Texto de apoio -Quimica-11 classe I Trimestre 2022-1

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Escola Secundária 7 de Setembro de Helene
Texto de apoio -Quimica-11ª classe I Trimestre 2022
Conceitos fundamentais: A química como ciência. As características do Método científico.
A palavra química provem do grego chymia que significa, «Terra».
Química é uma ciência que estuda as substâncias e as suas transformações.
O interesse da química reside em saber como é constituída a matéria dai que estuda a composição, a estrutura, as leis que regem os fenómenos químicos, as formas de obtenção, as propriedades, as transformações e aplicações das substâncias.
Com Antoine Lavoisier, a partir do seculo XVII a Química adquire definitivamente as características de uma ciência experimental.
A química tem como objectivos; dominar as leis que regem as transformações químicas assim como produzir bens de consumo para os vários ramos da economia.
A Química tem um carácter aplicado, pois, fornece teorias, métodos e procedimentos para o avanço das outras ciências e para a produção de bens de uso da humanidade.
A Química, como ciência, tem relação com as outras ciências, como a Biologia, a Física, a Engenharia, a Medicina, etc.; 
 A Química tem uma linguagem própria, chamada “Linguagem química”.
Como as outras ciências, a Química baseia-se no método científico.
Como as outras ciências, a Química baseia-se no método científico, como se exemplifica em seguida. 
Método científico é o conjunto de procedimentos racionais e cronológicos que nos permitem alcançar a verdade científica.
Em primeiro lugar será necessário começar por definir um problema: Será que a água do chuveiro, que sai da torneira e é tratada com cloro, seca o cabelo e retira-lhe o brilho? 
A etapa seguinte consiste em realizar diferentes experiências fazendo observações cuidadosas e recolhendo dados sobre o nosso problema (cabelos lavados com água da torneira tratada com o cloro).
 A informação proveniente de dados, pode ser qualitativa (brilho e secura do cabelo) ou quantitativa e conduzira à formulação de uma hipótese (tentativa de explicar um conjunto de observações) 
Será necessário um conjunto de experiências futuras, em outros locais, com outro tipo de cabelos, lavados sempre com água tratada com cloro, para verificar a hipótese formulada anteriormente e, no final, fazer a avaliação dos resultados. 
As conclusões finais sobre o estudo realizado resultam numa regra geral, numa lei, formulada matematicamente ou não. 
O método científico apresenta, como exemplificado acima, as seguintes características: 
· Definição de um problema: 
· Observação de fenómenos naturais; - 
· Recolha de dados para o estudo; 
· Formulação de hipóteses; 
· Experimentação para verificar a validade das hipóteses; 
· Avaliação/análise dos resultados experimentais; 
· Conclusão sobre o estudo realizado.
Propriedades das substâncias: especificas, funcionais e gerais.
Propriedades são características que nos permitem distinguir as substâncias umas das outras. Uma espécie química é classificada de acordo com as suas propriedades que podem ser especificas, funcionais e gerais 
Propriedades Específicas: são propriedades que permitem identificar uma determinada espécie de matéria. Essas características especificam e identificam uma substância, diferenciando – a dos demais. E podem ser físicas, químicas e organolepticas.
a) Propriedades físicas: relacionadas com os fenómenos físicos ou transformações físicas das substâncias. São propriedades mais usadas na identificação das substâncias porque são mais precisas. Exemplos: ponto de fusão, ponto de ebulição, calor específico, densidade coeficiente de solubilidade, dureza, maleabilidade, ductilidade, magnetismo, etc. 
· Ponto de Fusão (P.F.): é a temperatura constante na qual um sólido se transforma num líquido. 
• Ponto de Ebulição (P.E.): é a temperatura constante na qual um líquido passa para o estado gasoso. 
• Densidade (d): É a relação entre massa (em gramas) de uma amostra de matéria e o volume (geralmente em cm3). ocupado por esta amostra.
d = m/v 
d = densidade (g/cm3)
m = massa
v = volume (cm3)
b) Propriedades químicas são características que se relacionam com os fenómenos químicos, ou seja com as reacções químicas, Exemplos: combustão, oxidação, saponificação, neutralização, redox,etc.
Propriedades organolépticas: são aquelas que impressionam os nossos sentidos: estado de agregação (sólido, líquido e gasoso), cor, odor, brilho, sabor, paladar. 
· Cor – diferentes matérias apresentam diferentes cores. Esta propriedade é perecida pela visão
· Sabor – uma substância pode ser insípida (sem sabor) ou sípida (com sabor). Esta propriedade é percebida pelo paladar.
· Odor – a matéria pode ser inodora (sem cheiro) ou odorífera (com cheiro). Esta propriedade é percebida pelo olfacto
· Brilho – é a propriedade que faz com que os corpos reflictam a luz de modo diferente. Os corpos podem ser brilhantes ou bacos. Esta propriedade é percebida pela visão. 
Propriedades Funcionais: são propriedades observadas somente em determinados grupos de matéria. Esses grupos são chamados funções químicas, e as principais são: ácidos, bases, sais e óxidos.
Propriedades Gerais 
 São comuns a toda e qualquer espécie de matéria, independentemente da substância de que ela é feita. As principais são: massa, extensão, impenetrabilidade, divisibilidade, compressibilidade e elasticidade. 
 Massa - Todos os corpos possuem massa. 
 Extensão - Todos os corpos ocupam lugar no espaço. 
 Impenetrabilidade - Dois corpos não ocupam, ao mesmo tempo, um mesmo lugar no espaço. 
 Divisibilidade - Os corpos podem ser divididos em partes cada vez menores. 
 Compressibilidade - Os corpos possuem a propriedade de poder diminuir de tamanho, sob a ação de forças externas. 
 Elasticidade - Os corpos possuem a propriedade de voltar à forma e volume originais, cessada a causa que os deformou. 
Fenómenos (transformações) da matéria
Transformação material é toda e qualquer alteração experimentada pela matéria. Distinguem-se dois tipos de fenómenos: Fenómenos físicos e químicos.
Num fenómeno físico, a transformação sofrida pela substância não altera a sua constituição íntima, sendo possível a sua recuperação por métodos elementares, por exemplo, pilar grãos, dilatação dos corpos, queda dos corpos, fragmentação de um objecto, fusão de um metal, etc.
Num fenómeno químico, a substância transforma-se numa outra, com novas propriedades, não sendo possível a sua recuperação por métodos elementares, por exemplo, a combustão de uma substância, a digestão dos alimentos, formação de ferrugem, etc.
Em determinados casos, numa substancia podem ocorrer, simultaneamente, fenómenos físicos e químicos, como por exemplo, na dissolução de sal de cozinha em agua, em que o sal se dissolve, isto é, muda de estado físico, e ao mesmo tempo, se dissocia em iões ( de sódio e de cloro).
Estados físicos da matéria
a) Estado solido: Caracterizado por apresentar forma própria e volume constante. As partículas sólidas podem ser átomos, moléculas ou iões. Essas partículas localizam-se bastantes próximas umas das outras – a forca de coesão entre as partículas são maiores do que as de repulsão. No estado sólido, as partículas encontram-se numa arrumação perfeita, formando um reticulo cristalino. O estado solido constitui o estado de maior organização da matéria temos como exemplo: pedras, metais, etc
b) Estado líquido: caracterizado por ausência de forma e por ter volume constante. Em condições normais, as partículas líquidas são moléculas. Estas localizam-se relativamente afastadas umas das outras – a forca de coesão entre as partículas é relativamente fraca, isto é, há equilíbrio entre a forca de coesão e de repulsão. As partículas líquidas ou moléculas tem liberdade de movimento e não formam reticulo cristalino por exemplo: álcool, água, urina, etc.
c) Estado gasoso: caracterizado por apresentar forma e volume variáveis. Em condições normais, as partículas gasosas são átomos ou moléculas. estas apresentam maior liberdade de movimento- a forca de coesão entre as partículas é bastante fraca, isto é a forcade coesão é menor que a de repulsão. O estado gasoso constitui em estado de maior desorganização da matéria: por exemplo, dióxido de carbono, oxigénio.
Mudanças de estado
A matéria pode mudar de um estado físico para o outro dependendo das condições do meio. Estas condições são a temperatura (aquecimento ou resfriamento) e a pressão.
O Esquema que se segue, mostra as mudanças dos estados físicos e os nomes que cada uma delas recebe:
Fusão – é a passagem do estado sólido para o estado líquido; 
Solidificação – é a passagem do estado líquido para o estado sólido;
 Vaporização – é a passagem do estado líquido para o estado gasoso; 
Condensação ou liquefação – é a passagem do estado gasoso para o estado líquido; 
Sublimação directa – é a passagem do estado sólido para o estado gasoso; 
Sublimação inversa – é a passagem do estado gasoso para o estado sólido. 
Quando uma substância muda de um estado físico para o outro, sofre alterações nas suas características macroscópicas (volume, forma, etc.) e microscópicas (arranjo das partículas).
Matéria. Classificação da matéria: Misturas e Substâncias puras (Simples e compostas).
Matéria é tudo o que tem massa, ocupa lugar no espaço e possui propriedades que podem ser medidas. Por exemplo: ferro, ar, água, pessoa, carteira, caneta.
Corpo é uma porção limitada da matéria (que tem uma determinada forma) e objecto é um corpo fabricado para um determinado fim. 
Os corpos e os objectos são constituídos de substâncias. Resumindo, podemos dizer que o Ferro é matéria, uma barra de Ferro é um corpo e um protão de Ferro é um objecto.
Classificação da matéria
A matéria apresenta -se na Natureza sob duas formas principais: substâncias puras e misturas.
Substância é qualquer espécie da matéria homogénea de composição química definida.
Substância pura é a forma de matéria que em determinadas condições apresenta propriedades físicas e químicas invariáveis. Uma substância pura constitui cada espécie que forma o universo e que apresenta composição fixa, isto é não tem impurezas. Apresenta temperaturas de fusão e de ebulição fixas e não ‘e possível alterar as suas propriedades por processos físicos. Na Natureza, raramente podemos encontrar as substâncias puras como tal.
As substâncias puras subclassificam-se em: substâncias elementares e substâncias compostas.
a) Substância pura elementar é aquela que é formada por átomos de um mesmo elemento químico.
Esta substância não pode ser separada nos seus componentes por meio de métodos físicos, como por exemplo: diamante, enxofre, cobre, oxigénio, hidrogénio, etc.
As substâncias elementares podem ser simples e compostas
Substância elementar simples é formada por apenas um átomo desse elemento químico.
Exemplos: Na, fe, Xe, K, pb
Substância elementar composta é formada por dois ou mais átomos desse elemento químico.
Exemplos: O2, O3, F2, S8
b) Substância pura composta ou molecular é formada por dois ou mais átomos de elementos químicos diferentes.
Exemplos: sal (NaCl), água (H2O), açúcar (C12H22O11), Monóxido e dióxido de carbono (CO e CO2), metano (CH4) etc.
Misturas
Mistura é a junção de duas ou mais substâncias, sem composição definida, cujos componentes permanecem inalterados. Exemplos: Ar atmosférico, álcool hidratado, sal e areia
Classificação das misturas
As misturas classificam-se em: misturas homogéneas e misturas heterogéneas
Misturas homogéneas são aquelas que apresentam um único aspecto (uma fase), não sendo possível distinguir os seus componentes a olho nu e nem por meio do mais potente microscópio
Fase refere-se as aspecto da mistura que pode ser único ou vários. As misturas homogéneas também são chamadas soluções. 
Por exemplo:
CO2 (g) + O2(g), coca-cola +água,
Álcool+ água, água da torneira, vinagre, soro caseiro, soro fisiológico, água + açúcar, etc.
Misturas heterogéneas são aquelas que apresentam vários aspectos (várias fases) sendo possível distinguir os seus componentes a olho nu e por vezes através do microscópio.
Por exemplo: petróleo + H2O (dois componentes duas fases), óleo + H2O, pedras + sal.
Métodos de Separação de Misturas: 
Os métodos de separação de componentes de misturas baseiam-se nas propriedades físicas da matéria que envolvem fenómenos físicos para separar os componentes, sem altera-los.
Separação de misturas heterogéneas
Tendo em conta sistemas difásicos, realçam-se as separações de misturas que em seguida se apresentam:
Sistema sólido – sólido
Para separar as fases deste sistema, todas no estado solido, podem ser usados os seguintes processos:
Catação: quando os componentes são partículas bem distintas que podem ser separadas com as mãos ou com uma pinça. Por exemplo quando se escolhe o arroz não descascado do descascado.
Peneiração ou tamisação: quando os componentes têm granulação diferente, usando-se peneiras, ou crivos.
Separação magnética: quando um dos componentes é um metal atraído por um íman, por exemplo: limalha de ferro e enxofre.
Ventilação: quando a corrente de ar arrasta o componente menos denso, por exemplo: farelo dos grãos.
Levigação: quando a corrente de água arrasta o componente menos denso, por exemplo: areia de minério.
Sublimação: quando um dos componentes da mistura é sublimável, por exemplo, por exemplo; iodo com impurezas.
Dissolução fraccionada: um dos componentes ‘e mia solúvel que os restantes em determinado solvente. Em seguida, aplica-se algum dos processos de separação de misturas solido – líquido.
Sistema sólido – líquido
Para separar uma fase solida de outra líquida usam-se os seguintes processos:
Filtração: a fase líquida (filtrado) passa através dum meio permeável e poroso (filtro), que pode ser de papel, porcelana, algodão de vidro, amianto, enquanto a fase solida fica retida por este.
Se a substância a filtrar for corrosiva (ácidos concentrados) usa-se algodão de vidro, amianto ou um filtro de porcelana. Por exemplo, ao coar o coco ralado, esta a fazer-se uma filtração.
Decantação: consiste em deixar a mistura em repouso para que a fase mais densa deposite no fundo do recipiente(sedimentação); em seguida, transfere-se com cuidado o líquido para outro recipiente.
Por exemplo: quando queremos separar a areia da água
Extração sólido/liquido ou lixiviação: é a separação dum ou mais componentes duma mistura sólida por meio dum solvente líquido.
Sistema sólido -gás
Para separar uma fase sólida de outra líquida usam-se os seguintes processos:
Filtração: a fase gasosa passa pelo filtro, enquanto a fase sólida é retida, por exemplo no aspirador do pó.
Câmara de poeira: a mistura é forcada a passar pelo interior de uma câmara onde encontra uma serie de obstáculos (filtro) que retêm a poeira e deixam passar o ar.
Este é um processo usado na indústria, bem como em aspiradores de poeira.
Sistema líquido – gás
A fase gasosa liberta-se espontaneamente do líquido, podendo acelerar-se o processo através de agitação, aquecimento ou diminuição da pressão.
Sistema líquido – líquido
Este tipo de misturas pode ser separado pelos seguintes processos:
Funil de decantação: é um funil especial que tem uma torneira na haste. Depois de decantada a mistura, abrimos cuidadosamente a torneira deixando sair o líquido da parte inferior (o mais denso) e o menos denso é retido no funil.
Também se pode usar a centrifugação.
Separação de misturas homogéneas
Sistema líquido – sólido
Para separar as fases deste sistema usam-se s seguintes operações unitárias:
Evaporação: processo que envolve a passagem de moléculas do estado líquido ao gasoso por ruptura ou afrouxamento das ligações moleculares do líquido. Por exemplo: separação de sal de cozinha da água nas salinas.
Cristalização: consiste na separação dum componente da mistura por formação duma fase sólida cristalina, através de evaporação lenta do solvente. Por exemplo: separação de sal de cozinha da água nas salinas.
Destilação simples: aplica-se quando um solido é dissolvido num líquido volátil (de baixo ponto de ebulição), este método baseia-se na diferença dos pontos de ebulição dos componentes. O componente de menor temperaturade ebulição vaporiza-se primeiro condensa-se e é recolhido por exemplo; solução aquosa dum sal cristalino
Sistema líquido – líquido
Os componentes podem separar-se a partir dos processos:
Destilação simples: para separar dois líquidos cujos pontos de ebulição diferem em mais de 25oC.
Destilação fraccionada: para separar duas ou mais substâncias voláteis, com pontos de ebulição próximos (diferença menor que 25 o C). Exemplo: álcool e água
Cromatografia; baseia- se na diferente adesão dos componentes da mistura a superfícies sólidas. Quanto maior a atracação do componente, mais rápido ele se move pelo meio poroso. É um processo físico utilizado para separar e identificar os componentes de uma mistura.
A cromatografia tem por base a passagem de uma mistura através de duas fases uma estacionaria e outra movel.
Cromatografia de papel
É uma técnica de partição, pois utiliza duas fases. A fase estacionaria é o papel e a fase movel é um líquido como acetona ou o álcool.
A fase movel desloca-se por capilaridade através da fase estacionaria arrastando consigo os componentes da mistura, separando-os deste modo.
Cromatografia de camada fina
É uma técnica de adsorção ente um líquido e um sólido.
A fase estacionaria “e um solido constituído por uma camada fina de sílica gel, celulose ou alumina suportada numa placa de vidro ou folha de alumínio. A fase movel é um líquido solvente.
A fase movel sobe por capilaridade e arrasta a substância menos adsorvida, com uma velocidade maior. Os diferentes constituintes são separados por serem adsorvidas de modo diferente pela fase estacionaria.
Adsorção – fenómeno químico de que resulta a acumulação de um gás ou de um soluto na superfície de um solido.
Absorção – fixação de um gás por um solido ou um líquido ou ainda fixação de um líquido por um solido
Extração líquido – líquido: consiste na distribuição ou partição dum ou mais solutos entre duas fases líquidas nas quais é diferentemente solúvel, seguido por decantação.
Sistema líquido – gás
Liquefação: o sistema é submetido a sucessivas compressões e resfriamentos ate chegar ao estado líquido e em seguida aplica-se a destilação fraccionada, por exemplo: a obtenção de N2 e O2 a partir do ar atmosférico.
· Exercícios de Aplicação 
Linguagem química.
 Cada disciplina cientifica têm uma linguagem própria, usando, muitas vezes, palavras de origem grega ou latina- Por exemplo, na denominação dos elementos químicos, temos: raízes gregas para «Osmio», (osma = odor), «alio» (raminho verde) e «hidrogenio» (hydros = agua, gennao = produzo); e raizes latinas em «cobre» (cuprum), «chumbo» (plumbum), «cesio» (caesius = ceu azul) e «silicio» (silex = pedra). 
A linguagem química, aceite internacionalmente, estabelece símbolos, formulas e regras para escrever formulas químicas, reacções, etc. Essa linguagem constitui um modo de comunicar, quer entre os estudantes, quer entre os especialistas na área.
Diferença entre elemento químico e substância elementar. Diferença entre Mistura e composto químico.
Diferença entre elemento químico e substância elementar
Elemento químico é o conjunto de átomos que possuem o mesmo número atómico (z), ou seja, o mesmo número de protões, não apresenta propriedades físicas nem químicas.
Substância elementar é aquela que é formada por átomos de um mesmo elemento químico, possui pontos de fusão e ebulição constantes, composição definida e não pode ser separada por métodos físicos
Diferença entre Mistura e composto químico.
Mistura é um material constituído por duas ou mais substâncias, assim caracterizado:
· Não há perda das propriedades individuais dos seus componentes;
· Não se forma uma substância nova;
· Tem composição variável
· Tem densidade, ponto de fusão, ponto de ebulição e outras propriedades variáveis em função da sua composição
Composto químico ou substância composta – é todo o material que se caracteriza por apresentar:
· Unidades estruturais (moléculas, conjuntos iónicos) quimicamente iguais entre si:
· Composição fixa de que decorrem propriedades com valores fixos, como densidade, pontos de fusão e de ebulição, etc.
· Inalteração da temperatura desde o início ate ao fim de todas as suas mudanças de estado físico (fusão, ebulição, solidificação, etc.);
· Possibilidade de representação por uma fórmula, porque tem composição fixa;
· Não conservação das propriedades dos seus elementos constituintes.
· Possibilidade de formação de substâncias novas.
Classificação das reacções: quanto ao número de participantes, aspecto energético, transferência de partículas e função química.
Reacção química é qualquer transformação química, em que uma ou mais substâncias formam uma ou mais substâncias diferentes.
Numa reacção química, as substâncias que são transformadas chamam-se reagentes e as que são obtidas chamam-se produtos da reacção.
Uma reacção química é representada graficamente por equação química:
 A + B → C + D
 1º Membro 2º Membro
 Reagentes Produtos
Classificações das reaccoes químicas
Quanto ao número de participantes (formação e decomposição)
Reacção de síntese (ou de formação) é aquela que origina a formação de um composto a partir de duas ou mais substâncias (simples ou compostas)
Exemplos: 2 Na (s) + Cl2(s) → 2 NaCl(s)
N2(g) + 3H2(g) → 2 NH3(g)
Reacção de decomposição ou análise: acontece quando uma substância se decompõe em duas ou mais substâncias simples ou compostas.
Exemplo: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
 2H2O (l) → 2H2 (g) + O2(g)
Dependendo do tipo de agente causador da decomposição resultam designações como:
	Método
	Forma de energia envolvida
	Termólise
	Calor
	Electrólise
	Energia eléctrica
	Fotólise
	Luz
Quanto ao aspecto energético
Reacções exotérmicas: são reacções no decurso das quais há libertação de calor
Exemplo: 2H2 (g) + O2(g) →2H2O (g) ∆H =- 572kj
Reacções endotérmicas; são as reacções no decurso das quais há absorção de calor.
Exemplo: 2H2O (l) → H2(g) + O2(g) ∆H =+ 572kj
Quanto à transferência de partículas (protões e electrões)
Transferência de protões – quando há transferência de protões, significa que um acido esta reagir com uma base,
Em grande ou pequena extensão: reacção acido – base
Exemplo HNO3 + H2O → NO3 (aq) + H3O(aq)
Transferência de electrões: quando há transferência de electrões significa que um redutor (ou espécie oxidada) esta a reagir com um oxidante (espécie reduzida) – reacção de oxi-redução
Exemplo: Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2 (s) + H2 (g)
Quanto a função química (reacções inorgânicas e orgânicas)
Reacções inorgânicas são reacções químicas em que as substâncias que reagem são substâncias inorgânicas.
Exemplo: KCl (aq) + HNO3 (aq) → HCl (aq) + KNO3(aq)
Reacções orgânicas são reacções químicas em que as substâncias que reagem são substâncias orgânicas
CH3COOH (aq) + CH3CH2OH (aq) → CH3COOCH2CH3 (aq) + H2O (l)
Acido etanoico etanol etanoato de etilo água
Cálculos estequiométricos
Estequiometria é o ramo ou área da Química que trata dos cálculos numéricos aplicados as reacções químicas.
O cálculo estequiométrico permite determinar a quantidade de uma substância participante numa reacção química a partir da quantidade conhecida das outras substâncias envolvidas.
Passos para o cálculo estequiométrico:
1º.. Escrever e acertar a equação da reacção química
2º.. Identificar as fórmulas ou símbolos das substâncias que irão intervir nos cálculos.
3º.. Colocar os dados correspondentes ao problema e representar a incógnita por letra.
4º.. Estabelecer a regra de três simples correspondente e determinar a incógnita.
5º.. Apresentar a resposta do problema.
Calcular a massa molecular relativa, mole e Massa Molar.
Massa molecular relativa (Mr)
É a massa de uma molécula caracterizada por não apresentar unidades, ou seja, é a relação entre a massa molecular da substância e 1/12 da massa de carbono – 12.
Pode obter-se somando as massas atómicas relativas de todos os átomos presentes na molécula.Exemplo:
Calcular a massa molecular relativa da água (H2O), sabendo que as massas atómicas relativas são Ar(H) = 1,0 e Ar (O) = 16,0
Mr (H2O) + 2 x Ar (H) + 1 x Ar (O)
Mr (H2O) = 2x1+ 16
Mr (H2O) = 18
Mole e massa molar
Mole é a quantidade de substância que contem o número de moléculas, átomos, iões, electrões e outras unidades estruturais que esta contida em 12 g do isótopo do carbono – 12.
Mole (n) é uma grandeza física que exprime a quantidade de uma substância. A unidade é mol
A mole caracteriza uma amostra por um número determinado de partículas (N)
A quantidade de partículas (N) presente numa mole de uma substância foi determinada por Amedeo avogadro físico italiano, e é igual a 6,02x1023.
Em sua homenagem, esta quantidade é conhecida como constante de Avogadro ou Número de Avogadro (NA)
 NA = 6,02 x1023 partículas /mol
 NA = N/n
Pode dizer-se 1 mol de uma substância contem 6,02 x1023 unidades estruturais (átomos, moléculas, iões) dessa substância
Exemplo: 1 mol de He contem 6,02 x1023 átomos de He
1 mol de H2SO4 contem 6,02 x1023 moléculas de H2SO4.
Massa molar
Massa molar de uma substância é a massa que corresponde a uma mole dessa substância, ou seja, é a razão entre a massa (m) e o número de moles (n) respectivamente. É expressa em g/mol
M = m/n 
Onde:
M – Massa molar
M - massa da substancia
N – número de moles
Ex M (al) = 27 g/mol
Lei de Avogadro. Volume molar das substâncias gasosas.
A lei de Avogadro diz que volumes iguais de quaisquer gases, medidas nas mesmas condições de temperatura e pressão contem o mesmo número de moléculas (6,02 x1023)
Volume molar
O volume molar de qualquer substância gasosa é o volume ocupado por uma mole dessa substância. O volume molar é expresso em l/mol ou dm3/mol
Exepressoa matemática:
 Vm = V/n
Onde:
Vm – volume molar (m3/mol)
V – volume
N – número de moles
Nas condições normais de temperatura e pressão, CNTP (0 oC e 1 atm), o volume molar de um gás é de 22,4 l/mol.
Lei de Lavoisier (Lei de Conservação da massa) e de Proust (lei de proporção fixa).
Leis ponderais
Estas leis tratam das relações entre as massas dos reagentes e as dos produtos numa reacção química.
Tratam-se de leis que foram comprovadas experimentalmente
Lei de Lavoisier (Lei de Conservação da massa)
O cientista francês Antoine Lavoisier verificou que:
Num sistema químico fechado, a massa total permanece constante, ou seja, numa reacção química a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. ``Na Natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma``
Esquematicamente:
 A + B → C + D
 mA + mB mC + mD
 Reagentes Produtos
 mA + mB = mC + mD
Lei de Proust (lei de proporção fixa).
Joseph Louis verificou que:
``Num dado composto químico, é fixa a proporção (em massa) dos elementos que o compõem, independentemente da origem do composto ou do processo de obtenção. ``
Isto significa dizer, por exemplo, que o acido sulfúrico se representa sempre por H2SO4, independentemente do processo de obtenção.
Exercícios de aplicação
Unidade temática II: Estrutura atómica e Mecânica Quântica
Estrutura atómica
Para explicar a constituição da matéria (estrutura do átomo), foram desenvolvidos vários modelos sendo de destacar: o modelo de Dalton, de Thomson, de Rutherford, de Bohr e o Mecânico – quântico.
Evolução dos modelos atómicos
Sec. V a.C Demócrito 
No século V a.C., o filósofo grego Demócrito imaginou a matéria constituída por pequenas partículas indivisíveis - átomos (derivada da palavra grega indivisível). Esta ideia não foi aceite e só muito mais tarde é que foi retomada por Dalton.
Entre 1803 – 1808 Dalton (Modelo da bola de bilhar)
A primeira teoria sobre o modelo atómico com bases cientificas foi apresentada por Dalton e
constava de que:
a) Toda matéria é constituída por átomos
b) Os átomos são indivisíveis, maciços e esféricos.
c) Os átomos de um mesmo elemento são todos iguais em tamanho, forma e massa.
d) Toda transformação química consiste na união ou separação de átomos. 
Figura 1: Modelo atómico de Dalton
1898 - Thomson
O físico Thomson baseado na descoberta de que o átomo tinha uma parte positiva e outra negativa, para explicar que o conjunto é neutro, propôs que:
· Os átomos dispõem de uma estrutura esférica carregada positivamente (que designou de pudim)
· (
 
Figura 2: 
Modelo de Thomson
)Na esfera electropositiva encontram-se partículas com carga negativa, os electrões ( a que designou passas).
Esse modelo ficou conhecido como “ pudim de passas.”
Radioactividade - Ensaio de Rutherford. 
1911 - Rutherford
O físico Ernest Rutherford realizou experiencias com bombardeamento de partículas alfa em uma lamina de ouro, concluindo que:
· A matéria é constituída por pequenas partículas chamadas átomos que apresentam duas regiões: o núcleo e a electrosfera.
· O núcleo apresenta pequenas dimensões e grande massa, concentrando toda a carga positiva do átomo.
· Na electrosfera giram cargas negativas, os electrões, tal como giram os planetas à volta do Sol – modelo planetário.
· O volume do átomo é cerca de 100.000 vezes maior do que o do núcleo.
 
 Figura 3: Modelo atómico de Rutherford.
Este modelo não explica porque é que os electrões não caem no núcleo, devido à atracção que apresentam pelas cargas positivas aí existentes.
Postulados de Bohr
1913 - Niels – Bohr
Os físicos Niels e Bohr, completaram o modelo de Rutherford, explicando que os electrões só podem ocupar níveis de energia bem definidos, e os electrões giram em torno do núcleo em órbitas com energias diferentes.
 
 Figura 4: Modelo atómico de Bohr.
 
· os electrões se movem ao redor do núcleo em um número finito de órbitas de energia bem definida, que são denominadas órbitas estacionárias ou níveis de energia.
· movendo-se em uma órbita estacionária, o electrão não emite nem absorve energia;
· ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o electrão emite ou absorve uma quantidade bem definida de energia, chamada quantum de energia (em latim, o plural de quantum é quanta).
Modelo Actual
O modelo actual considera o electrão situado em uma região em torno do núcleo denominada orbital e não como propôs Bohr, girando em orbitas circulares.
Este modelo inclui vários cientistas, dentre os quais podemos citar:
Moseley - propõe ser o numero de protões do átomo o Numero Atómico
Sommerfeld - o átomo possui, orbitas elípticas
De Broglie - natureza dual do electrão, ou seja, considera-lo partícula e onda.
Chadwick - descoberta do neutrão, partícula situada no núcleo cm carga zero e massa 1.
Partículas fundamentais do átomo: Protões, electrões e neutrões.
O modelo actual considera que o átomo é constituído por um núcleo e uma nuvem de electrões
No núcleo encontram-se os protões (com carga eléctrica positiva) e os neutrões (sem carga eléctrica), que, no conjunto, pela sua localização, se designam por nucleões.
A nuvem electrónica tem massa muito inferior a dos protões e a dos neutrões e ocupa um espaço muito maior que o do núcleo,
Número atómico (Z), número de massa (A). Isótopo, Isóbaro e Isótono. Massa isotópica
Número atómico (Z) – é o número de protões presentes no núcleo de um átomo. 
Todos os átomos do mesmo elemento químico têm o mesmo número de protões.
Como o átomo é uma partícula globalmente neutra, podemos concluir que:
Número de protões = número de electrões
Vejamos alguns exemplos:
 Cloro (Cl) Z =17 protões = 17, electrões = 17.
 Sódio (Na) Z = 11 protões = 11, electrões = 11.
Número de massa (A) – é a soma do número de protões (Z) e de neutrões (N) presentes no núcleode um átomo. 
Matematicamente: A = Z + N
É o número de massa que nos informa se um átomo tem massa maior que outro átomo. Isso é lógico, pois apenas os protões e neutrões têm massa significativa, uma vez que a massa dos electrões é desprezível, se comparada à dessas duas partículas.
Vejamos o exemplo: o átomo de sódio tem 11 protões, 12 neutrões e 11 electrões.
Temos, então, para o átomo de sódio:
• número atómico: Z = 11 (número de protões = número de electrões = 11);
• número de neutroes: N = 12;
• número de massa: A = Z +N = 11 + 12 = 23.
ISOTOPOS, ISOBAROS E ISOTONOS
Isótopos são átomos do mesmo elemento químico com o mesmo número atómico (Z) e diferentes números de massa (A), devido aos diferentes números de neutrões nos seus núcleos. Como se trata de mesmo número atómico, temos o mesmo elemento químico, com propriedades muito parecidas.
Por exemplo temos as seguintes representações:
a) isótopos do hidrogénio: (prótio), (deuterio) e (tritio)
b) isótopos do oxigénio: , e 
 Isóbaros são átomos de elementos químicos diferentes que possuem o mesmo número de massa (A) e diferente número atómico (Z).
Por exemplo temos a seguinte representação:
 
Isótonos são átomos de elementos químicos diferentes que possuem igual número de neutrões (N) e diferentes números de protões (Z) e de massa (A) por exemplo:
 
O átomo de cloro tem: N = A - Z = 37 - 17 = 20 ⇒N = 20 neutrões
O átomo de cálcio tem: N = A -Z = 40 - 20 = 20 ⇒N = 20 neutrões
Massa isotópica 
A massa isotópica é a massa atómica relativa de um elemento químico quando este tiver isótopos.
Para o seu cálculo é necessário conhecer: 
· os diferentes isótopos e a respectiva massa isotópica;
· a sua abundância relativa.
Diz-se que a massa atómica relativa (Ar) de um elemento químico é a média das massas atómicas dos seus isótopos, entrando em linha de conta com as suas abundâncias relativas (denomina-se media pesada ou media ponderada).
Exemplo:
O cloro tem dois isótopos, o 35Cl e o 37Cl dos quais se sabe que a abundância relativa do 35Cl 
é de 75,75% e a do 37Cl é de 24,23%.
Está tabelado que a massa relativa do isótopo 35Cl é 34,97 e a do 37C1 é de 36,97.
Assim:
Ar (Cl) = .
Exercícios de aplicação 
1. O átomo e uma partícula esférica, maciça e indivisível. Tal afirmativa refere-se ao modelo
atómico proposto por:
A Rutherford
B Bohr
C Thomson
D Dalton
2. Algumas correcções feitas por Bohr ao átomo de Rutherford referem-se:
A. Ao electromagnetismo. B. A quantização de energia.
C. A teoria de relatividade. D. Ao núcleo do átomo.
3. Das afirmações dadas, qual delas, se associa ao modelo atómico de Rutherford?
A. Primeiro modelo nuclear B. Átomo como partícula indivisível
C. Átomo como esfera maciça D. Modelo de pudim de passas
4. Quais são os números de protões (Z ), de massa (A), de neutrões (N) e de electrões (E ) de um átomo de potássio (19K39 ) em seu estado normal?
5. Qual é o numero de massa de um átomo que possui 15 electrões e 16 neutrões?
6. Dentre as espécies dadas: 
 I (17Cl35 ) II ( 19K40 ) III ( 32Ge76 ) IV ( 20Ca40 ) V (17Cl37 )
A. I e IV são isóbaros B. II e V são isótopos 
C. I e III são isótonos D. IV e V são isótonos
7. Um átomo do elemento químico X é isótopo de 20 A41e isóbaro de 22B44. Com base nessas
informações, podemos concluir que o átomo do elemento X possui:
A. 22 protões. B. 24 neutrões. C. 20 neutrões. D. número de massa igual a 61. 
FIM
Mecânica Quântica
A Mecânica Quântica surgiu como um melhoramento da teoria de Bohr. Bohr referiu-se à orbita de um electrão como sendo a trajectória bem definida que o electrão percorre enquanto gira a volta do núcleo.
Segundo a Mecânica Quântica, não é possível localizar num determinado ponto os electrões que se movem a grande velocidade. Assim, na Mecânica Quântica fala-se em orbital, como sendo a região do espaço onde é maior a probabilidade de encontrar um electrão. A orbital tem o aspecto de uma nuvem electrónica. 
Níveis e subníveis de energia. (Diagrama de Pauling e Regra de Hund)
Níveis energéticos
São as sete “escadas” que aparecem no diagrama anterior e onde os electrões têm um conteúdo
de energia crescente. Esses níveis correspondem às sete camadas (K, L, M, N, O, P e Q) do modelo de Rutherford-Bohr. Actualmente, eles são identificados pelo chamado número quântico principal (n), que é um número inteiro, variando de 1 a 7.
 
Subníveis energéticos
São os “degraus” de cada escada existente no diagrama anterior. De cada degrau para o seguinte
há, também, aumento no conteúdo de energia dos electrões. Esses subníveis são identificados pelo chamado número quântico secundário ou azimutal (l), que assume os valores 0, 1, 2 e 3, mas que é habitualmente designado pelas letras s, p, d, f, respectivamente.
Note que, no diagrama anterior, nós já escrevemos um “endereço” sobre cada degrau. Assim, por
exemplo, se for mencionada a posição 3p, devemos saber que se trata do segundo degrau da terceira escada, no tocante ao nível de energia.
Princípio de incerteza de Heisenberg
É impossível determinar, simultaneamente e com exactidão, a posição e a velocidade de uma partícula (electrão) que gira em redor do núcleo. A posição e a velocidade são dados imprescindíveis à determinação de uma trajectória.
Para identificar um electrão, valemo-nos dos quatro números quânticos. Entretanto, fora da identificação de cada electrão do átomo, tem particular interesse a identificação do último electrão da distribuição electrónica, o electrão de diferenciação.
O electrão de diferenciação localiza-se no subnível mais energético e, de acordo com a regra de Hund, corresponde a última seta que se coloca no esquema caixinha-seta. 
Características dos números quânticos: principal, secundário, magnético e spin;
Os números quânticos servem para descrever orbitais de um átomo ou o comportamento de um electrão num átomo.
Cada orbital de um átomo é identificada por um conjunto de três números quânticos:
 (n,l,ml)
Cada electrão num átomo é identificado por um conjunto de quatro números quânticos:
 (n,l,ml,ms)
São quatro os números quânticos que identificam cada electrão:
1. Número quântico principal – n
2. Número quântico secundário - l
3. Número quântico magnético - ml
4. Número quântico de Spin – ms
Número quântico principal
O número quântico principal (n)  define o nível de energia em que o electrão se encontra, e pode ter os seguintes valores:
 n=1,2,3,4...
Quanto maior for o valor de  (n), maior é a distância média do electrão ao núcleo do átomo. Cada nível de energia tem um número máximo de electrões que é calculado pela expressão:
 2n2
	Número máximo de electrões por nível
	Nível de energia (n)
	Número máximo de electrões
	n= 1
	2 × 12 = 2
	n= 2
	2 × 22 = 8
	n= 3
	2 × 32 = 18
	n= 4
	2 × 42 = 32
Tabela 1: Número máximo de electrões por nível
Número quântico secundário (l)
O número quântico secundário (l), está relacionado com a forma espacial de cada orbital, e varia entre 0 e n−1:
 l=0,1,...,n−1
Onde n é o número quântico principal.
A cada valor de l corresponde um subnível do nível correspondente ao número quântico principal n
	Subníveis
	 l
	Nº máximo de electrões
	s
	 0
	 2
	p
	 1
	 6
	d
	 2
	 10
	f
	 3
	 14
	
Tabela 2: Número máximo de electrões por subnível
Numero quântico magnético (ml):
O número quântico magnético deriva do numero quântico azimutal (l). Este número não interfere na energia do electrão, ele representa a orientação espacial do orbital perante um campo magnético externo.Derivando de l, o número quântico magnético pode assumir qualquer valor inteiro entre -l, 0, +l. Por exemplo:
Para l = 0, ml só pode valer 0. Só pode haver um orbital s.
Para l = 1, ml pode valer -1, 0, 1. Informa que existem 3 orientações para os orbitais p.
Para l = 2, ml pode valer -2, -1, 0, 1, 2. Informa que existem 5 orientações para os orbitais d.
Para l = 3, ml pode valer -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3. Informa que existem 7 orientações para os orbitais f.
Cada valor ml vai indicar a existência de um orbital. Para cálculos empregamos a fórmula:
 -1 ≤ ml ≤ +1
	Subnivel
	N. o de orbitais
	Valor de l
	Valor de ms
	s
	1
	0
	0
	p
	3
	1
	-1, 0, 1
	d
	5
	2
	-2, -1, 0, 1, 2
	f
	7
	3
	-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
Tabela 3: Número quântico magnético para cada subnível
Número quântico de spin (ms)
O número quântico de spin (ms) descreve o sentido de rotação de um electrão em uma orbital, que pode ser horário ou anti-horário. O número quântico de spin apenas pode ter dois valores: +1/2 e -1/2. Estes valores estão relacionados com propriedades de cada electrão em cada orbital.
Se numa orbital apenas se encontrar um electrão, este terá ms= +1/2 ou ms= -1/2. Se a orbital possuir dois electrões um deles terá ms= +1/2 e o outro obrigatoriamente ms= -1/2.
Nota: Cada electrão é identificado por um conjunto de números quânticos do género
 (n,l,ml,ms)
Distribuição dos electrões pelos níveis e subníveis de energia;
Distribuição dos electrões em níveis de energia
Os electrões se distribuem ao redor do núcleo em camadas que correspondem a níveis crescentes de energia. Estes níveis de energia correspondentes as camadas que se sobrepõem no átomo são representadas por letras maiúsculas K, L, M, N , O, P e Q ou por números 1, 2, 3, 4,5, 6 e 7.
Por meio de métodos experimentais, os químicos concluíram que o número máximo de electrões
que cabe em cada camada ou nível de energia é:
	Nível de energia
	Camada
	Número Máximo de electrões
	Primeiro
	K
	2
	Segundo
	L
	8
	Terceiro
	M
	18
	Quarto
	N
	32
	Quinto
	O
	32
	Sexto
	P
	18
	Sétimo
	Q
	8
Tabela 4: Número máximo de electrões por nível
Exemplos:
O elemento flúor tem 9 electrões. 
A sua distribuição electrónica em camadas é: 
K = 2 L = 7 
Possui deste modo apenas os níveis 1 e 2 ou K e L com electrões (2 níveis de energia) e 7 electrões na camada de valência, então este elemento localiza-se o sétimo grupo e no segundo período da classificação periódica 
O elemento potássio tem 19 electrões. 
A sua distribuição electrónica em camadas é: 
K = 2 L = 8 M = 8 N = 1 
Possui deste modo apenas os níveis 1, 2, 3 e 4 ou K, L, M e N com electrões (4 níveis de energia) e um electrão na última camada (camada de valência) então este elemento localiza-se no primeiro grupo e quarto período da classificação periódica.
Distribuição dos electrões pelos vários subníveis de energia
A distribuição dos electrões pelos vários subníveis de energia segue as seguintes regras:
Princípio da energia mínima
Um nível (ou subnível) de energia só começa a ser preenchido quando o anterior (de menor energia) já está completo. Uma configuração electrónica que obedeça ao Princípio da energia mínima corresponde a um átomo no estado fundamental, mas um átomo excitado também tem uma distribuição electrónica.
Princípio exclusão de Pauli 
O Princípio de exclusão de Pauli diz que uma orbital comporta no máximo dois electrões, com spins contrários ou seja, no mesmo átomo não pode haver dois electrões que tenham o mesmo conjunto de todos os números quânticos.
A representação das orbitais é feita por um quadrado.
Cada electrão é representação por uma seta (caixinha – seta).
 Exemplos:
1.º 1H 1s1 
2.º 2He 1s2 
Regra de Hund ou regra da máxima multiplicidade
A distribuição dos electrões nas orbitais de um mesmo subnível faz-se em duas etapas:
· Colocar inicialmente um electrão em cada orbital vazio do subnível, ate preencher todos spins iguais ou paralelos
· Depois de cada orbital apresentar um electrão, iniciar o emparelhamento isto é, colocar o segundo electrão em cada orbital.
Exemplos
 (
 
1s
2 
 2s
2
 2p
x 
2p
y 
2p
Z
6
C 
 
 1s
2
 2s
2
 2p
x 
2p
y 
2p
Z
7
N 
 
 
 
 1s
2
 2s
2
 2p
x 
2p
y 
2p
Z
 
8
O 
 
 
 
 1s
2
 2s
2
 2p
x 
2p
y 
2p
Z
 
9
F 
 
 
)
Diagrama de Pauling
A distribuição dos electrões de um átomo neutro pode ser feita pelo diagrama de níveis energéticos que vimos anteriormente. No entanto, o cientista Linus Pauling imaginou uma regra
prática para fazer o preenchimento das orbitais atómicas, por ordem crescente da sua energia
conhecida como diagrama de Pauling. Para fazer a distribuição electrónica, basta seguir o percurso indicado pela seta, com diagonal, do esquema representado na figura.
 Figura 5: Diagrama de Pauling
A ordem crescente de energia dos subníveis é:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d<7p
A quantidade máxima de electrões em cada orbita é a seguinte:
	Subnível
	No. Máximo de electrões
	Representação
	s
	2
	 2 s
	p
	6
	 6 p
	d
	10
	 10 d
	f
	14
	 14 f
Exemplos: 
O átomo de cálcio possui número atómico 20, sua distribuição electrónica, nos subníveis será... 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 
O átomo de cobalto tem número atómico 27, sua distribuição electrónica, nos subníveis será: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
A distribuição electrónica nos iões
A distribuição electrónica nos iões é semelhante à dos átomos neutros. No entanto é importante salientar que os electrões que o átomo irá ganhar ou perder (para se transformar num ião) serão recebidos ou retirados da última camada electrónica, e não do subnível mais energético. Assim, por exemplo, o átomo de ferro (número atómico = 26) tem a seguinte distribuição electrónica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Última camada
Subnível mais energético
Quando o átomo de ferro perde 2 electrões e se transforma no ião Fe2+, este terá a seguinte distribuição electrónica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 
Evidentemente, se o átomo de ferro perder 3 electrões e se transformar no ião Fe3+, este terá a
seguinte distribuição electrónica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 
Consideremos agora o caso de formação de um ião negativo. O enxofre (número atómico = 16) tem a seguinte distribuição electrónica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Última camada
Quando o átomo de enxofre ganha 2 electrões e se transforma no ião S2+, este terá a seguinte
distribuição electrónica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6	
Relação entre a estrutura electrónica e as propriedades químicas dos elementos
A classificação periódica mostra-se particularmente útil quando se estabelece a correlação entre variações das configurações electrónicas dos átomos dos elementos e a sua posição no Quadro periódico.
Pode-se assim relacionar o comportamento dos átomos com a respectiva estrutura e compreender a periodicidade das propriedades em função da periodicidade das suas configurações electrónicas.
Após efectuar a distribuição electrónica:
· O número total de electrões da última camada (electrões do maior nível energético), corresponde ao grupo em que o elemento se localiza na tabela periódica
Os elementos de transição apresentam nos dois últimos subníveis as estruturas ns2 (n -1)d. Assim o grupo é encontrado somando os electrões dos subnível ns e os (n-1) d.
· O número de camadas (o maior nível de energia), indica o período onde se localiza o elemento no quadro periódico.
Os elementos que pertencem ao mesmo grupo apresentam igual número de electrões de valência e do mesmo período também apresentam o mesmo valor de maior nível de energia.
Exercícios resolvidos
1. Utilizando o diagrama de Pauling e considerando o elemento químico tungsténio (W), de número atómico igual a74, responda às seguintes questões:
a) Qual a distribuição electrónica do átomo de tungsténio por camadas ou níveis energéticos?
b) Qual a distribuição por subníveis energéticos?
c) Quais os electrões mais externos?
d) Quais os electrões com maior energia?
Resolução: 
a) Distribuição electrónica por camadas:
K = 2; L = 8; M = 18; N = 32; O = 12; P = 2.
b) Distribuição electrónica por subníveis:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d4.
c) Electrões mais externos, ou mais afastados, são os dois electrões situados no subnível 6s, pois
eles pertencem à última camada que recebeu electrões, no caso, a camada P. A última camada
recebe também o nome de camada ou nível de valência.
d) Electrões de maior energia são os quatro electrões do subnível 5d, que foi o último subnível
a ser preenchido. De fato, você pode verificar, no diagrama de níveis energéticos que o subnível 5d está acima do subnível 6s.
2. Um átomo cuja configuração electrónica é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 tem como número atómico:
A 10 B 20 C 18 D 2 
Resolução
Basta somar os expoentes que aparecem na distribuição electrónica para obter o número atómico:
2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 = 20
Alternativa B
3. Um átomo que possui configuração 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 apresenta na camada mais externa:
A 2 electrões. C 5 electrões. 
B 3 electrões. D 12 electrões.
Resolução
A camada mais externa é indicada pelo coeficiente maior, no caso 3. Somando os expoentes de
3s2 3p3, temos: 2 + 3 = 5.
Alternativa C
4. Dê a configuração electrónica do ião de sódio (Na+), sabendo que o número atómico do sódio é 11.
Resolução
Considerando que o ião de sódio tem carga eléctrica 11, concluímos que ele equivale ao átomo de sódio subtraindo um electrão da última camada ou nível electrónico. Desse modo, para resolver o problema, basta fazer a distribuição electrónica normal para o átomo neutro de sódio e, a seguir, subtrair um electrão do último nível:
• para o átomo de sódio
(Na0) 1s2 2s2 2p6 3s1
• para o ião de sódio
(Na+) 1s2 2s2 2p6
5. Quais são os números quânticos dos electrões do átomo de hélio (Z=2)?
Resolução:
2He : 1 s2 ↔ 
	
	n
	l
	ml
	ms
	1.o electrão
	1
	0
	0
	+1/2
	2.o electrão
	1
	0
	0
	-1/2
6. Qual é a localização do electrão de diferenciação do átomo de oxigénio (Z=8)?
Resolução:
1.o Fazer a distribuição electrónica
8O: 1s2 2s2 2p4 => electrão de diferenciação só pode estar no subnível mais energético (2p4).
2.o Representar o subnível mais energético usando caixinha-seta (regra de Hund).
 2p4 => 
3.o Identificar os números quânticos do ultimo electrão.
 (
 n = 2
 -1 0 1 l = 1
 m
l
 = -1
 s = -1/2
)
 
7. É dado o átomo do elemento 24Y34.
a) A localização do electrão de maior energia é:
A. 3, 2, +1, +1/2 B. 4, 1, -1, -1/2 C. 3, 2, -1, -1/2 D. 4, 1, +1, +1/2
b) Os electrões mais afastados encontram-se em:
A. 3d6 B. 3d4 C. 4p4 D. 4s2
Resolução: 
a) 24Y34: distribuição electrónica faz-se usando Z que é igual a 24.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 
A representação em caixinha-seta de 3d4 (subnível de maior energia). O subnível d tem 5 orbitais
 (
 
 n = 3
 -
 2 -1 0 +1 + 2 l = 2
 m
l 
= 
+1
 
s =
 +1/2
)
 	
O electrão de maior energia é A. Opção A
b) Os electrões mais afastados estão em 4p4 pois, o nível 4 é maior que o 3 e entre os subníveis, o p está mais afastado do núcleo do que o s. Opção C 
8. O número atómico do elemento X cujos números quânticos são: 3, 1, 0, +1/2 é.
A. 13 B. 23 C. 14 D. 24
Resolução:
1.o Identificar a estrutura do último subnível:
n = 3, l =1 => subnivel p; ml = 0 => ; ms = + ½ => 3p2
 -1 0 + 1 
2.o Fazer estrutura electrónica até: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
3.o Somar os electrões: (2 +2+6+2+2 = 14) Opção C.
9. Um átomo Y cujo subnível mais energético é 3d7, apresenta:
A. 2 orbitais com electrões emparelhados e 3 orbitais com electrões desemparelhados.
B. 3 orbitais com electrões emparelhados e 2 orbitais com electrões desemparelhados.
C. 2 orbitais com electrões emparelhados e não tem electrões desemparelhados.
D. Não tem electrões emparelhados e tem 5 orbitais com electrões desemparelhados.
Resolução: 
Subnível d tem 5 orbitais. Fazendo inserção de electrões , resultam 2 orbitais emparelhados e 3 desemparelhados 
 Opção A.
Exercícios de consolidação
 
1. Números quânticos são:
A. Valores numéricos que servem para localizar os electrões.
B. Valores que antecedem as letras na distribuição electrónica segundo modelo mecânico quântico.
C. Valores numéricos que no diagrama de Pauling indicam o nível de energia.
D. Valores inteiros e positivos que permitem localizar os electrões.
2. As correlações certas sobre a significação dos números quânticos é…
	Número quântico
	
	Significado
	1. Principal
	
	I.O subnível de energia do electrão
	2. Secundário
	
	II. Sentido de rotação do electrão
	3. Magnético
	
	III. O nível de energia do electrão
	4. Spin
	
	IV. O orbital do electrão e sua orientação espacial
A. 1 – III; 2 – II; 3 –I; 4 - IV C. 1 – III; 2 – I; 3 – IV; 4 - II 
B. 1 – II; 2 – I; 3 – IV; 4 - III D. 1 – IV; 2 – III; 3 – II; 4 - I 
 
3. Dado o elemento silício, apresente a sua configuração electrónica e diga quais são os números quânticos do seu electrão com maior energia.
4. Quantos electrões tem o número quântico azimutal igual a 1, num átomo cujo Z = 30?
· Qual das configurações electrónicas seguintes poderá ser do ião 19K+
A. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p3 B. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
C. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 D. 1s2 2s2 3s2 2p6 3s2 3p6 
6. De acordo com a regra de Hund, qual é a estrutura do átomo de Carbono (Z) no estado fundamental?
A.1s22s22p1x 2p1y 2p1x B. 1s22s22p2 
C.1s22s22p1x 2p1y D. 1s22s1 2p1 2p1x2P1y2p1z
7. A representação 3p2 deve ser interpretada da seguinte maneira
A. O terceiro subnível do segundo nível apresenta 2 electrões
B. O segundo nível do subnível P apresenta 3 electrões
C. O subnível P do segundo nível apresenta 3 electrões
D. O subnível P do terceiro nível apresenta 2 electrões
8. Para que uma orbital atómica fique correctamente caracterizada é necessário conhecer os valores de alguns números quânticos. Escolha a opção correcta.
A. n, l, ml e ms B. n, l e ml C. l e ml D. n e l
9. A afirmação que melhor completa a frase:”Chamam-se electrões de valência...” 
A. Os electrões que um elemento tem no subnível ʺsʺ para partilhar com outros elementos
B. Os electrões que um elemento cede a outros elementos
C. Os electrões que satisfazem a regra do octeto 
D. Os electrões da última camada do átomo
10. A estrutura da camada electrónica de valência do átomo Y de um elemento é 4s1, o seu número atómico é:
A.14 B.24C.19 D.63
11.Um estudante apresentou a seguinte distribuição eletrônica para o átomo de bromo (Z = 35):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 4p6
Houve incorreção no número de electrões dos subníveis:
A. 3d e 4p. B. 3d e 4s. C.4s e 4p. D .3d, somente. 
12. Para o preenchimento correcto da configuração electrónica, segue-se o princípio de exclusão de ______ e a regra de ________. Qual é a alternativa que completa, respectivamente, os espaços vazios?
A. Bohr e Hund B. Pauli e Hund C. Pauling e Hund D. Pauli e Stony 
13. O subnível mais energético do átomo de um elemento apresenta os seguintes números quânticos: n = 3, l = 2 e m =0. O número atómico deste elemento é, no máximo, igual a:
A. 25 B. 26 C. 27 D. 28
14. O elemento W apresenta o seguinte conjunto de número quântico: n= 5, l = 0, m = 0, s = +1/2 
O número de protões deste elemento é, igual a:
A. 35 B. 36 C. 37 D. 38
15. Qual é a ordem crescente de energia dos sub – níveis electrónicos?
A 4d ˂ 5p ˂ 6s ˂4f C 5p ˂ 6s ˂ 4f ˂ 4d
B 4d ˂ 4f ˂ 5p ˂ 6s D 4f ˂ 4d ˂ 5p ˂ 6s 
FIM
Matéria
Mistura
Homogénea
Heterogénea
Substância Pura
Elementar
Composta
Simples
Iónica
Composta
Molecular
1