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Prof. Dr. José Carlos Rodrigues 
AULA 2 – BASE DA TEORIA 
ATÔMICA 
Introdução 
Conceito 
História 
Classificação 
Definição 
Exemplos 
Parte 
Prática 
História 
Conceitos 
Classificação 
ÁTOMO 
MOLÉCULAS 
SIMPLES 
MOLÉCULAS 
COMPOSTAS 
Definições 
Exemplos 
Introdução 
Exercícios 
História 
Conceitos 
Classificação 
Definições 
Exemplos 
Introdução 
Exercícios 
História 
Conceitos 
Classificação 
Definições 
Exemplos 
Introdução 
Exercícios 
 
1) Todo o elemento químico é composto de pequenas partículas 
chamadas átomos. Todos os átomos de um mesmo elemento 
apresentam as mesmas propriedades. 
(1766 – 1844) 
2) Átomos de diferentes elementos químicos têm propriedades 
químicas diferentes. Durante uma reação química, nenhum 
átomo de determinado elemento desaparece ou se transforma 
em um átomo de outro elemento. 
 
3) Formam-se substâncias compostas quando se combinam 
átomos distintos de mais de um elemento. Em um dado 
composto químico, os números relativos de átomos dos seus 
elementos são definidos e constantes; podem expressar-se 
como inteiros ou frações simples. 
 
História 
Conceitos 
Classificação 
Definições 
Exemplos 
Introdução 
Exercícios 
Lei da Conservação de Massa: não há alteração detectável em 
massa numa reação química comum. – “Na natureza nada se perde, 
nada se cria, tudo se transforma”  postulado 1 
Duas partes de uma equação: reagentes e produtos: 
 
 2H2 + O2 2H2O 
História 
Conceitos 
Classificação 
Definições 
Exemplos 
Introdução 
Exercícios 
Lavoisier foi guilhotinado a 8 de maio de 1794, após 
um julgamento sumário no dia anterior. 
 
Joseph-Louis de Lagrange, um importante 
matemático, contemporâneo de Lavoisier disse: 
 
“Não bastará um século para produzir uma cabeça 
igual à que se fez cair num segundo. 
História 
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Exemplos 
Introdução 
Exercícios 
Lei das Proporções Definidas (Lei da Composição Constante): Na 
formação de um determinado composto, seus elementos 
constituintes combinam-se sempre na mesma proporção de massa, 
independente da origem ou modo de preparação do composto  
postulado 2 
 
História 
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Exercícios 
Lei das Proporções Múltiplas: Se dois elementos formam mais de 
um composto, então as diferentes massas de um deles que se 
combinam com a mesma massa do outro guardam entre si uma 
razão de números inteiros simples  postulado 3 
Composto Átomos de 
oxigênio por 
átomos de outro 
elemento 
Gramas de 
oxigênio por 
grama de outro 
elemento 
Razão de 
números 
inteiros 
CO 1 1,33 
CO2 2 2,66 2,66/1,33 = 2:1 
SO2 2 1,00 
SO3 3 1,50 1,50/1,00 = 3:2 
Lei das proporções múltiplas aplicadas a óxidos de carbono e enxofre: 
História 
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Exemplos 
Introdução 
Exercícios 
1811  Introduziu o conceito de molécula. 
Hipótese de Avogadro: “dois volumes iguais de dois gases quaisquer 
contêm o mesmo número de moléculas, desde que a temperatura e 
pressão sejam as mesmas. Esta é a suposição de que o número de 
moléculas integrantes em qualquer gás é sempre o mesmo para 
volumes iguais ou é sempre proporcional ao volume”. 
A Hipótese de Avogadro e o 
conceito de molécula 
H2 + Cl2  2 HCl 
2 H2 + O2  2 H2O 
(1776-1856) 
Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro 
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Exemplos 
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Exercícios 
(1776-1856) 
Avogadro propôs uma hipótese que sugeria a 
possibilidade de contar átomos e moléculas. 
Além de contribuir para o avanço da hipótese 
atômica. 
História 
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Exercícios 
Em 1845, aos 44 anos, enquanto lecionava Física, Química e 
Aritmética em uma escola secundária de Viena, Loschmidt resolveu 
um dos mais reputados e difíceis problemas da época. Tornou-se a 
primeira pessoa a usar a teoria cinética dos gases para obter um 
valor aceitável para o diâmetro de uma molécula. Nesta época a 
teoria cinética era totalmente hipotética. Em 1865 Loschmidit 
calculou o numero de molécula em 1 cm3 de um gás, valor 
conhecido na Alemanha , Áustria e nos países que compunham a 
antiga União Soviética , como Número de Loschmidt, e que foi 
“recalculado” por Perrin, em 1895, e denominado número de 
Avogadro. 
Físico e Químico Austríaco, era filho de um 
camponês pobre, graduou-se em 1845 pelo 
Politécnico, equivalente a um bacharelado em 
Física e Química atual , mas falhou na sua 
admissão a uma posição acadêmica. 
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Exemplos 
Introdução 
Exercícios 
James Clerk Maxwell, seguindo a orientação de 
Loschmidt, usa os resultados obtidos por este no 
estudo da difusão, para calcular o diâmetro 
molecular de vários gases. Loschmidt, graças a 
seus achados, ascende rapidamente à 
Universidade de Viena, onde se tornou professor 
em 1868. 
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Exercícios 
História 
Conceitos 
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Exemplos 
Introdução 
Exercícios 
Apesar de acreditarmos na existência de átomos a muitos anos, 
muitas das evidências são completamente indiretas. Entretanto, em 
1980, versões do microscópio eletrônico de alta resolução foram 
desenvolvidos com suficiente resolução para mostrar a posição de 
átomos em certos sólidos. As imagens produzidas por meio destas 
técnicas oferecem uma base forte, quase direta, para se acreditar 
que os átomos são verdadeiros. 
A experiência, publicada no periódico Physical Review Letter. 
Autores : Noriaki Oyabu, Oscar Custance, Insook Yi, Yasuhiro 
Sugawara e Seizo Morita. 
Figura 1. Placa com Átomos de silício. 
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Exemplos 
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Exercícios 
Em muitas substâncias, os átomos são agrupados ou reunidos em 
agregados de 2 átomos até número maiores, incontáveis. Tal 
agregado é chamado de molécula e o termo geralmente implica 
um número comparativamente pequeno de átomos. 
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Exemplos 
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Exercícios 
𝐻2𝑂 
História 
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Definições 
Exemplos 
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Exercícios 
História 
Conceitos 
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Exemplos 
Introdução 
Exercícios 
Uma importante propriedade de um átomo é 
a sua massa. Expressa em gramas, a massa de 
um átomo de oxigênio é 2,7x10-23 g. 
“Indicar a massa de um átomo em gramas é como 
expressar a massa de uma pulga em toneladas.” 
História 
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Exemplos 
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Exercícios 
História 
Conceitos 
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Exemplos 
Introdução 
Exercícios 
 Definimos: a massa de 12C = exatamente 12 u. 
Abundância C natural: 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C 
01 (uma) Unidade de Massa Atômica (u) é igual a 
1/12 da Massa do Isótopo de Carbono mais Estável 
(CARBONO 12). 
História 
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Definições 
Exemplos 
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Exercícios 
História 
Conceitos 
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Exemplos 
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Exercícios 
 QUANTIDADE DE MATÉRIA  uma das sete grandezas de 
base (fundamentais) do sistema SI  unidade: MOL 
MOL  a quantidade de matéria de uma sistema que possui 
tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos 
em 0,012 kg de carbono 12. 
Devem ser especificados: átomos, moléculas,elétrons, 
outras partículas ou agrupamentos especiais de tais 
partículas. 
QUAL É O NÚMERO DESTAS PARTÍCULAS? 
História 
Conceitos 
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Definições 
Exemplos 
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Exercícios 
Qualquer amostra de uma substância contém um número 
extremamente grande de entidades da qual a substância é feita 
 a ela está associada a uma quantidade de matéria. 
O número de entidades elementares é uma 
propriedade intrínseca da amostra. 
Para qualquer amostra de uma substância, seu número de entidades 
(N) é diretamente proporcional à sua quantidade de matéria (n) 
 
N  n 
 
N = NA.n 
𝑁𝐴 = Constante de Avogadro: 
6,02214x1023 mol-1 
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Exercícios 
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Exercícios 
História 
Conceitos 
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Exemplos 
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Exercícios 
um mol de um sólido (NaCl) 
58,5 gramas 
um mol de 
um gás (CO2) 
44 gramas 
um mol de um líquido (H2O) 
18 gramas 
História 
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Exemplos 
Introdução 
Exercícios 
São numericamente iguais, mas a unidade da massa 
molar é g/mol. 
MA do 12C = 12 u 
1 mol de 12C = 12g 
M do C = 12 g/mol 
Percebe-se que Massa Molar (M) é a constante de 
proporcionalidade que relaciona a massa (g) de uma 
substância com o seu mol. 
Percebe-se que Massa Molar (M) é a constante de 
proporcionalidade que relaciona a massa (g) de uma 
substância com o seu mol (mol). 
m 𝑔 =
27,0 𝑔 𝐴𝑙
1 𝑚𝑜𝑙
× 0,35 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑙𝑢𝑚í𝑛𝑖𝑜 → 𝑚 = 9,5𝑔 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 = 𝑀 × 𝑚𝑜𝑙 
Variável 1 Variável 2 
Constante 
Reposta: SIM!! Talvez uma forma 
mais conhecida dos alunos, que é: 
𝑚 = 𝑀 × 𝑛 
Variável 1 Variável 2 
Constante 
Onde: 
• M = massa por mol da substância (𝑔 ∙ 𝑚𝑜𝑙−1) 
• 𝒏 = quantidade da substância em mols (mols) 
• 𝒎 = massa da substância expressa em gramas (g) 
História 
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Exemplos 
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Exercícios 
C3H8 
O2 
CO2 
H2O 
Au 
 
NaOH 
H2 
Ar 
HCl 
CuSO4.2H2O 
Qual é a MASSA MOLAR dos seguintes átomos / moléculas? 
44 g.mol-1 
32 g.mol-1 
44 g.mol-1 
18 g.mol-1 
197 g.mol-1 
 
40 g.mol-1 
2 g.mol-1 
40 g.mol-1 
36,5 g.mol-1 
195,5 g.mol-1 
 
Mas, e quando temos Reações Químicas, o que 
acontece com os átomos? 
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Exercícios 
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Introdução 
Exercícios 
A equação química é uma representação de uma reação 
química. 
Ela apresenta: 
 
- os átomos que compõe os reagentes e produtos (e o estado 
físico em que se encontram) 
- a proporção estequiométrica em que se combinam e, 
consequentemente, a relação entre as massas molares 
envolvidas. 
ZnS (s) + 2 HCl(aq)  ZnCl2 (s) + H2S (g) 
Coeficientes estequiométricos 
Massas Molares 
ZnS = 97,5 g.mol-1 
HCl = 36,5 g.mol-1 
ZnCl2 = 136,5 g.mol
-1 
H2S = 34 g.mol
-1 
ZnS (s) + 2 HCl(aq) ZnCl2 (s) + H2S (g) 
97,5 g 73 g 
(2 x 36,5) 
136,5 g 34 g 
170,5 g 
170,5 g 
 Esta é a PROPORÇÃO em MASSA desta reação. Assim, o dobro da massa de ZnS 
(195,0 g) reagiria com o dobro da massa de HCl (146,0 g), formando o dobro de 
massa de cada produto. 
 O mesmo raciocínio vale para a proporção em quantidade de matéria dos 
reagentes desta reação. 
____C3H8(g) + _____ O2(g)  _____CO2(g) + _____ H2O(g) 
____B4H10(g) + _____ O2(g)  ___ B2O3(g) + _____ H2O(g) 
 
 ____ Na(s) + ____ H2O(l)  ____ NaOH(aq) + ____ H2(g) 
 
 
 ____ Al(s) + ____ HCl(aq)  ____ AlCl3(aq) + ____ H2(g)

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