo. Atualmente são conhecidos mais de 100 elementos 
químicos que têm número atômico entre 1 até 118, que é o número exato conhecido. 
O menor número atômico pertence ao elemento hidrogênio, que tem apenas um 
próton. Já o maior (até agora), ao elemento mais pesado conhecido, contém 118 
prótons e ainda não tem nome. Observe a Figura 3 e perceba que os elementos da 
tabela periódica são organizados pelo número atômico de cada elemento químico. O 
elemento químico oxigênio tem 8 prótons no núcleo do átomo e está localizado como 
oitavo elemento. A mesma lógica é utilizada para outros elementos químicos. 
 
 
 
45 
 
5.4 Número de massa 
Cada átomo tem um número fixo de prótons, elétrons e nêutrons. Uma das 
maneiras de descrever um átomo é com seu número de massa (A), que é a soma do 
número de prótons e nêutrons em seu núcleo. Observe que o átomo também contém 
elétrons, mas, como a massa do elétron é muito pequena se comparada às dos 
prótons e nêutrons, os elétrons não são computados na determinação do número de 
massa (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
Número de massa (A) = número de prótons e nêutrons no núcleo do átomo. 
Por exemplo, o número de massa de um átomo com 5 prótons, 5 elétrons e 5 
nêutrons é igual a 5 + 6, ou 11. Como cada próton e cada nêutron tem a massa 
aproximada de 1 u, o número 11 representa a massa aproximada do átomo em termos 
de unidades de massa atômica, ou seja, o número de massa será 11. Veja a seguir 
outro exemplo. 
5.5 Isótopo 
Todos os átomos de um elemento particular têm o mesmo número atômico e, 
portanto, o mesmo número de prótons e também o mesmo número de elétrons. Eles 
podem, no entanto, ter diferentes números de nêutrons (BETTELHEIM et al., 2012). 
Átomos de hidrogênio, por exemplo, todos têm um próton e um elétron. Mas 
átomos de hidrogênio podem ter zero, um ou dois nêutrons. Em outras palavras, todos 
os átomos de hidrogênio têm o mesmo número atômico, 1, mas podem ter número de 
massa igual a 1, 2 ou 3. 
Portanto, há três formas de hidrogênio, que diferem entre si somente no número 
de nêutrons no seu núcleo. O átomo de hidrogênio é tão importante dentro do estudo 
dos átomos que cada isótopo recebe um nome especial. Quando o hidrogênio tem 
apenas um próton ele é chamado de prótio, ou simplesmente hidrogênio. O isótopo 
de hidrogênio com um nêutron, é chamado de deutério, ou hidrogênio pesado 
(símbolo D). O núcleo do hidrogênio-3 radioativo, ou trítio (símbolo T) contém um 
próton e dois nêutrons. Assim, os átomos de um elemento particular podem existir em 
várias formas, cada uma com diferente número de massa. Essas formas são 
chamadas de isótopos. Isótopos são átomos do mesmo elemento químico que têm 
diferentes números de massa (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
 
46 
 
O Quadro 2 apresenta a abundância de alguns tipos de átomos 
 
 
 
Pelo fato de os isótopos terem o mesmo número atômico (e, portanto, o mesmo 
número de prótons e elétrons), eles não são quimicamente iguais. Sua única diferença 
está no número de nêutrons, o qual contribui somente para a massa do átomo O 
conceito de isótopo é bastante útil na química. Existem outras duas definições: a de 
isóbaros e a de isótonos, que aparecem em livros, mas que são de pouca importância 
para efeitos práticos em pesquisas de química. Entretanto, vamos defini-los. Isóbaros 
são dois ou mais átomos que têm o mesmo número de massa (A) e diferentes 
números atômicos (Z). Exemplos: Já isótonos são dois ou mais 
 
47 
 
átomos que têm o mesmo número de nêutrons e diferentes números atômicos (Z) e 
de massa (A). Exemplos: . 
A substituição de um isótopo por outro isótopo do mesmo elemento químico em 
um composto às vezes tem efeito sobre as propriedades químicas e físicas. Isso é 
especialmente verdadeiro quando o deutério é substituído pelo hidrogênio, porque a 
massa do deutério é o dobro daquela do hidrogênio. Isso fica claro na Figura 5, quando 
comparamos essas substâncias. A água contendo hidrogênio comum 
forma um sólido que é menos denso que líquida, então flutua na água líquida. A 
água é diferente a esse respeito. A fase sólida de quase todas as outras substâncias 
afunda dentro da fase líquida da referida substância. Do mesmo modo, o gelo pesado 
 flutua em água pesada. Porém, o gelo é mais denso que 
 líquida, então, o sólido afunda na líquida. 
 
 
Como visto no Quadro 2, a abundância de cada elemento pode variar na 
natureza. Essa ocorrência abundância é chamada de ocorrência isotópica. Uma 
amostra de água de um lago, por exemplo, consistirá quase que inteiramente de H2 
O, na qual os átomos de hidrogênio (H) consistem no isótopo 1 H. Algumas moléculas, 
entretanto, terão deutério (2 H) substituindo o 1 H. Podemos prever esse resultado, 
 
48 
 
pois sabemos que 99,985% de todos os átomos de hidrogênio na terra são átomos 1 
H. Isto é, a abundância de átomos de 1 H é 99,985%. 
 
 
O remanescente natural do hidrogênio é o deutério, cuja abundancia é apenas 
0,015% do total dos átomos de hidrogênio. O trítio, isótopo radioativo 3 H, não ocorre 
naturalmente. Considere novamente dois isótopos de boro. O isótopo de boro-10 tem 
uma abundância de 19,91%; a abundância do boro-11 é 80,09%. Assim, se você 
pudesse contar 10.000 átomos de boro a partir de uma amostra natural média, 1.991 
deles seriam átomos de boro-10 e 8.009 deles seriam átomos de boro-11. Veja agora 
um exemplo de cálculo de abundância isotrópica. O antimônio, Sb, tem dois isótopos 
estáveis: 121Sb, 120,904 u e 123Sb, 122,904 u. Quais são as abundâncias relativas 
desses isótopos? 
Resposta: 
Você conhece as massas dos dois isótopos do elemento Sb e sabe que sua 
média ponderada, o peso atômico, é 121,760 u (consulte a tabela periódica). Para 
calcular as abundâncias, você deve saber que existem duas incógnitas com 
quantidades relacionadas, e você pode descrever a seguinte expressão (na qual a 
abundância fracional de um isótopo é a abundância percentual do isótopo dividida por 
100): 
 
ou 
 
 
onde x = abundância fracional de 121Sb e y = abundância fracional de 123Sb. 
Uma vez que você sabe que a soma das abundâncias fracionada dos isótopos deve 
ser igual a 1 (x + y =1), você poderá resolver as duas equações simultaneamente para 
x e y. Uma vez que y = abundância fracionada de 123Sb = 1 – x, você poderá substituí-
lo por y. 
 
Expandindo essa equação, você tem: 
 
49 
 
 
Finalmente, com a solução para x, você encontra: 
 
 
 
A abundância fracional de 121Sb é 0,5720 e sua abundância percentual é 
57,20%. Isso significa que a abundância percentual do 123Sb deve ser 42,80%. Você 
deve ter previsto que o isótopo mais leve (121Sb) deve ser o mais abundante, porque 
o peso do atômico está mais próximo de 121 do que 123. 
6 REAÇÕES QUÍMICAS E EQUAÇÕES QUÍMICAS 
Tendo visto as massas dos átomos e das moléculas, vamos em seguida 
observar o que acontece aos átomos e às moléculas em uma reação química, um 
processo no qual uma substância (ou substâncias) se transforma (m) em uma ou mais 
novas substâncias. Para se comunicarem entre si, os químicos estabeleceram uma 
forma padrão de representar essas transformações, usando equações químicas. Uma 
equação química usa símbolos químicos para mostrar o que acontece durante uma 
reação química. Nesta seção aprenderemos a escrever equaçõesquímicas e a 
balanceá-las (CHANG,2013). 
6.1 Escrevendo reações químicas 
Considere o que acontece quando hidrogênio gasoso (H2) entra em combustão 
com o ar (que contém oxigênio, O2) para formar água (H2O) 
 
 
 
 
 
 
 
50 
 
 
 
7 A PSICOLOGIA DA EDUCAÇÃO E SEUS ELEMENTOS ESSENCIAIS 
7.1 Psicologia da educação 
A psicologia da educação envolve os princípios da psicologia e apresenta 
interesse nos comportamentos humanos e em como estes são influenciados por 
processamentos mentais. Ou seja, como cada sujeito se manifesta em seu viver 
levando em conta seu modo único de perceber a vida. Desse modo, é possível 
conectar estes princípios às premissas da educação, considerando primordialmente 
os processos aos quais os sujeitos disponibilizam para o desenvolvimento da 
aprendizagem e para a aquisição de conhecimento. 
 
 
Fonte: www.educommais.educacao.rs.gov.br 
 
51 
 
O ponto de encontro entre a psicologia e a educação ocorre ao entender que 
os sujeitos são constituídos também pela cultura estruturada ao longo da história da 
humanidade: humanizando-se por meio do vínculo e do pertencimento ao universo 
em que está inserido. Os sujeitos são seres sociais e a educação age como tessitura 
para a absorção do mundo em que o sujeito vive em si mesmo. A psicologia e a 
educação acompanham a história do pensamento humano (LOPES,2017). 
Podemos observar que desde que se possuem registros sobre o 
desenvolvimento do pensamento a psicologia e a educação caminham juntas. Ao 
lembrarmos os tempos mais remotos, por meio dos registros tribais nas cavernas 
sinalizando uma organização civilizatória com intenção de propagar os conhecimentos 
adquiridos seja por meio de observação ou vivências, percebemos os primeiros 
indícios de que a educação acompanha toda a evolução da espécie humana. Como 
exemplo disto, podemos observar as pinturas da Figura 1 a seguir, na qual um grupo 
de adultos, crianças e animais interagem, parecendo comunicar-se com o uso das 
mãos e dos braços. 
 
 
 
 
52 
 
Na Grécia antiga, com o surgimento do pensamento crítico, o filosofo Sócrates 
estimula o desenvolvimento do processo de pensar, por meio de um aprendizado que 
ocorre com questionamento; esse processo atraía multidões, que se aproximavam 
para observar e aprender seus métodos, fazendo emergir o que mais tarde os filósofos 
nomeariam como maiêutica. Este movimento de Sócrates, que se disponibilizava a 
fazer perguntas em uma praça pública, inspira o surgimento de academias do 
pensamento, com seu discípulo Platão e em seguida com Aristóteles, e o Liceu, já 
configurando um estabelecimento de ensino (MEIRA; ANTUNES, 2003). 
Sob a perspectiva de que a escuta como ferramenta prática da psicologia surgiu 
com os métodos de Sócrates, bem como tais métodos serviram de motivação para a 
aquisição de conhecimentos e uma consequente busca por uma visão de mundo mais 
ampla, é possível imaginar que tanto a psicologia quanto a educação vieram do 
mesmo “berço” e que, por isso, possuem articulações desde a antiguidade. 
A psicologia da educação tem seu surgimento como área da psicologia na 
metade do século XX, constituindo-se ao articular teorias de conhecimento a uma 
proporcional ação pedagógica preferencialmente conectada a interesses e 
particularidades da sociedade. Desta maneira, a psicologia da educação se delineia 
por meio de um campo de atuação, cujo objeto são as relações estabelecidas entre 
os sujeitos e os processos de aprendizagem, e cujo foco da análise, do diagnóstico e 
da intervenção são os sujeitos e a acomodação de conhecimentos, bem como os 
sujeitos e a sua relação com o meio educacional, não restringindo seu cenário 
somente ao âmbito escolar, mas sim explorando diversos outros, como instituições, 
organizações e espaço público (MEIRA; ANTUNES, 2003). 
No entanto, a efetiva atuação da psicologia da educação necessita de um olhar 
mais ampliado bem como constante problematização do seu campo, sendo ambos 
cuidados indispensáveis para que não reduza sua prática a aspectos ligados ao 
controle de problemas ou distúrbios que visam o atendimento a demandas 
estabelecidas pelo ambiente escolar ou organizacional. A psicologia da educação 
possui compromisso com o sujeito: assim, seu desempenho deve potencializar a 
inclusão e o respeito às diferenças de cada sujeito. 
Desta maneira, ao respeitar as demandas individuais de cada sujeito, a 
psicologia da educação pode ampará-lo considerando sua natureza social e 
pedagógica e atuando por meio de pesquisas, análise, planejamento, diagnóstico e 
 
53 
 
desenvolvimento de intervenções com foco na prevenção ou na promoção dos 
processos de ensino-aprendizagem. O psicólogo educacional incorpora seus saberes 
a uma equipe interdisciplinar, buscando e facilitando a integração entre diversas áreas 
de conhecimento com vistas a auxiliar no desenvolvimento integral do ser. 
7.2 Diretrizes e bases da psicologia da educação 
Até à década de 1980, a psicologia na educação foi fortemente influenciada 
pela atuação clínica da psicologia. O ambiente de ensino era visto como extensão do 
setting terapêutico, em que a psicologia restringia a sua atuação à análise diagnóstica 
limitada a intervenções corretivas (MALUF; CRUCES, 2008). 
As pesquisas desenvolvidas até este momento eram reflexo de uma sociedade 
à sombra da ditadura e influíam de maneira tecnicista e restrita, descontextualizada e 
pouco crítica, principalmente em ações com as camadas mais pobres e fragilizadas. 
A psicologia começa a despertar seu olhar para aspectos sociais e, 
consequentemente para a educação, a partir da década de 1990, buscando 
problematizar a universalidade de teorias psicológicas, bem como suas métricas 
avaliativas e expandindo seu olhar sob a interdisciplinaridade como ferramenta para 
a compreensão do sujeito em meio a sua subjetividade. 
Houve uma necessidade de ampliar a escuta mediante as mudanças que 
iniciavam esse despertar e, a partir disto, as universidades buscaram reformular seus 
currículos para o curso de psicologia, inserindo disciplinas teóricas e práticas de 
acordo com as necessidades emergentes para uma formação qualificada (MALUF; 
CRUCES, 2008). 
Esta mudança mais significativa da psicologia com enfoque na educação foi 
resultado das pesquisas realizadas na época. Inúmeras delas foram realizadas pelo 
órgão regulador da psicologia no Brasil, o Conselho Federal de Psicologia (CFP), 
criado a partir da Lei nº 5.766 de 20 de dezembro de 1971, juntamente com os 
conselhos regionais de psicologia, sendo determinados a orientar, disciplinar e 
fiscalizar a prática profissional da psicologia, assim como acompanhar a sua 
aplicabilidade de acordo com o código de ética e disciplina da profissão. 
O CFP determina a consolidação de resoluções relativas à especialização em 
áreas onde a prática da psicologia possa se efetivar respeitando os avanços da ciência 
 
54 
 
psicológica, a partir da escuta às emergências no despertar de áreas de conhecimento 
para a atuação do profissional de psicologia. Dentre estas áreas, podemos destacar 
a psicologia da educação com suas práticas ramificadas dentro de duas modalidades: 
a psicologia escolar/educacional e a psicopedagogia (LOPES,2017). 
 
 O psicólogo especialista em Psicologia Escolar/Educacional desenvolve suas 
práticas no contexto da educação formal, em todos os níveis de ensino, ou seja, 
da educação infantil a pós-graduação, produzindo pesquisas, realizando 
diagnósticos e intervenções preventivas ou disciplinares ajustadas as 
necessidades do sujeito ou do grupo. 
 O psicólogo especialista em Psicopedagogia atua na análise e no 
desenvolvimento de intervenções com ênfase nos processos de aprendizagem 
de habilidades e competências. Almejando o entendimento dos processos 
cognitivos, emocionais e motivacionais, integrados e contextualizados na 
perspectiva social e cultural intercorrentes