a postila de quimica geral final 4

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Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 1 
 
 Nórgio Pedro Diano 
 
 
A POSTILA DE QUÍMICA GERAL 
(CADERNO DE APONTAMENTOS) 
 
 
 
 
 
Zambézia - Milange 
2013 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 2 
 
Agradecimentos 
É difícil agradecer, sobretudo quando não se sabe por quem começar, ou porque reconhece que 
de tão pequenino que é só sobrevive graças aos próximos. Mas nesta obrigação que tenho, fá-lo-
ei, me desculpando dos que mi esqueci neste momento. 
À Deus, cheio de misericórdia porque é com o seu perdão sem fim e sem outro igual, que vivo na 
companhia de todos vós. 
Aos meus pais Pedro e Jacinta, por tudo e tudo cujo tamanho não encontro palavra para 
quantificar. 
À minha noiva Matilde, cofre dos meus verdadeiros defeitos, pelo companheirismo e 
compreensão durante a elaboração deste trabalho. 
Ao Norte, Belino e Onilda, porque na companhia deles, percebi o quanto é bom mas muito bom 
ter e ser um amigo. 
Aos meus colegas de trabalho, grupo de disciplina de química (Armando Danquene, Manuel 
Paulino, Adolfo Raul e Abdul remade, pelas enormes contribuições. 
À Direcção da Escola Secundária Geral de Milange, e sobretudo ao Director Pedro Emílio, pelo 
apoio enorme e pela maneira inteligente como tem conduzido o seu ″rebanho″. 
A todos colegas, pelo bom clima de trabalho. 
Aos meus melhores estudante, porque foi por eles que nasceu em mim a iniciativa de escrever-
lhes estes apontamentos para subsidiar o seu material de consulta. 
À todos os que directa ou indirectamente estiveram por perto em algum momento e apoiaram 
neste ou noutros momentos. 
 
 
 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 3 
 
Dedicatória 
 
 
 
 
Aos nossos carros alunos e todos nossos leitores, 
que isto lhes sirva de mais um guia nos seus 
estudos. 
À todos irmãos deste vasto território, que em cada 
passo no seu aprimoramento, saibam dar graças à 
Deus com oferendas de coração e com amor ao 
próximo. 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 4 
 
Sobre o autor 
Não tem muitos registos, a não ser o facto de não ter nascido chorão a semelhança de outros 
meninos, na cidade de Quelimane. Filho de pais camponeses e muito desfavorecidos, o segundo 
dos seis irmãos, radicalizou-se e cresceu no Gurúè. 
 Estudou nas escolas: Primária de Namuinho em Quelimane, Primária Completa dos Montes 
Namule no Gurúè e fez o ensino secundário geral na Escola Secundária e Pré-Universitária de 
Gurúè. 
Em relação a sua base de conhecimentos, tem o bacharelato e a licenciatura em ensino de 
Química com abilidades em Matemática, que fez na Universidade Pedagógica Delegaçao de 
Quelimane. 
Trabalhou na mesma Universidade em 2010 como monitor de Métodos de Ensino e Investigação 
Científica (MEIC), Qímica básica, Química Geral, Química física-I, enquanto dedicava-se em 
Química Analítica. Neste ramo de análises, enquanto estudante da UP, recebeu por duas vezes 
“prémios de ouro” nas jornadas científicas de 2008 e 2009 ao demosntrar trabalhos sobre 
“Determinação da Qualidade de Vinágre”e “Determinação do teor energético dos alimentos 
básicos”. Colaborou com estudantes do seu curso na feira provincial de ciências e tecnologia de 
2010, onde participaram estudantes de todas Universidades da Zambézia e empresas públicas e 
privadas. 
Um dos maiores sonhos na sua vida, é ter oportunidade de editar e publicar o seu livro literário 
(Romance), já acabado. 
Actualmente é Docente de Química na Escola Secundária geral de Milange. 
 
 
Para sugestões e contribuições 
npdiano@gmail.com 
Milange, Bairro Eduardo Mondlane 
+258 825677393 ou +258 842858030 
Somos gratos por tudo. 
mailto:npdiano@gmail.com
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Mensagem do autor para os estudantes 
Foi pensando em ti caro estudante, que desenvolvemos este projeto na perspectiva de virmos a 
lhe ajudar com mais um Guia. 
Este material bibliográfico intitulado “A Postila De Química Geral (Caderno De 
Apontamentos)” contem duas grandes partes que ao nível dos programa de ensino, a primeira se 
enquadra a 11ª Classe e a segunda à 12ª Classe. Nesta primeira parte compreende sete (7) 
unidades com base no programa de ensino e na segunda quatro (4) com exclusão da unidade V 
(Química orgânica). 
Carro estudante ou leitor, apesar deste como qualquer outro material bibliográfico oferecer 
algumas lacunas sob certos pontos de análise, garantimos e temos fé que contem o tronco básico 
suficiente para chegar aos seus objectivos de classe. A sua abordagem, não se limitou somente na 
síntese dos cnteúdos, mas quando fosse necessário descrever com detalhes alguns aspectos para a 
sua melhor compreensão, assim fê-los. 
Reconhecemos que este material apresenta uma insuficiência de exercícios resolvidos, mas foi a 
propósito que se fez, porque isto é apenas o primeiro guia para si, que será complementado pelo 
segundo guia que é o seu professor, ao exercitarem na sala de aulas. 
Mas para os casos mais práticos, que carecem de facto de prior exercitação, apresentamos com 
maior detalhe possível resolução de certos exercícios. 
A elaboração baseiou-se nas bibliografias já existentes e nas análises e contribuições do autor e a 
estrutura obedece rigorosamente o programa de ensino, tendo feito muito poucas inversões por 
tere achado necessário para a espiralidade do ensino. 
Tivemos certas dificuldades ao fazermos certas figuras, mas não são graves para disviar os seus 
objectivos. Os exercícios propostos em cada unidade, foram previamente analizados e são 
melhores para os seus estudos em casa e prometemos trazer no final as soluções dos mesmos na 
futura impressão. 
Queremos chagar ao fim do projecto, por isso esperamos vossas colaborações, enviem-nos 
vossos comentários, sugestões e contribuições. 
 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 6 
 
 
 
Índice Geral Página 
PARTE I Conteúdos programáticos da 11ª Classe 
1ª Unidade temática: Conceitos Fundamentais ………………………………………………….13 
2ª Unidade temática: Estrutura Atómica ………………………………………………………...35 
3ª Unidade temática: Tabela Periódica ………………………………………………………….56 
4ª Unidade temática: Ligação Química…………………………………………………………..76 
5ª Unidade temática: Classes principais dos Compostos Inorgânicos…………………………...91 
6ª Unidade temática: Soluções………………………………………………………………….113 
7ª Unidade temática: Termoquímica……………………………………………………………127 
 
PARTE II Conteúdos programáticos da 12ª Classe 
1ª Unidade temática: Cinética Química………………………………………………………...137 
2ª Unidade temática: Equilíbrio Químico………………………………………………………152 
3ª Unidade temática: Equilíbrio Químico em Solução Aquosa………………………………...161 
4ª Unidade temática: Reacções Redox e Electroquímica………………………………………186 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 7 
 
Índice específico 
 
Conteúdo Página 
 
PARTE I 
UNIDADE I Conceitos Fundamentais………………………………………………………...13 
1.1. A Química como ciência. As características do método científico…………………………13 
i. Importância da Química………………………………………………………………………..13 
1.1. 1. Propriedades das substâncias……………………………………………………………..14 
i. Propriedades funcionais e gerais…………………………………………………………14 
ii. Propriedades específicas…………………………………………………………………15 
1.1.2 Matéria e sua classificação ………………………………………………………………...16 
i. Mistura e substância pura (elementar: simples e composta)……………………………..18 
1.2. Métodos de separação de misturas…………………………………………………………..20 
1.3. Linguagem Química…………………………………………………………………………20 
1.3.1. Diferença entre elemento químico e substância elementar……………………………….21 
1.3.2 Diferença entre mistura e composto químico……………………………………………..21 
1.4. Cálculos estequiométricos…………………………………………………………………..21 
1.4.1Conceitos principais em estequiometria …………………………………………………..21 
1.4.2 Tipos de estequiometria e os procedimentos de cálculos …………………………………24 
Outros exercícios ………………………………………………………………………………..28 
 
 UNIDADE II Estrutura Atómica …………………………………………………………...35 
2.1. Desenvolvimento da teoria atómica e do modelo atómico………...………………………..35 
2.1.1. O Modelo de John Dalton ………………………………………………………………...36 
2.1.2. Modelo de Thomson ……………………………………………………………………...37 
2.1.3 O átomo de Rutherford .......................................................................................................37 
2.1.4. O átomo de Niels Bohr........................................................................................................40 
2. 2. Radioactividade……………………………………………………………………………..42 
2.3. Partículas fundamentais do átomo………………………………………………………..42 
2.4 Mecânica quântica…………………………………………………………………………..44 
2.4.1 Níveis e subníveis de energia……………………………………………………………...44 
2.4.2Distribuição electrónica em níveis e subníveis de energia ………………………………...44 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 8 
 
i. Princípio de exclusão de Pauli………………………………………………………………...44 
ii. Regra de Hund………………………………………………………………………………...45 
2.5. Números quânticos…………………………………………………………………………..47 
2.6. Relação entre a estrutura electrónica e as propriedades químicas dos elementos……...…...51 
OUTROS EXERCÍCIOS ………………………………………………………………………..51 
 
UNIDADE III Tabela Periódica………………………………………………………………56 
3. O Longo percurso no desenvolvimento da tabela periódica e da lei periódica……………….59 
3.1 A importância da Tabela e da Lei Periódica de Mendeleev…………………………………61 
3.2. Características da Tabela Periódica moderna……………………………………………….61 
3.2.1. Os Grupos…………………………………………………………………………………61 
3.2.2 Períodos (níveis ou camadas)………………………………………………………………63 
3.2.3 Classificação dos elementos da tabela periódica…………………………………………..63 
3.2.4 Ocorrência dos elementos da tabela periódica……………………………………………..65 
3.3. Propriedades periódicas e aperiódicas ……………………………………………………...65 
3.3.1 Variação das propriedades dos elementos em função da sua posição na 
tabela periódica ………………………………………………………………………………….66 
3.4. Relação entre a distribuição electrónica e propriedades químicas dos elementos ………….72 
3.5. Importância da estrutura atómica……………………………………………………………73 
OUTROS EXERCÍCIOS ………………………………………………………………………..73 
 
UNIDADE IV Ligação química………………………………………………………………..76 
4.1 Tipos de ligação e estrutura de Lewis………………………………………………………..76 
4.1.1 Ligação Iónica ……………………………………………………………………………..76 
4.1.2. Ligação covalente…………………………………………………………………………78 
i. Tipos de ligação covalente…………………………………………………………………….79 
ii. Geometria espacial das moléculas…………………………………………………………….80 
iii. Polaridade das substâncias……………………………………………………………………82 
iv. v. Estrutura espacial de moléculas simples…………………………………………………...83 
v. Estrutura de Lewis para iões .....................................................................................................85 
4.3. Ligação metálica ……………………………………………………………………………85 
OUTROS EXERCÍCIOS ………………………………………………………………………..87 
 
 
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UNIDADE V Classes principais dos Compostos Inorgânicos…….…………………………91 
5.1. Óxidos……………………………………………………………………………………….91 
5.1.1 Classificação dos óxidos …………………………………………………………………..91 
5.1.2. Nomenclatura dos óxidos e propriedades químicas dos peróxidos e superóxidos ..……...93 
5.2.Ácidos………………………………………………………………………………………..95 
5.2.1.Propriedades químicas……………………………………………………………………..95 
5.2.2. Teoria de dissociação electrolítica ………………………………………………………..96 
5.2.3. Classificação dos ácidos ………………………………………………………………….96 
5.2.4 Nomenclatura………………………………………………………………………………97 
5.2.5 Principais ácidos e sua aplicação…………………………………………………………..98 
5.3.Bases………………………………………………………………………………………..100 
5.3.1 Classificação das bases ………………………………………………………………….100 
5.3.2 Propriedades químicas……………………………………………………………………102 
5.3.3 Principais bases e suas aplicações………………………………………………………...102 
5.4.Sais………………………………………………………………………………………….103 
5.4.1 Classificação dos sais …………………………………………………………………….104 
5.4.2 Nomenclatura. Propriedades químicas……………………………………………………105 
5.4. 3. Ocorrência e aplicações dos sais mais importantes……………………………………..107 
OUTROS EXERCÍCIOS ………………………………………………………………………109 
 
UNIDADE VI Soluções……………………………………………………………………….113 
6.1. Classificação das soluções ………………………………………………………………...113 
6.2. Tipos de concentração……………………………………………………………………...115 
6.3. Cálculos de diluição e mistura de soluções………………………………………………...117 
6.4. Importância das soluções…………………………………………………………………..119 
6.5. Propriedades coligativas das soluções……………………………………………………..119 
OUTROS EXERCÍCIOS ………………………………………………………………………121 
 
UNIDADE VII Termoquímica……………………………………………………………….127 
7.1. Conceitos de energia, trabalho, calor e temperatura e entalpia…………………………….127 
7.2. Tipos de reacção quanto ao efeito energético (Endotérmica e Exotérmica)……………….128 
7.3. Equação termoquímica……………………………………………………………………..128 
7.4. Lei de Hess e Diagramas de entalpia ……………………………………………………...129 
7.4.1. Determinação experimental e cálculo de entalpia nas reacções químicas……………….131 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 10 
 
7.4.2. Tipos de entalpia ………………………………………………………………………...132 
7.4.3. Factores que influenciam o valor da entalpia……………………………………………133 
 
PARTE II 
UNIDADE I. Cinética química……………………………………………………………….137 
1.1 Conceito. Reacções rápidas e lentas………………………………………………………..137 
1.1.1 Tipos de reacções quanto a velocidade…………………………………………………...137 
1.2. Teoria de colisões. Complexo activado……………………………………………………137 
1.3. Energia de activação e constante de velocidade…………………………………………...139 
1.4. Velocidade de uma reacção………………………………………………………………..139 
1.4.1 Velocidade instantânea…………………………………………………………………...141 
1.6. Factores que afectam a velocidade de uma Reacção química……………………………..143 
1.7. Lei da velocidade para reacções não-elementares (mecanismo de reacção)………………146 
OUTROS EXERCÍCIOS ………………………………………………………………………146 
 
UNIDADE II 2.1 Equilíbrio químico …………………………………………………….....152 
2.2. As características do estado de equilíbrio………………………………………………….152 
2.3. O princípio de Le Chatelier e os factores que afectam o estado de equilíbrio……………..153 
2.4. Constante de equilíbrio (Kc e Kp) ………………………………………………………...155 
2.4.1. A posição do equilíbrio e valor da constante de equilíbrio………………………………157 
2.4.2. Relação entre a Kc e a energia livre de Gibbs (ΔG)……………………………………..157 
OUTROS EXERCÍCIOS……………………………………………………………………….158 
 
UNIDADE III Equilíbrio químico em solução aquosa……………………………………..161 
3.1. Desenvolvimento da teoria ácido –base …………………………………………………...161 
3.1.2. Reacção protolítica. Pares conjugados de ácido/base……………………………………164 
3.1.3.Forças de ácidos e de bases. Constantes de ácidos (Ka) e de base (Kb)………………….164 
3.2. Equilíbrio iónico da água: Produto iónico da água (Kw)………………………………….165 
i. Relação entre Ka Kb e Kw…………………………………………………………………...166 
3.5. Conceitos de pH e pOH. Escala de pH e pOH……………………………………………..166 
3.5.1. Relação entre pH e pOH…………………………………………………………………167 
3.5.2.Cálculo de pH de ácidos e bases fortes…………………………………………………...167 
3.5.3.Cálculo de pH de ácidos e bases fracos…………………………………………………..168 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 11 
 
3.5.4. Hidrólise e P
H 
de soluções de sais………………………………………………………..168 
3.6. Solução tampão: Conceito e preparação…………………………………………………...170 
3.6.1. Cálculo de pH de solução tampão………………………………………………………..171 
3.6.2. Fórmula tampão e razão tampão…………………………………………………………174 
3.6.3. Indicadores ácido-base; ponto de equivalência e zona de viragem do indicador ……….174 
3.7. Solubilidade (S) e produto de solubilidade (Ks ou Kps)…………………………………..176 
3.8. Titulação ácido-base ………………………………………………………………………178 
3.8.1. Ponto de equivalência de uma titulação …………………………………………………179OUTROS EXERCÍCIOS ………………………………………………………………………182 
 
UNIDADE IV. Reacções Redox e Electroquímica…………………………………………186 
4.1.Reacções redox……………………………………………………………………………..186 
4.1.1 Agente redutor e agente oxidante e pares conjugados redoxs …………………………186 
4.1.2. Número de oxidação e regras para a sua determinação………………………………...186 
4.1.3. Forças de oxidantes e redutores………………………………………………………...187 
4.1.4. Potencial normal redox e série de reactividade de metais e de ametais………………...188 
4.1.5. Acerto de equações redox………………………………………………………………190 
a) Método de variação de número de oxidação ……………………………………….190 
b) Método ião-electrão………………………………………………………………...191 
4.2. Electroquímica …………………………………………………………………………….192 
4.2.1. Pilha ou célula galvânica………………………………………………………………...192 
4.2.2. Tipos de eléctrodos………………………………………………………………………193 
4.2.3 Potencial do eléctrodo…………………………………………………………………….194 
4.2.4 Determinação da f.e.m. duma pilha………………………………………………………195 
4.3.1. Célula de electrólise……………………………………………………………………...197 
4.3.2 Electrólise de soluções aquosas ………………………………………………………….197 
4.3.3. Electrólise de substâncias iónicas fundidas ……………………………………………..198 
4.3.4 Leis de Farraday…………………………………………………………………………..198 
OUTROS EXERCÍCIOS………………………………………………………………………199 
 
 
 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 12 
 
PARTE I 
O cérebro desta primeira parte, é sem dúvida, a tabela periódica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 13 
 
UNIDADE I 
 
1. Conceitos Fundamentais 
1.1. A Química como ciência. As características do método científico. 
A Química como ciência, é uma disciplina que investiga, experimenta e tira conclusões sobre os 
fenómenos que ocorrem na natureza. 
Em sua investigação a Química usa o método científico, caracterizado fundamentalmente pela 
experimentação. Para além desta característica, os “investigadores da química” deparam-se com 
a observação, colheta de dados, análise dos dados, interpretação das constatações e anomalias e 
finalmente as conclusões que levam à leis (quantitativas e qualitativas) da Química. 
Ex. a lei de conservação de massa e das proporções múltiplas. 
 
i. Importância da química 
A química como se referio, é uma vasta ciência de estudo, cuja aplicação se abrange a vários 
ramos a saber: 
 Farmácia – esta é uma vasta área que estuda entre outros factos, os fármacos 
(medicamentos curativos) que na sua maioria são comostos químicos formados por meio 
de reacções químicas complexas. Exemplo: Al(OH)3 hidróxido de alumínio que cura as 
dores de estómago. A asperina (ácido acetil salicílico) analgésico. A vitamina C (ácido 
ascórbico) cuja auséncia provoca (afta). Os sabonetes curativos da pele são produzidos 
com uma mistura de produtos químicos. 
 Medicina – a medicina é outro ramo mais complexo ainda que estuda reacções químicas 
tanto que resultam em deseclibrio do organismo (doença) como que podem cura-lo. Para 
além da medicina convencional, existe a medicina tradicional que usa folhas sementes ou 
raízes de plantas que contem uma série de substâncias químicas que quando 
administradas ao paciente (doente), aliviam ou curam a dor. 
 Agricultura – que se dedica ao cultivo de plantas (que geram comida, fruta, sombra, 
madeira etc) que cada uma carece de um solo específico, em cujo tratamento se aplicam 
os adubos químicos tanto para adubar (estrumar) como para corrigir o p
H
 do solo de 
modo a se tornar mais apropriado para a produção da espécie em causa. 
 Veterinária - a ciência que cuida dos animais, cujo tratamento (alimentação - ração e 
higiene) envolve uma série de produtos químicos. 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 14 
 
 Indústria de automóveis- as chapas de automóveis os plásticos, as reacções de 
combustão que funcionam o motor são no seu todo, um conjunto de processos químicos. 
 Meteorologia – os metrólogos estudam o estado do tempo, prevêm a queda das chuvas 
entre outros fenómenos da natureza, ligados com a precipitação atmosférica, que são 
reacções químicas entre os gases atmosféricos. 
 Dispororto – nas pcinas por exemplo, a água deve ser tratada com produtos químicos 
para não causar doenças. São colocados tampões para não alterar o pH da água. Os 
jogadores quando contraem ferimentos ligeiros, usam produtos químicos para aliviar a 
dor. 
Os sabonetes de diferentes naturezas, o creme dental, os cremes de pele, os produtos de 
beleza, são produtos químicos. 
A confecção de roupas seria irrealizável sem o algodão e a lã. No supermercado, a maioria 
dos produtos provém de indústrias químicas, sem estas provavelmente só venderiam produtos 
adquiridos diretamente da natureza. Em nossas casas existem também muitos materiais 
químicos, principalmente no tijolo, na areia, no cimento na madeira, no vidro, etc. 
 
Há! o que não vem da Química nessa bela natureza!? 
Porém, a química por si não se completa, ela depende e se relaciona com outras ciências como: 
 Matemática- a quím ica precisa de números nos seus cálculos, que são símbolos 
matemáticos. As datas cronológicas dos factos histyóricos de química e do 
desenvolvimento da química são registados em números matemáticos. 
 Biologia - As reacções vitais no organismo humano e de outros seres vivos, são parte da 
química. 
 A Física, Agropecuária, Geografia, História são outras áreas de que a Química depende e 
se relaciona. 
 
1.1. 1. Propriedades das substâncias 
i. Propriedades gerais e funcionais da matéria 
 Propriedades gerais 
São as propriedades da matéria observadas em qualquer corpo, independente da substancia que é 
feito. 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 15 
 
 Extensão: propriedade que a matéria tem de ocupar um lugar no espaço. O volume mede 
a extensão de um corpo. Seu corpo, por exemplo, tem a extensão do espaço que você 
ocupa. 
 Inercia: propriedade que a matéria tem em permanecer na situação (posição) em que se 
encontra, quer de movimento, como de repouso. 
 Impenetrabilidade: Dois corpos não podem ocupar, simultaneamente, o mesmo lugar no 
espaço. 
 Compressibilidade: propriedade da matéria que consiste em ter volume reduzido quando 
submetida a determinada pressão. 
 Elasticidade: propriedade que a matéria tem de retornar seu volume inicial depois de 
cessada a forca que age sobre ela. 
 Divisibilidade: propriedade que a matéria tem de ser dividida em partes cada vez 
menores. 
 Indestrutibilidade: a matéria não pode ser criada nem destruída, apenas transformada. 
Ex.: Ao ser queimada, a matéria se transforma em gases, fumaça e cinzas. 
 
As propriedades funcionais têm há ver com a função química a que a matéria pertence. (óxido, 
ácido, base e sal)
1
. 
 
ii. Propriedades específicas 
 São as propriedades que variam conforme as substâncias de que a matéria é feita. 
 Organolepticas: as que se podem observar a partir dos órgãos de sentido. 
 Cor: a matéria pode ser colorida ou incolor. Esta propriedade e percebida pela visão; 
 Brilho: a capacidade de uma substancia de refletir a luz é a que determina o seu 
brilho. Percebemos o brilho pela visão; 
 Sabor: uma substância pode ser insipida (sem sabor) ou sápida (com sabor). Esta 
propriedade e percebida pelo paladar; 
 Odor: a matéria pode ser inodora (sem cheiro) ou odorífera (com cheiro). Esta 
propriedade é percebida pelo olfato; 
 Forma e estado físico: percebidos pelo tato; 
 Dureza: é definida pela resistência que a superfície oferece quando riscada por outro 
material. Um material é considerado mais duro que o outro quando consegue riscar esse 
 
1
 Ver classes principais de compostos inorgânicos UNIDADE V p92 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 16 
 
outro deixando um sulco. Para determinar a dureza dos materiais, usamos uma escala de 
1 a 10. O valor um (1) correspondeao mineral menos duro que se conhece, o talco e o 
valor dez (10) é a dureza do diamante, o mineral mais duro que se conhece. Com ele, se 
consegue cortar e riscar materiais como o vidro. 
 Maleabilidade: propriedade que permite a matéria ser moldada. Existem materiais 
maleáveis e não-maleáveis. Exs.: cobre, prata, ouro. 
 Ductibilidade: Propriedade que permite transformar materiais em fios. Exs.: cobre, prata, 
ouro. 
 Densidade: encontrada através da 
razão (divisão) entre a massa de uma 
substancia e o volume por ela 
ocupado. 
 
Algumas pessoas tentam explicar esse fato 
dizendo que o chumbo e mais “pesado” que 
a cortiça. Curiosamente, um pedaço de 
cortiça de massa 10 kg flutua, enquanto um 
pedaço de chumbo de 1 kg afunda. Verifica-
se experimentalmente que não importa a 
massa: pedaços de cortiça flutuam na água e 
pedaços de chumbo afundam. 
OBS: A densidade, os pontos de fusão e de ebulição, fazem o subgrupo das propriedades físicas 
da matéria 
 Magnetismo: Algumas substâncias têm a propriedade de serem atraídas por ímanes. Tais 
substâncias são ditas substâncias magnéticas. Exs.: metais, em geral. 
 
1.1.2 Matéria e sua classificação 
Uma definição vulgar de matéria diz que é tudo aquilo que existe, tem massa e inércia e ocupa 
lugar no espaço. 
É certo que digamos com base nessa definição, que tudo ao nosso redor tanto natural quanto 
artificial, é matéria. 
Para compreender melhor sobre matéria, é preciso recordarmos estes conceitos a que está 
relacionada. 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 17 
 
Massa (m) é a quantidade de matéria que existe em um corpo. A determinação da massa de um 
corpo é feita pela comparação de sua massa, inicialmente desconhecida, com outra massa 
previamente conhecida, uma massa padrão, num instrumento ou máquina chamada balança. 
Inércia propriedade que a matéria tem em permanecer na situação em que se encontra, seja em 
movimento, seja em repouso. Quanto maior for a massa de um corpo, mais difícil será de alterar 
seu movimento, e maior a inércia. A massa mede a inércia de um corpo. 
 
Uma classificação mais abrangente de matéria, se resume no seguinte diagrama. 
 
Há certas misturas chamadas Eutécticas e a Azeotrópicas. Trata-se de misturas homogéneas em 
que existe uma faixa de temperatura apenas para uma das mudanças de estado físico, sendo que a 
outra mudança para outro estado, ocorre a temperatura fixa. No caso da Eutéctica, a temperatura 
de fusão é constante e a de ebulição é variável. Já para a azeotrópica, a temperatura de fusão é 
variável e a de ebulição é constante. Exemplos: mistura de estanho (37%) e chumbo (63%), 
funde-se a temperatura constante de 183ºC. E uma mistura azeotrópica 96% em volume de álcool 
e 4% de agua apresenta temperatura de ebulição constante de 78,1ºC. 
Curva de aquecimento de mistura comum (homogénea ou heterogénea) (Exs.: Água e sal, 
água e açúcar, etc.) 
MATÉRIA 
Substância 
pura 
Simples 
Atómicas 
H, Fe, O 
Moleculares 
O2, Cl2 
Compostas 
Iónicas 
NaCl 
Moleculares 
H2SO4 
Misturas 
Homogénea Heterogénea 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 18 
 
 
Fonte: GOLDANE, E. & DE BONI, L. A. B. 2007, p50 
Os coloides, as emulsões e as suspensões cujo estudo dispensamos nesta postila por respeito ao 
programa, são também considerados por maior parte dos autores como misturas homogéneas. 
 
i. Mistura e substância pura (elementar: simples e composta) 
Por definição, mistura é uma junção de duas ou mais substâncias diferentes, cada uma 
conservando as respectivas propriedades. 
Mistura – qualquer porcão de matéria formada por duas ou mais substâncias diferentes e 
apresenta características físicas e químicas (PF e/ou PE e composição) variáveis. 
Substancia pura – qualquer Porcão de matéria formada por unidades estruturais (átomos, 
moléculas, aglomerados iónicos) iguais entre si e que apresentam características físicas e 
químicas tais como PF, PE, composição, densidade e cor definidas e constantes 
Com base no diagrama acima, as misturas podem ser homogéneas (quando não é possível 
observar ao olho macroscópico os seus componentes. Apresenta uma fase homogénea). Alguns 
exemplos: água de torneira, vinagre, ar, álcool hidratado, pinga, gasolina, soro caseiro, soro 
fisiológico e algumas ligas metálicas. Além dessas, todas as misturas de quaisquer gases são 
sempre misturas homogêneas. 
Fig. 1: Fazes de misturas homogéneas e heterogéneas. 
 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 19 
 
Heterogéneas (quando é possível observar 
ao olho nu, os componentes da mistura. 
Apresentam fases distintas cada qual bem 
nítida). 
Alguns exemplos de misturas heterogêneas: 
água e óleo, areia, granito, madeira, sangue, 
leite, água com gás. As misturas formadas 
por n sólidos apresentam n fases, desde que 
estes sólidos não formem uma liga ou um 
cristal misto. 
 
Fonte: GOLDANE, E. & DE BONI, L. A. 
B. 2007, p45 
Fase: cada uma das porções que apresenta aspecto visual homogêneo (uniforme), o qual pode ser 
contínuo ou não, mesmo quando observado ao microscópio comum. 
 
As substâncias puras podem ser classificadas como simples ou compostas. 
Substâncias simples 
A substância formada por um ou mais átomos de um mesmo elemento químico é classificada 
como substância pura simples ou, simplesmente, substância simples. 
 
 
 
Gás hélio He 
 
 
Gás oxigénio O2 
 
 
Gás ozono O3 
 
Fósforo P4 
 
Substâncias compostas 
Quando as moléculas de determinada substância são formadas por dois ou mais elementos 
químicos, ela é classificada como substância pura composta ou, simplesmente, substância 
composta. 
 
HCN 
 
 H2O 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 20 
 
1.2. Métodos de separação de misturas. 
Os métodos de separação de misturas são vários, de acordo com o tipo de mistura em causa 
(Homogénea ou heterogénea) e dependendo das propriedades específicas dos componentes. 
Dentre eles, mencionamos a Destilação, Cromatografia de papel e de camada fina, dissolução 
fraccionada, Separação magnética, centrifugação, cristalização fraccionada, liquefação 
fraccionada, sedimentação e levigação, cujos detalhes e procedimentos não achamos relevante 
abordar nesta postila, por estarem claramente descritos em vários outros manuais. 
 
Alguns exemplos de composição e aplicação de algumas misturas sólidas e líquidas 
ESTADO 
FÍSICO 
NOME COMPOSIÇÃO APLICAÇÃO 
Sólido Aço Ferro e carbono Construção civil 
Amalgama Mercúrio. Prata e estanho Obturações 
(antigamente) 
Latão Cobre e zinco Instrumento de sopro 
Bronze Cobre e estanho Armas 
Aço inoxidável Fe, Cr, Ni, Cu, Mo Talheres, revestimentos 
Ouro 18 quilates Ouro, prata e cobre Joalheiras 
Líquido Álcool doméstico 96% de álcool, 4% H2O Limpeza, desinfecção, 
etc. 
Ácido acético 4% 
(vinagre) 
45 CH3COOH, 96% H2O Tempero 
Metanol 40% 40% CH3OH, 60% H2O Conservação de 
cadáveres 
Hipoclorito de sódio 
5% 
5% Hipoclorito, 95% H2O Água sanitária – poder 
bactericida 
 
1.3. Linguagem Química 
Uma das diferenças entre a Química como ciência e outras ciências reside no facto de a Química 
usar uma linguagem própria (linguagem química). À semelhança da Matemática, que usa os 
números e os símbolos matemáticos. 
A linguagem química, usa os símbolos e as fórmulas químicas pra representar átomos, 
elementos, iões, moléculas, reacções químicas, entre outros conceitos. 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 21 
 
1.3.1. Diferença entre elemento químico e substância elementar; 
Não confunda elemento químico com substância química elementar. Elemento químico é uma 
substancia fundamental (um ou conjunto de átomos) que não pode ser quimicamente 
transformada ou quebrada em algo mais simples, isto é, são as substancias mais simples 
existentes na natureza. O que caracteriza o elemento químico é o número atómico eé partícula 
microscópica. Ao passo que substância química elementar: é formada geralmente pela união 
de dois ou mais átomos do mesmo elemento químico. É caracterizada pelas propriedades gerais, 
específicas e funcionais da matéria e é partícula macroscópica. Por outra, podemos dizer que 
substância elementar é produto da união de elementos químicos. 
Substância química elementar pode referir um ião monoatómico mas um elemento químico 
nunca pode referi-lo. 
 
1.3.2 Diferença entre mistura e composto químico. 
Uma diferença principal ente mistura e composto químico é relativa à sua composição e 
propriedades químicas. 
 Os componentes de uma mistura chamam-se simplesmente de “componentes” e de um 
composto químico são átomos de diferentes elementos. 
 De uma mistura podem-se separar os seus componentes mas de um composto não se pode 
separar, somente (alguns compostos) podem ser decompostos em outros mais simples. 
 A mistura tem propriedades químicas e físicas variáveis, mas os compostos tem 
propriedades químicas e físicas fixas e constantes. 
 
1.4. Cálculos estequiométricos 
A estequiometria é uma parte matemática da Química, que estuda os cálculos envolvidos nas 
reacções químicas. É uma parte muito importante da química e da indústria química, que entra 
no cálculo das proporções entre reagentes e produtos para um bom rendimento da reacção. 
 
1.4.1 Conceitos principais em estequiometria 
Em cálculos estequiométricos são fundamentais os conceitos como: número de mole (n), massa 
(m), massa molecular relativa ou massa de unidade atómica (Mr ou Mu), volume e volume molar 
(V e Vm), número de Avogadro (N), as leis quantitativas entre outros. 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 22 
 
 i. Massa atómica (também chamado de massa atómica média ou peso atómico médio): e a 
massa atómica média dos isótopos
2
 do elemento químico tendo o carbono 12 como padrão. A 
massa atómica é expressa em unidade de massa atómica (u) mas antigamente costumava-se 
representar como (u.m.a.). 
ii. Massa molecular: é igual à soma das massas atómicas de todos os átomos que formam a 
molécula. 
Exemplo: Determinação da massa molecular da água H2O: (1,0 x 2) + (16 x 1) = 18u. 
iii. Massa molar A massa molar é a massa de um mol de átomos de qualquer elemento. A massa 
molar de um elemento e numericamente igual a massa desse elemento em unidades de massa 
atómica. Sendo assim, a massa atómica do elemento informa sua massa molar. 
iv. Volume molar: é o volume, medido em litros, ocupado por um mol de uma substancia. O 
volume molar de um gás é constante para todos os gases a uma mesma pressão e temperatura. 
Nas CNTP, o volume molar é igual a 22,4 L/mol, conforme orientações da IUPAC. 
v. Mol é a unidade de medida da quantidade de matéria. É uma unidade básica do Sistema 
Internacional de Unidades (SI) mol. 
 Mole é a quantidade de substâncias que contêm 6,02. 10
23
 partículas. As partículas podem ser: 
Átomos, Iões, Moléculas, Nuclões (p
+
, nº) e electrões (e
-
). 
Uma mole de qualquer substância contém o mesmo nº de partículas: 
 1 mol O2 - 6,02 10
23
 moléculas de O2 e 1 mol Na
+
 - 6,02 10
23
 iões de Na
+
 
 1 mol O - 6,02 10
23
 átomos de O e 1 mol P
+
 - 6,02 10
23
 iões de P
+ 
 
 Leis das combinações químicas 
 Leis ponderais ou gravimetricas 
 Conservação da massa (lavoisier3 1774) 
i. Num sistema fechado em reacção não é mensurável a perda ou ganho de massa do 
sistema, ou seja, a massa total do sistema permanece essencialmente constante. 
ii. A soma das massas antes da reação é igual a soma das massas apôs a reação. 
 
2
 Átomos do mesmo elemento com diferente número de massa. Ver UNIDADE 2.2, p34. 
3
 Nascido em uma família rica em Paris, Antoine-Laurent Lavoisier herdou uma grande fortuna com a idade de cinco anos com 
o falecimento de sua mãe. Ele foi educado no Collège des Quatre-Nations (também conhecido como Collège Mazarin) de 1754 
de 1761, estudando química, botânica, astronomia e matemática. Mureu guilhotinado. 
http://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Coll%C3%A8ge_des_Quatre-Nations&action=edit&redlink=1
http://pt.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Bot%C3%A2nica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Astronomia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Matem%C3%A1tica
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 23 
 
iii. Ou ainda, filosoficamente falando, "Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se 
transforma". 
 
 Composição definida (Proust410 - 1779) 
A proporcao das massas que reagem permanece sempre constante. 
Esta lei descreve uma das propriedades mais importantes de um composto: sua composição 
química, ou seja, um composto molecular apresenta uma composição elementar constante e 
característica independente da quantidade da amostra considerada, bem como de sua origem. 
Ex.: a água formada a partir de hidrogênio leve (
1
H) oxigênio-16 (
16
O) apresenta sempre a 
seguinte composição em massa: 
18 g H
2
O ------- 2 g H 
100 g H
2
O------- x g ou (%) ⇒ x = 11,11 g de H ou 11,11 % (em massa) 
 
 Lei das proporções múltiplas (Dalton5 – 1808) 
Mudando-se a reacção, se a massa de um participante permanecer constante, a massa do outro só 
poderá variar segundo valores múltiplos. 
 Lei das proporções recíprocas ( Richter – Wenzel6) 
Uma massa fixa de uma substância reage com massas diferentes de outras substâncias. Se estas 
substâncias reagirem entre si, farão com as mesmas massas, ou múltiplas ou submúltiplas. 
 Leis volumétricas 
 Primeira Lei de Gay-Lussac7 
Os volumes de todas as substâncias gasosas envolvidas num processo químico, nas mesmas 
condições de temperatura e pressão, estão entre si numa relação de números inteiros e pequenos. 
 
 
4
 Joseph Louis Proust (1754-1856) Filho de um boticário. Foi chefe da farmácia do hospital Salpêtrière, em Paris. Esteve na 
Espanha, onde ensinou química na academia de artilharia de Segóvia e em Salamanca. Trabalhou no recém-instalado 
laboratório de Carlos IV, em Madri. Em 1816 foi eleito para a Academia de Ciências da França, retirando-se em seguida para 
Angers. 
5
 John Dalton (Eaglesfield, 6 de Setembro de 1766 — Manchester, 27 de Julho de 1844) foi um químico, meteorologista e físico 
inglês
[2]
. Foi um dos primeiros cientistas a defender que a matéria é feita de pequenas partículas, os átomos. Ver mais sobre 
Dalton na UNIDADE II. 
6
 Richter-Wenzel 
7 Louis Joseph Gay-Lussac ou Joseph Louis Gay-Lussac (Saint-Léonard-de-Noblat, 6 de Dezembro de 1778 — Paris, 10 de 
Maio de 1850) foi um físico e químico francês. É conhecido na atualidade por sua contribuição às leis dos gases. 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Botic%C3%A1rio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Farm%C3%A1cia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hospital
http://pt.wikipedia.org/wiki/Paris
http://pt.wikipedia.org/wiki/Espanha
http://pt.wikipedia.org/wiki/Seg%C3%B3via
http://pt.wikipedia.org/wiki/Salamanca
http://pt.wikipedia.org/wiki/Laborat%C3%B3rio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Carlos_IV_de_Espanha
http://pt.wikipedia.org/wiki/Madri
http://pt.wikipedia.org/wiki/1816
http://pt.wikipedia.org/wiki/Academia_de_Ci%C3%AAncias_da_Fran%C3%A7a
http://pt.wikipedia.org/wiki/Angers
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eaglesfield
http://pt.wikipedia.org/wiki/6_de_Setembro
http://pt.wikipedia.org/wiki/1766
http://pt.wikipedia.org/wiki/Manchester
http://pt.wikipedia.org/wiki/27_de_Julho
http://pt.wikipedia.org/wiki/1844
http://pt.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Meteorologia
http://pt.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Inglaterra
http://pt.wikipedia.org/wiki/Inglaterra
http://pt.wikipedia.org/wiki/Mat%C3%A9ria
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Saint-L%C3%A9onard-de-Noblat
http://pt.wikipedia.org/wiki/6_de_Dezembro
http://pt.wikipedia.org/wiki/1778
http://pt.wikipedia.org/wiki/Parishttp://pt.wikipedia.org/wiki/10_de_Maio
http://pt.wikipedia.org/wiki/10_de_Maio
http://pt.wikipedia.org/wiki/1850
http://pt.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fran%C3%A7a
http://pt.wikipedia.org/wiki/G%C3%A1s
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 24 
 
 Segunda Lei de Gay-Lussac 
Quando um volume fixo de um gás se combina com volumes de diferentes compostos, estes 
1.4.2. Tipos de estequiometria e os procedimentos de cálculos estequiométricos 
i. Conversão de mole – grama 
Considere uma amostra de 88 gr de CO2. Calcule: 
a) O nº de mol de moléculas de CO2. 
Resolução: 
a) Ar (C) = 12 u.m.a. M (CO2) = 12 + 2*16 = 44 g/mol 
 Ar (O) = 16 u.m.a. 
 1 mol CO2 → 44 g X1 = 1 mol*88 g = 2 mol ou 
M
m
=n 
 X1 mol CO2 88 g 44 g 
 
ii. Estequiometria em mole/massa 
Seja a seguinte equação 
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
 1 mol 3mol 2 mol - coeficientes estequiométricos molares 
 28 g 6 g 34 g - coeficientes estequiométricos mássicos 
 
Ex: Da decomposiçao de calcário (carbonato de cálcio) produz-se 80 g de cal viva. Calcule: 
a) A massa do calcário em decomposição. 
b) O nº de mole do anidrido carbónico obtidos 
Resolução: 
 CaCO3 (S) Δ CaO(S) + CO2
↑
 
 100 g 56 g 44 g 
 m1 80 g m2 
 
a) m1 = 100 g*80 g = 143 g CaCO3 
 56 g 
 
b) m2 = 80 g*44 g = 63 g CO2 ; n = m = 63 g = 1,4 mol CO2 
 56 g M 44 g/mol 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 25 
 
iii. Volume molar. A lei de Avogadro8 
Lei de Avogadro 
Volumes iguais de gases diferentes, nas mesmas condições de temperatura e pressão contêm 
o mesmo nº de partículas; ou 
Gases diferentes, com mesmo nº de partículas, nas mesmas condições de temperatura e 
pressão, ocupam sempre o mesmo volume. 
Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) 
Temperatura Normal: T = 0 ºC = 273,15 K 
Pressão Normal: P = 1 atm = 760 mm Hg 
 A equação PV = nRT, chama-se equação de estado de um gás ideal. Ela permite calcular 
o volume molar a qualquer condições de temperatura e pressão. 
 T = 273 K 
Nas CNTP P = 1 atm 
 n = 1 mol 
 V = ? 
 
 
R é a constante universal de gases ideais: R = 0,08206 l*atm/mol*K 
 R = 8,314 J/mol*K 
 
 PV = nRT V = nRT = 1 mol*0,08206 l*atm/mol*K 273 K 
 P 1 atm 
 
 1 m ol O2 22,4 l 1 mol H2 22,4 l 
 1 mol CO2 22,4 l 1 mol O3 22,4 l 
 
Condições Padrão (Standard) 
Temperatura padrão = 25 ºC = 298 K 
Pressão padrão = 1 atm = 760 mm Hg 
 
PV = nRT V = nRT = 1 mol*0,08206l*atm/mol*K . 298K = 24,5 l 
 1 atm 
 
Uma mole de qualquer gás nas condições standard (padrão) ocupa 22,4 litros. 
 
NOTE: 
 
8
 Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, conde de Quaregna e Cerreto (Turim, 9 de agosto de 1776 — Turim, 9 de julho de 
1856), foi um advogado e físico italiano, um dos primeiros cientistas a distinguir átomos e moléculas.
[1]
 É mais conhecido por 
suas contribuições para a teoria molecular. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Quaregna
http://pt.wikipedia.org/wiki/Turim
http://pt.wikipedia.org/wiki/9_de_agosto
http://pt.wikipedia.org/wiki/1776
http://pt.wikipedia.org/wiki/9_de_julho
http://pt.wikipedia.org/wiki/1856
http://pt.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica
http://pt.wikipedia.org/wiki/It%C3%A1lia
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula
http://pt.wikipedia.org/wiki/Amedeo_Avogadro#cite_note-UOL_-_Educa.C3.A7.C3.A3o-1
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 26 
 
 Quando se pretende resolver um problema, tal que as condições de T e P são outras, 
deve-se calcular o volume molar, para essas condições, usando a equação gerar dos gases 
ideais. PV = nRT 
 A lei de Avogadro só se aplica para substâncias gasosas. 
iv. Estequiometria em volume 
 N2 + 3 H2 2 NH3 
 22, 4 l : 3*22,4 l : 2*22,4 l CNTP 
 24,5 l : 3*24,5 l : 2*24,5 l CP 
 
Exemplo: calcular o volume de CO2 nas Condições Normais de Temperatura e Pressão 
(CNTP) libertado na decomposição de 1 kg de calcário. 
 
Resolução: 
 CaCO3 (S) Δ CaO(S) + CO2
↑
 (g) V = 1000*22,4 l = 224 litros 
 100 g 22,4 l 100 g 
 1000 g V 
 
 CaCO3 (s) Δ CaO(S) + CO2
↑
 m = 1000 * 44 = 440 g ; V = ? 
 100 g 56 g 44 g 100 
 1000 g m 
 
 1 mol CO2 44 g 22,4 l V = 440*22,4 l = 224 litros 
 440 g V 44 
 
v. Reagente limitante e Reagente em Excesso 
Exemplo: Mistura-se 6 moles de H2 e 4 moles de O2. calcule o número de moles da H2O que 
se forma. 
 
 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) 
 2 mol : 1 mol : 2 mol 
 6 mol : 4 mol : n mol 
 
 8 mol : 3 mol 
 6 –8 = - 2 4 – 3 = + 1 
 
H2 está em défice 
O2 está em excesso. o n excesso = 1 mol. 
H2 – reagente limitante 
O2 – reagente em excesso 
. 
NB: o reagente limitante é aquele que reage completamente. Deve ser usado para cálculos das 
quantidades desejadas. 
 
 n = 6 mol * 2 mol = 6 mol H2O 
 2 mol 
 
vi. Conceito de Percentagem 
Percentagem = razão cujo denominador é 100. 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 27 
 
%98=
100
98
%1=
100
1
%30=
100
30
 
Unidade (1) %100=
100
100
(“o fulano não bate 100”) 
 
vii. Composição Centesimal (percentual) 
 n 
mt = m1 + m2 + m3 + ... mn = Σ mi 
 
i = 1 
%100X
m
m
=m%
T
I
I %100Xn
n
=n%
T
I
I %100Xv
v
=v%
T
I
I 
m – massa; n – nº de moles; V – volume 
 
Exemplo: Calcule a composição centesimal de sacarose (C12H22O11) 
 mc = 12*12 = 144 g 
 mH = 22*1 = 22 g 
 mO = 11*16 = 176 g 
 
 mt = soma = 342 g 
 % C = mc* 100 % = 144 100 % = 42,11 % 
 mt 342 
 
 % H = mH* 100 % = 22 100 % = 6,43 % 
 mt 342 
 
 % O = mO* 100 % = 176 100 % = 51,46 % 
 mt 342 
 
Normalmente a % do último componente calcula-se por diferença. 
% de O = 100 % - (% C + % H) = 100 %- (42,11 + 6,43) = 51,46 %. 
 
 Pureza dos Reagentes 
 
viii. Estequeometria que envolve reagentes não puros 
Exemplo: que volume de CO2 se obtém da queima de 1 kg de calcário, nas CNTP, sabendo 
que calcáriotem 83 % de carbonato de cálcio. 
 
 CaCO3 (S) → CaO(S) + CO2
↑
 1000 g ------ 100 % X = 830 g 
 100 g ----- 22,4 l X ----- 83 % 
 830 g ----- V 
 V = 830 g * 22,4 l = 185,92 l 
 100 g 
Nota-se que em 1 kg (1000 g) de calcário, apenas 830 g são de calcário. 
 Conceito de Rendimento ou Grau de Conversão 
 
Exemplo1: O rendimento de uma turma numa escola é dado pela razão entre os aprovados e 
n nº total de alunos. 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 28 
 
%100x
alunos de total n
aprov ados de n
=R
0
0
; um rendimento de 100% é raro. 
 
Exemplo 2: Um camponês nem tudo o que semeia, colhe no fim da produção. Lembre-se 
que há pragas, doença, roubos, etc: 
R x=
produção obtida 
Produção que deveria obter
100% 
Numa reacção química, o grau de conversão dos reagentes em produtos é dado por: 
%100x
m
m
=R
teorico
exp
 
Onde: mexp - massa experimental (massa real obtida) 
 mteor - massa teórica (massa obtida pelo cálculo teórico) 
 
OBS: Lembre-se que nem tudo que se calcula teoricamente, se obtém experimentalmente. 
 
 
Exemplo: Calcular o volume de NH3 que se pode obter a partir de 224 l de N2, na reação de 
Habber-Bosch, sabendo que a 500 ºC e 300 atm, o rendimento do processo é de 65%. 
 
Resolução: 
 PV = nRT V
nRT
P
x x
l= = =
1 0 773
300
0 21
.08206
. 
 
N2 + 3 H2 2NH3 
0,21 l 2 * 0,21 l 
 224 l Vteor 
 
l448=
21.0
21.0x2x224
=Vteorico l
xVxR
Vx
V
V
R teoricoreal
teorico
real 2.291
%100
448%65
%100
%;100  
 
 
OUTROS EXERCÍCIOS 
1. Em uma aula prática de Quimica, foi simulado um desastre ecologico de derramamento de 
oleo no mar. O professor entregou amostras de mistura de oleo e agua salgada e pediu que os 
alunos separassem o oleo, a agua e o sal. Complete o fluxograma a seguir, indicando os 
processos de separacao A e B que devem ser usados pelos estudantes. 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 29 
 
 
Assinale a alternativa correta. Os processos de separacao A e B sao, respectivamente: 
a) Decantação, destilação 
b) Filtração, destilação 
c) Decantacao, filtração 
d) Sublimação, decantação 
e)Centrifugação, 
decantação. 
2. (UFRGS) Assinale a alternativa correta. Misturas heterogeneas de solidos de densidades 
diferentes podem ser separadas por: 
a) Flotação. 
b) Separação magnetica. 
c) Cristalização fracionada. 
d) Destilação fracionada. 
e) Centrifugação
 
3. Qual (ais) o(s) processo(s) mais indicado(s) para a separacao de uma mistura de gases? 
4. Uma mistura gasosa constituida de dois gases, que nao reagem entre si, foi liquefeita. Se o 
liquido obtido for submetido a uma destilacao fracionada, a pressao constante, qual o 
componente que destila primeiro? 
5. Descreva os procedimentos experimentais que devem ser utilizados na separacao dos 
componentes da mistura a seguir: - areia, sal e alcool (este nao dissolve nem o sal nem a areia) 
6 Como podemos separar um sal que e facilmente soluvel em agua? 
7. (Mackenzie-SP) Assinale a alternativa correta. A aparelhagem mais apropriada para separar 
dois liquidos imisciveis e? 
 
8. (Unioeste-PR) Considerando os materiais de laboratorio representados na figura, assinale 
a(s) alternativa(s) correta(s). 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 30 
 
 
a) O material (I) é utilizado na separação de misturas heterogeneas liquido-liquido. 
b) O material (II) é denominado condensador e é utilizado na destilação. 
c) O material (III) é denominado erlenmeyer. 
d) O material (IV) é denominado balao de fundo chato. 
e) O material (V) é denominado kitassato e e utilizado na filtracao a vacuo. 
9. Qual o metodo de separação utilizado quando se usa um coador de pano na preparação do 
café? 
10. (Mackenzie-SP) Assinale a alternativa correta. Para se separar os componentes de uma 
mistura heterogénea formada por um líquido e um solido, deve-se fazer uma: 
a) Destilação fracionada. 
b) Condensação. 
c) Filtração simples. 
d) Titulação 
e) Destilação simples 
11. O condensador é comumente empregado em que técnica de separação de misturas? 
12. (Fuvest-SP) Assinale a alternativa correcta. Dentre os utensilios de laboratorio apresentados 
a seguir, assinale qual representa o Erlenmeyer. 
13. O amoníaco (NH3) é: 
a) . Um composto. 
b) Uma mistura de moléculas de 
hidrogénio e de nitrogénio. 
c) Uma mistura de 1 átomo de 
hidrogénio e 3 átomos de nitrogénio. 
d) Um elemento. 
14. Os exemplos mencionados nas alíneas seguintes referem-se a compostos e/ou misturas. 
Indique a alínea em que aparecem três (3) misturas: 
a) Carbonato de cálcio, iodeto de potássio, sulfato de bário. 
b) Carbonato de cálcio, água do mar, vinho. 
c) Água, açúcar, sal de cozinha. 
d) Vinagre, água do mar, cerveja. 
15. Das substâncias seguintes, água e cloreto de hidrogénio; 
a) Nenhuma é composto. 
b) Só a água é composto. 
c) Só cloreto de hidrogénio é composto. 
d) Ambas são compostos. 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 31 
 
16. Misturam-se os seguintes líquidos e/ou sólidos: 
1) açúcar + água 
2) gasolina + óleo vegetal 
3) água + óleo vegetal 
4) álcool + água 
Indique os casos onde se obtêm misturas homogéneas 
A) 1 e 4 B) 1, 2 e 4 C) 2 e 3 D) apenas 1 
17. Considera as afirmações seguintes: 
I. A densidade de uma substância no estado gasoso sempre é maior do que a densidade da mesma 
substância no estado sólido. 
II. O ponto de ebulição da água é de 100 ºC e do álcool etílico é de 78 ºC. Isso significa que as 
forças entre as moléculas de água no estado líquido são mais fracas do que as forças entre as 
moléculas do álcool no estado líquido. 
A) I é verdadeira, II é falsa. 
B) I é falsa, II é verdade 
C) I e II são verdadeiras. 
D) I e II são falsas. 
18. Quais das substâncias seguintes, o sódio (Na), o cloro (Cl2) e o cloreto de sódio (NaCl), são 
substâncias puras? 
A) Só o sódio. 
B) Só o cloreto de sódio. 
C) O sódio e o cloro. 
D) O sódio, o cloro e o cloreto de sódio. 
19. Das afirmações seguintes: 
I. O cloro é um elemento. 
II. O cloro é um átomo. 
III. O cloro é um ião negativo. 
 
A) I é verdadeira, II e II são falsas. 
B) I e II são verdadeiras, III éfalsa 
C) II e III são verdadeiras, I é falsa 
D) Todas são verdadeiras. 
20. Sulfato de potássio (K2SO4), sulfureto de potássio (K2S) e potássio (K) são, respectivamente 
exemplo de: 
I Substância pura, substância pura, substância simples. 
II Substância pura, substância pura, substância pura. 
III Substância composta, substância composta, substância simples 
IV Mistura, mistura, substância pura 
As certas são: 
A) Todas. B) Só IV C) I, II e III D) Só III 
21. Podemos afirmar que a fórmula Br2 corresponde: 
I. A um elemento 
II: A um não metal 
III: A uma molécula 
IV: A um ião negativo 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 32 
 
A) I, II e III são verdadeiras, IV é falsa; 
B) II, III e IV são verdadeiras, I é falsa; 
C) Todas são verdadeiras; 
D) Só III. 
E) II e III são verdadeiras, I e IV são falsas; 
22. Classifique os seguintes compostos em iónicos ou moleculares. 
1. NH3 3. C6H6 5. Al(HCO3)3 7. SO3 9. B2O3 11. CaO 13. Ag2O 
2. NH4Cl 4. BeO 6. H2O 8. SF6 10.H2SO4 12. C6H6 14. XeF6 
Estequiometria 
23. Um metal M forma um óxido de fórmula M2O3 A massa de 1,0 mol de óxido é 102 g. Qual é 
a massa atómica do metal M? (massa atómica de O = 16 u.m.a.) 
A) 54 B) 48 C) 27 D) 24 
24. Cerca de 18 % da massa do corpo humano provém do átomo de carbono presente em 
diferentes compostos. Com base na informação anterior o número de átomo de carbono no corpo 
de um indivíduo que pesa 100 kg deve ser aproximadamente a: 
 (massa atómica de c = 12; Número de Avogadro: 6,02x10
23
) 
A) 1,5.10
3
 B) 9,0.10
26
 C) 12,0.10
23
 D) 2,5.10
20
 
25. A massa de oxigénio puro (O2) necessária para queimar 5,0 g de enxofre (S), dado o dióxido 
de enxofre (SO2) como único produto é: 
(massa atómica: O = 16 u.m.a. ; S = 32 u.m.a.) 
A) 2,5 g B) 15,0 g C) 10,0 g D) 5,0 g 
 26. Quando magnésio e enxofre são aquecidos juntos, reagem para formar sulfeto de magnésio: 
Mg + S → MgS (massa atómica: Mg = 24 u.m.a.; S = 32u.m.a.) 
Em qual das seguintes misturas não ficará resíduo de magnésio nem de enxofre depois do 
aquecimento? 
A) 2,4 g magnésio + 2,4 g enxofre B) 3,0 g magnésio + 4,0 g enxofre 
C) 3,2 g magnésio + 2,4 g enxofre D) 3,2 g magnésio + 3,2 g enxofre] 
27. Quando ZnCO3 é aquecido, ocorre uma reacção química segundo a seguinte equação: 
ZnCO3 (s) → ZnO (s) + CO2 (g) 
Um tubo de ensaio foi pesado, um pouco de ZnCO3 foi colocado no tubo e outra vez pesado. O 
tubo com ZnCO3 foi aquecido durante algum tempo e, depois de arrefecido, novamente pesado. 
Os resultados obtidos foram: 
 Tubo de ensaio vazio: 19,0 g 
 Tubo de ensaio + ZnCO3 : 20,0 g 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 33 
 
 Tubo (depois do aquecimento) com resíduo: 19,9 g 
(ZnCO3 = 125 g/mol ZnO = 81 g/mol CO2 = 44 g/mol) 
O resíduo no tubo corresponde a: 
A) mistura de ZnCO3, ZnO e CO2 
B) mistura de ZnCO3 e ZnO 
C) ZnO 
D) ZnCO3 
 
28. 0,0486 g de magnésio reage completamente com uma solução de ácido clorídrico em 
excesso. O gás hidrogénio (libertado como produto da reacção) numa proveta graduada ocupa 
um volume de 47,3 ml. A partir da massa de magnésio, do volume de hidrogénio e da reacção da 
equação pode se calcular o volume molar nas condições da reacção. 
O volume molar nas condições da reacção é: (Mg = 24,3 g/mol) 
A) 23,7 litros B) 22,4 litros C) 24,5 litros D) 25,8 litros 
 
29. O HCl é um ácido forte e o KOH é uma base forte. 
Junta-se num tubo de ensaio soluções aquosas de HCl e de KOH em quantidades 
estequiométricas proporcionais. Depois da reacção as partículas contidas no tubo (em 
concentração apreciável) são: 
A) K
+
, Cl 
–
 e H2O B) KCl e H2O 
C) H
+
, OH 
–
 e H2O D) K
+
, Cl 
–
 e OH
 -
 
30. Uma massa de água de 18 g representa: 
A) 2 moles de água 
B) 18 moles de água 
C) 6.10 23 moléculas de água 
D) 6.10 23 átomos de hidrogénio e 
6.10
 23
 átomos de oxigénio 
31. Mistura-se 6 moles de H2 e 4 moles de O2. calcule o número de moles da H2O que se forma. 
32. Que volume de CO2 se obtém da queima de 1 kg de calcário, nas CNTP, sabendo que 
calcário tem 83 % de carbonato de cálcio. 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 34 
 
33. A massa de oxigénio puro (O2) necessária para queimar 5,0 g de enxofre (S), dado o dióxido 
de enxofre (SO2) como único produto é: 
(massa atómica: O = 16 u.m.a. ; S = 32 u.m.a.) 
A) 2,5 g B) 15,0 g C) 10,0 g D) 5,0 g 
34. Misturam-se soluções que contem 34.0g de AgNO3 com outra solução com a mesma massa 
de NaCl. Será que o nitrato de prata se consome totalmente durante a reacção? 
a) Quantos gramas de AgCl se obtem em resultado da reacção? 
35. Quando se misturam 7.3g de HCl com 4.0g de NH3, quantos gramas de cloreto de amônio se 
obtem? 
a) Determine massa que resta apos a reacção ter decorido. 
36. Que volume de hidrogénio em condições normais, é necessário para reduzir, é necessário 
utilizar para se reduzir 125g de MoO3 até ao metal lívre. 
37. A reacção entre 55.3g de iódo e com 2.23g de H2 dá 43.1g de HI. Qual é o rendimento da 
reacção em percentagem? 
38. Qual é a massa de ferro se obtem a partir de 2 toneladas de minério de ferro (pirite), que 
contenha 94% de massa de ferro. 
39. Que massa de dióxido de carbono se obtem da combustão de 2.45g de C3H6? 
40. A Ivone tem um brinco de ouro puro, que pesa 3g. A sua amiga Marta, tem um brinco de 
prata, mas não sabe quanto pesa. Certo dia as duas decidiram colar os dois brincos num copo 
que pesa 300g e levaram o copo a uma balança electrónica, que pesou 305g. 
a) Calcule o número de moles usados durante a produção do brinco da Marta. (Dados: 
Ag 107.87 u.) 
41. Um cristalohidrato de carbonato de calcio, apresenta a formola molecular CaCO3XH2O. 20g 
foram calcinados e libertaram 11,1504g de água. Determine a fórmula do cristalohidrato. 
42. Durante a combustão completa de 10g de um certo alcano (hidrocarboneto saturado), 
libetaram-se 3,72g de dióxido de carbono. Determine a fórmula molecular do hidrocarboneto. 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 35 
 
UNIDADE II 
2: Estrutura Atómica 
Sabe-se segundo teorias e modelos desenvolvidos com base em evidências experimentais, que a 
estrutura atómica compreende as “estruturas electrónica e nuclear”. E as propriedades químicas 
e físicas dos elementos dependem da natureza dos seus átomos, ou seja: 
i. Da carga do núcleo (Z+ e n); 
ii. Da distribuição dos Z electrões ao redor do núcleo (estrutura ou configuração 
electrónica); 
iii. Da massa atómica (A). 
Sendo que a “estrutura electrónica e a carga nuclear” dos átomos fornecem a base para 
compreensão das propriedades químicas, a saber: 
 
i. As propriedades atómicas, especialmente a energia de ionização e a afinidade 
electrónica; 
ii. As ligações químicas que, por sua vez, determinam a estequiometria (de compostos e 
reacções), etc. 
Consequentemente, as propriedades químicas das “substâncias” resultam essencialmente da: 
i. Estrutura electrónica dos seus átomos; 
ii. Natureza de suas ligações. 
 
Porém, o interesse sobre o estudo da constituição da matéria, foi manifestado deste tempos 
remotos, pelos Sábios gregos, com maior destaque para o Tales de Mileto, Anaximene de Mileto, 
Anaximandro, Paracelso, Leucipo, Aristóteles e Demócrito. Estes, por meio de contos, lendas, 
fábulas e argumentos teóricos, tentaram com grande sucesso explicar a natureza da matéria. E 
com esse grande sucesso, introduziram pela primeira vez o conceito átomo, como sendo a 
minúscula partícula indivisível que constitui a matéria. 
 
2.1. Desenvolvimento da teoria atómica e do modelo atómico 
A ideia de criar um modelo sobre o átomo, foi proposta pela primeira vez pelo Demócrito, que 
desenvolveu uma teoria de que o universo era formado por espaço vazio e por um número(quase) infinito de partículas invisíveis, que se diferenciam umas das outras em sua forma, 
posição, e disposição. Toda a matéria é feita das partículas indivisíveis chamadas átomos. 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 36 
 
Demócrito de Abdera nasceu por volta do ano 460 a.C. em Abderea, Grecia, e faleceu ao redor 
do ano 370 a.C. No seculo IV a.C., Demócrito postulou a sua teoria atómica onde afirmava 
basicamente que o átomo era a menor partícula constituinte da matéria e não podia ser dividido, 
pois se o fosse perderia as suas propriedades. 
Através de Demócrito também surgiu a palavra átomo, que quer dizer: a = não; tomos = cortar 
ou dividir 
a + tomos = nao divisivel = atomo 
 
Os conceitos atómicos de Demócrito se mantiveram sólidos como rochas por mais de dois mil 
anos, sendo apenas complementados por John Dalton em 1804. 
 
2.1.1. O Modelo de John Dalton (1803) 
Entre 1803 e 1804, John Dalton estabeleceu alterações na teoria atómica, que foram detalhadas 
em 1808. Dalton introduziu o conceito de descontinuidade da matéria. Foi a primeira teoria 
científica que considerava que a matéria era composta por átomos, tendo em vista que a teoria de 
Demócrito, apesar de correcta, era filosófica pois não se apoiava em nenhum experimento 
rigoroso. 
 
Para a sua teoria atómica, Dalton fez os postulados abaixo que se resumem em quatro (4). 
i. A matéria está dividida em partículas indivisíveis e inalteráveis, que se chamam átomos. 
ii. Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos entre si, apresentando a mesma 
massa e as mesmas propriedades. 
iii. Os átomos de elementos diferentes possuem massa e propriedades diferentes. 
iv. Os compostos se formam quando os átomos se combinam em uma relação constante e 
proporcional. 
v. A massa total das substâncias que intervêm nas reacções químicas não varia, dado que os 
átomos são invariáveis. 
Dalton retomou o conceito grego da existência de átomos indivisíveis para propor uma teoria que 
permitisse explicar, entre outras generalizações químicas, as leis da conservação da massa e da 
composição definida. 
Da teoria atómica de Dalton, o átomo se assemelhava a uma bola de bilhar. 
 Fracassos da teoria atómica de Dalton 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 37 
 
 Actualmente, sabemos que os átomos podem dividir-se e sofrer alterações, podendo ser, 
inclusive, parte de sua massa convertida em energia pela relação E=mc
2
. 
 O conceito de isótopos, introduzido mais tarde, altera o segundo postulado, pois isótopos 
são átomos de um mesmo elemento que possuem massas diferentes. 
Fig.1: Átomo de Dalton 
 
2.1.2. Modelo de Thomson (1898) 
Em experimentos realizados com tubos de crookes, Thomson constatou que os átomos não são 
indivisíveis e que são constituídos de electrões (partículas negativamente carregadas, pois podem 
sofrer desvios em campos eléctricos em direção à placa positiva). 
Diante do exposto, Thomson propôs que o átomo poderia ser uma esfera maciça carregada 
positivamente, na qual alguns electrões estariam inseridos de modo a se obter um sistema 
electrostaticamente mais estável (carga total nula), como mostrado na Fig.2. 
Thomson sugeriu que a massa total do átomo seria devida quase que totalmente apenas às cargas 
positivas (protões). Estas estariam espalhadas, uniformemente, por toda esfera, formando uma 
massa compacta e uniforme. Na superfície dessa massa estariam aderidos os electrões, espacados 
de modo uniforme. 
 
Esse modelo ficou conhecido como “pudim 
de passas”, onde se assemelharia a um 
pudim coberto com passas, em que o pudim 
seria a massa de cargas positivas e as passas 
os electrões. Neste modelo já se 
compreendia a divisibilidade do átomo, 
porém o átomo era considerado como uma 
esfera de carga positiva, com os electrões 
distribuídos ao seu redor. 
Fig.2: Modelo atómico de Thonson 
 
Fonte: DA SILVA, E. C. 2007 p12 
2.1.3. O átomo de Rutherford (1911) 
A segunda e terceiras grandes inovações vieram com Ernest Rutherford, em 1911 e 1912. 
Rutherford conseguiu criar dois modelos atómicos que ate hoje são as representações mais 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 38 
 
reconhecidas do átomo. Rutherford criou primeiro um modelo estático e, posteriormente, um 
modelo dinâmico. Para desenvolver seu modelo atómico, Rutherford realizou experiencias com 
partículas alfa, provenientes de uma amostra de Polónio em um elaborado experimento, 
conforme a ilustração a seguir. 
 
Fig.3: Experimento de Rutherford 
 
 
Fonte: GOLDANE, E. & DE BONI, L. A. B. 2007 p7 
A experiência de Rutherford consistiu em lançar um jacto de partículas α emitidas pelo polónio 
(um elemento radioactivo) sobre uma finíssima lâmina de ouro para observar se essas partículas 
iriam sofrer algum desvio ao passarem pelos átomos da lâmina de ouro. Rutherford lançou mão 
deste experimento no qual tentou verificar se os átomos eram realmente maciços, utilizando, para 
isso, partículas α, que tem carga eléctrica positiva, como projecteis. 
 
Os resultados evidenciaram três comportamentos diferentes: 
i. A maior parte das partículas alfa consegue atravessar a lâmina de ouro e a sua mão sem 
sofrer nenhum desvio. Esse fato indica que essas partículas não encontram nenhum 
obstáculo pela frente e seguem seu percurso em linha recta. 
ii. Algumas partículas α conseguem atravessar a lâmina, porem sofrendo um desvio muito 
forte em seu caminho. Esse fato mostra que essas partículas encontravam algum 
obstáculo, porem não muito grande, quando atravessavam os átomos da lâmina. 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 39 
 
iii. Pouquíssimas partículas alfa não conseguem atravessar a lâmina e voltam para o mesmo 
lado de onde são lançadas. Esse fato evidencia que essas partículas encontram um 
obstáculo irremovível ao colidirem em algum ponto dos átomos da lâmina. 
OBS: Se o átomo fosse realmente igual ao modelo anteriormente proposto por Thomson, como 
uma massa compacta de cargas positivas distribuídas de modo uniforme por todo o metal, então, 
as partículas alfa não sofreriam desvios fortes e muito menos iriam voltar. 
 
 Conclusões de Rutherford 
i. O átomo não é maciço, apresentando mais espaço vazio do que preenchido; 
ii. A maior parte da massa do átomo se encontra em uma pequena região central (núcleo) 
dotada de carga positiva, onde estão os protões; 
iii. Os electrões estão localizados em uma região ao redor do núcleo, chamada de 
eletrosfera. 
 Esse modelo ficou conhecido como “modelo do sistema solar”, em que o sol seria representado 
pelo núcleo e os planetas pelos electrões ao redor do núcleo (na eletrosfera). 
 
Fig.4: Modelo atómico de Rutherford 
 
Fonte: GOLDANE, E. & DE BONI, L. A. 
B. 2007 p8 
De acordo com a teoria de Rutherford, os 
electrões podiam orbitar o núcleo a qualquer 
distância. Quando os electrões circundam 
em volta do núcleo, estariam mudando 
constantemente sua direcção. 
 Fracassos da teoria atómica de Rutherford 
i. Não conseguia explicar de forma coerente as raias espectrais dos elementos químicos; 
ii. Não conseguia explicar a orbita dos electrões. 
iii. Não conseguir explicar porque é que os electrões girando em volta do núcleo, não 
perdem energia com o tempo, até cair no núcleo (colapso nuclear). Pois os físicos da 
antiga Grécia, já tinham elaborados as leis que dirigiam o movimento dos corpos 
macroscópicos e a teoria do Rutherford, era contra o princípio. 
 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 40 
 
Fig.5: Movimento do electrão nas electrosferas em volta do núcleo, no modelo atómico de 
Rutherford. 
 
 
Fonte: GOLDANE, E. & DE BONI, L. A. B. 2007 p9 
 
2.1.4. O átomo de Niels Bohr 
A próxima grande evolução na compreensão da estrutura do átomo veio com o modelo atómico 
de Niels Bohr. Todavia, devido a grande sofisticação matemática deste modelo e dos que o 
sucederam, a plena compreensão mais sofisticada da estruturada matéria ficou restrita a um 
grupo cada vez mais selecto de cientistas. 
A teoria atómica de Bohr foi publicada entre 1913 e 1915. Para isto, Bohr aceitou o modelo 
dinâmico de Rutherford com três postulados. 
 
i. Os electrões giram ao redor do núcleo em orbitas circulares (modelo de Rutherford), 
porem sem emitir energia radiante (estado estacionário). 
ii. Um átomo emite energia sob a forma de luz somente quando um electrão pula de um 
orbital de maior energia para um orbital de menor energia. ΔE = h.f, a energia emitida e 
igual a diferença de energia dos dois orbitais envolvidos no salto. 
iii. As orbitas possíveis são aquelas em que o electrão possui um momento angular múltiplo 
inteiro de h/2π. 
 
Desta forma, o terceiro postulado nos indica que o electrão não pode estar a qualquer distância 
do núcleo, senão limitado a poucas orbitas possíveis, as quais são definidas por um parâmetro 
denominado numero quântico principal n. (Mais detalhes sobre números quânticos serão 
apresentados posteriormente) n = 1,2,3,4,5,6,....∞ 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 41 
 
Fig. 6: Modelo atómico de Bohr 
 
 
Fonte: GOLDANE, E. & DE BONI, L. A. 
B. 2007 p9 
 
 
No modelo atómico de Bohr, notamos que: 
i. O modelo atómico de Bohr explica o 
espectro principal do átomo de 
hidrogénio e de átomos 
hidrogenoides (com apenas um 
electrão). 
ii. Permite calcular raios e velocidade 
para o Hidrogénio e átomos 
hidrogenoides (com apenas um 
electrão). 
iii. Com a introdução do termo 
“quantificação de energia do electrão 
e das orbitais”, explicou 
perfeitamente porque os electrões em 
movimento não caem no núcleo. 
 Fracassos do Modelo atómico de Bohr 
i. Não explica o espectro fino. 
ii. Cálculos de raios e velocidade para H e átomos hidrogenoides para valores altos de n e de 
Z perdem o significado. 
iii. Para átomos multielectrónicos, as ideias de raio e velocidade perdem o significado de um 
orbital interno (menor), para o orbital externo (maior) e vice-versa. 
iv. Não explicou a posição nem o movimento dos electrões durante as transições 
electrónicas. 
v. Não permitem explicar a tabela periódica de modo sistemático; 
vi. - Não explicam a formação das ligações químicas 
 
 Aplicações do modelo de Bohr 
i. Teste da chama; 
ii. Fogos de artifício; 
iii. Fluorescência e Fosforescência; 
iv. Raio Laser; 
v. Bioluminescência: a luz dos vaga-
lumes. 
vi. Luminosos e lâmpadas (nónio e 
lâmpadas de vapor de Na ou Hg); 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 42 
 
2. 2. Radioactividade 
Os átomos de alguns elementos não são estáveis. Eles emitem espontaneamente radiações de 
vários tipos. Este fenómeno chama-se radioactividade e foi descoberto Henri Bequerel em 1896. 
Radioactividade é o fenómeno de emissão espontânea de pequenas partículas e de radiação 
electromagnética por átomos instáveis a fim de se tornarem relativamente estáveis. 
A tabela a seguir apresenta as partículas constituintes dos núcleos e os tipos de radiação emitidas 
quando ocorre a desintegração ou decaimento radioactivo. 
Tab.1: Partículas constituintes dos núcleos e os tipos de radiação emitidas 
Partícula Protão Neutrão Alfa (α) Beta (β) Gama () Positrão (β
+
 ) 
Carga 1 0 2 -1 0 1 
Massa 1 1 4 0 0 0 
Simbolo 1H
1
 ; 1p
1 
0n
1
 2He
4
 ; 2α
4
 -1e
0
 ; -1β
0 
0
0
 1e
0
 ; 1β
0
 
OBS: As radiações gama (raios gama), são altamente energéticos, constituídos de ondas de luz 
altamente penetrantes e semelhantes aos raios X. 
2.3 Partículas fundamentais do átomo 
2.3.1. Características do átomo 
O átomo é geralmente caracterizado pelas seguintes partículas, que de certo modo determinam as 
suas propriedades: 
 
i. Número atómico (Z): é um número determinado experimentalmente, característico de cada 
elemento, representando o numero de protões contidos no núcleo e caracteriza os diversos 
átomos. Em um átomo electricamente neutro, o número atómico e igual ao número de electrões 
(e-). Isto é, Z = e
-
. 
 
Por exemplo: Todos os átomos de Sódio possuem 11 protões; portanto, número atómico (Z) 
igual a 11.Todos os átomos de Ferro possui 26 protões; portanto, numero atómico (Z) igual a 26. 
ii. Número de massa (A): Soma do número de protões e neutrões do núcleo de um átomo. 
A = nº protões(Z) + nº neutrões(N). Isto é, A=Z+N. 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 43 
 
Tab. 2: Algumas propriedades das partículas subatómicas fundamentais. 
 
Isótopos: são átomos de um mesmo elemento que possuem propriedades químicas idênticas 
(apresentam a mesma distribuição electrónica), mas propriedades físicas diferentes. Possuem o 
mesmo número atómico (Z), porém apresenta diferentes números de massa (A). 
Representa-se um isótopo pelo símbolo, nº atómico (Z) e massa atómica (A). 
 
Exemplos: 
a) Isótopos do hidrogénio: 1H
1
 (prótio), 1H
2
 (deutério) e 1H
3
 (trítio) 
 
b) Isótopos do oxigénio: 8O
16
 8O
17
 e 8O
18
 
 
 Isóbaros são átomos que têm o mesmo número de massa (A), mas diferentes números atómicos 
(Z). Suas propriedades químicas são totalmente diferentes. 
Exemplos: 
19K
40
 isóbaro de 20Ca
40
 A = 40 
20Ca
42
 isóbaro de 22Ti
42
 A = 42 
Isótonos: são átomos com diferentes números atómicos e de massa, porem com igual número de 
neutrões. 
 
17Cl 
37
 isótono de 20Ca
40
 n = 20 neutrões 
5B
11
 isótono de 6C
12
 n = 6 neutrões 
 
 
 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 44 
 
Tab. 3: Resumo dos Isótopos, Isóbaros e Isótonos 
Partícula Protões Massa Neutrões 
Isótopos Igual Diferente Diferente 
Isóbaros Diferente Igual Diferente 
Isótonos Diferente Igual Igual 
 
2.4. Mecânica quântica 
É o ramo da química-física, que estuda os números quânticos. Este ramo surge com as valiosas 
contribuições que o modelo atómico de Bohr deram para a evolução da teoria atómica. 
Neste ramo, se trata com relevo todos pormenores relacionados com o electrão de diferenciação 
(último electrão de um átomo). 
2.4.1. Níveis e subníveis de energia 
Os níveis de energia, referem-se às camadas que constituem o átomo, no modelo de Bohr, os 
níveis ou camadas, foram referidos por órbitas circulares. Estas regiões têm energias diferentes e 
por isso ocupam os electrões com a certa energia. 
Os subníveis ou subcamadas são as outras regiões geralmente com formas diferentes, que se 
encontram nos níveis. 
Níveis ou camadas de energia (REAIS) Subníveis de energia 
K; L; M; N; O; P; Q s; p; d; f; g 
1; 2; 3; 4; 5; 6; 7 
 
2.4.2. Distribuição electrónica em níveis e subníveis de energia 
i. Princípio de exclusão de Pauli 
 
Proposto em 1925, na tentativa de explicar algumas das propriedades dos electrões nos átomos, o 
Princípio de exclusão de Pauli postula que “Em um sistema fechado, dois electrões não podem 
ocupar o mesmo estado”. Em outras palavras, “dois electrões não podem ter os 4 números 
quânticos idênticos”. 
 
Elaborado por: Nórgio Pedro Diano Página 45 
 
 O número de electrões em um átomo e igual ao número atómico; 
 Cada electrão adicionado entra no orbital de ordem energética mais baixa 
disponível; 
 Um orbital não pode receber mais do que dois electrões. 
Fig.7: Esquema de Aufbau 
 
A ordem de preenchimento e 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d… A regra 
mnemónica a seguir ajuda bastante na compreensão do princípio da construção, uma vez que não 
e muito pratico desenhar o diagrama acima cada vez que se deseja fazer a distribuição 
electrónica de um átomo. 
 
Fig.8: Ordem de preenchimento dos orbitais 
 
 
2.4.3.Regra de Hund 
 
A Regra de Hund trata sobre a forma de como os electrões devem ser distribuídos para preencher 
os subniveis. Cada orbital de um subnível recebe inicialmente apenas um electrão. Somente 
após o último orbital deste subnivel ter recebido seu primeiro electrão começa o preenchimento 
dos orbitais semi-cheios com o segundo electrão. 
Elaborado