Características e Funções dos Elementos Químicos

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CURSO DE COMPLEMENTAÇÃO PEDAGÓGICA 
COORDENAÇÃO PEDAGÓGICA – IBRA 
 
 
DISCIPLINA 
 
Características e funções de 
elementos químicos 
1 
 
SUMÁRIO 
 
INTRODUÇÃO 2 
Unidade 1- Modelos Atômicos 11 
Partículas elementares 17 
Modelo atômico de Bohr 20 
Materiais complementares 25 
Atividade de fixação: 25 
Unidade 2 – Composição dos átomos 27 
Periódicas 29 
O Interior do Átomo 31 
Partículas Fundamentais 34 
Massa atômica 35 
Materiais complementares 37 
Atividade de fixação: 37 
CONCLUSÃO 39 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 45 
 
 
2 
 
Tópico 1 
INTRODUÇÃO 
 
 
Fonte: Neo Feed 
3 
 
Olá querido aluno, vamos dar início a mais uma disciplina e hoje 
discorremos sobre as Características e funções dos elementos químicos. 
Note que um pré-requisito indispensável para construção da tabela 
periódica, foi o descobrimento individual dos elementos químicos. Apesar 
os elementos, bem como ouro (Au), prata (Ag), estanho (Sn), cobre (Cu), 
chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) já serem de conhecimentos de muitos desde 
a antiguidade, a primeira descoberta científica de um elemento aconteceu 
em meados de 1669, quando o alquimista Henning Brand encontrou o 
fósforo. 
 
 
Fonte: Alcheton 
 
Ao longo dos 200 anos seguintes, um grande volume de informação 
relativa às propriedades dos elementos, bem como dos compostos, fora 
sendo contraídos pelos químicos. Logo, ao aumento do número de 
elementos encontrados, os cientistas começaram a investigação de 
4 
 
modelos para distinguir as propriedades e desenvolver diagramas de 
classificação. 
A primeira classificação foi a separação dos elementos em metais e 
não-metais. Isso permitiu a antecipação das características de outros 
elementos, constituindo assim metálicos ou não metálicos. 
A lista de elementos químicos, que continham suas massas 
atômicas experimentadas, foi disposta por John Dalton no início do século 
XIX. Note que várias massas atômicas seguidas por Dalton, estavam bem 
longe dos valores atuais, por conta da ocorrência de erros. 
Os erros foram consertados por outros cientistas no decorrer do 
tempo, e a criação das tabelas dos elementos e suas massas atômicas, 
centraram o estudo sistemático da química. Logo, os elementos não 
jaziam listados em qualquer acomodação ou modelo periódico, todavia 
simplesmente sistematizados em ordem crescente de massa atômica, 
assim, cada um com suas qualidades e seus compostos. 
Para os químicos, ao estudar essa lista, ponderaram que ela não 
estava bem clara. Porquanto, os elementos cloro, bromo e iodo, que 
tinham características químicas semelhantes estavam com as suas 
massas atômicas bem separadas. 
Foi então, que em 1829, Johann W. Boebereiner teve um 
pensamento que possui um certo sucesso, de agrupar os elementos em 
três ou tríades. Note que essas tríades ainda estavam separadas pelas 
massas atômicas, entretanto com propriedades químicas muito 
semelhantes. 
Logo, a massa atômica do elemento central da tríade era de maneira 
suposta a média das massas atômicas do primeiro e terceiro lugar. 
Lamentavelmente, diversos dos metais não podiam ser acaudilhados em 
5 
 
tríades. Todavia, os elementos cloro, bromo e iodo formavam uma tríade, 
lítio, sódio e potássio desenvolviam outra. 
Mas, um segundo modelo, foi recomendado em 1864 por John A.R. 
Newlands, docente de química inglês. Recomendando que os elementos 
poderiam ser emparelhados num modelo periódico de oitavas, ou grupos 
de oito, na ordem crescente segundo as suas massas atômicas. 
Este modelo alocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos. Ão 
levando em consideração o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e 
os metais triviais como o ferro e o cobre. O pensamento de Newlands foi 
ridicularizada pela relação com os sete espaços da escala musical. 
Logo, a Chemical Society abdicou da publicação do seu trabalho 
periódico (Journal of the Chemical Society). Assim, nem uma regra 
numérica foi descoberta para que se conseguisse organizar 
completamente os elementos químicos de uma forma consistente, com 
as características químicas e suas massas atômicas. 
 
6 
 
 
Fonte: Amazon 
 
7 
 
Assim, com base teórica cujos os elementos químicos estão 
arranjados presentemente, o número atômico e teoria quântica era 
incógnita naquela era e continuou assim por diversas décadas. A 
organização da tabela periódica foi criada não teoricamente, entretanto 
com apoio na observação química de seus combinados, por Dmitri 
Mendeleev. 
 
 
Fonte: Unesco 
 
Assim, em 1869, o cientista que gostava de jogar cartas organizou 
os elementos na maneira da tabela periódica que conhecemos 
atualmente. Mendeleev desenvolveu uma carta para cada um dos 63 
elementos conhecidos até então. 
Sendo que cada carta apresentava o símbolo do elemento, a massa 
atômica e suas características físico-químicas. Colocando as cartas em 
uma mesa, arquitetou-as em ordem crescente de suas massas atômicas, 
8 
 
ajuntando-se em elementos de propriedades semelhantes. E conseguiu 
desenvolver a tabela periódica. 
 
 
Fonte: Aulas de química 
 
Ainda, demonstrando uma grande vantagem em sua tabela sobre 
as outras, é que esta expunha semelhanças, não somente em pequenos 
conjuntos como as tríades. Despontavam afinidades numa rede de 
relações vertical, horizontal e diagonal. 
Em 1906, Mendeleev ganhou o Prêmio Nobel por este exercício. 
Todavia em 1913, o cientista britânico Henry Mosseley ponderou que o 
número de prótons no núcleo de um algum átomo era imutável. Mosseley 
empregou essa ideia para o número atômico de cada átomo. 
Quando os átomos foram aparelhados segundo o aumento do 
número atômico, as complicações existentes na tabela de Mendeleev 
desapareceram. Por conta do trabalho de Mosseley, a tabela periódica 
moderna está fundamentada no número atômico dos elementos. 
Logo, a atual tabela se difere em muito do que Mendeleev havia 
construído. Uma vez que com o passar do tempo, os químicos foram 
9 
 
aprimorando a tabela periódica moderna, justapondo novos dados, 
conforme os achados de novos elementos e números mais concisos de 
massa atômica, rearranjando os dados viventes. A última maior troca na 
tabela periódica derivou do trabalho de Glenn Seaborg, em meados da 
50. 
 
 
Fonte: UOL 
 
Foi então a partir da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg 
encontrou outros elementos transurânicos (do número atômico 94 até 
102). Modificando a tabela periódica alocando a série dos actnídeos 
debaixo da série dos lantanídeos. Em 1951, Seaborg ganhou o Prêmio 
Nobel em química, por seu esplêndido trabalho. 
10 
 
Então, vamos aprender mais sobre isso. Não esquecendo que tendo 
alguma dúvida, não deixe de encaminhar as suas perguntas ao setor 
pedagógico por meio do protocolo ou atendimento aos alunos. 
 
Bons estudos! 
 
 
11 
 
Tópico 1 
Unidade 1- Modelos Atômicos 
 
Fonte: Portal Indústria 
 
 
 
 
 
12 
 
Segundo os Filósofos da Grécia Antiga, eles já admitiam que toda 
matéria fosse desenvolvida por minúsculas partículas indivisíveis que 
constituíram os átomos (a palavra átomo, em grego, versa indivisível). No 
decorrer dos séculos XIX e XX, cientistas delinearam modelos do átomo, 
entretanto nenhum deles conseguiu observar como de fato era 
exatamente o átomo. 
 
Os modelos serviam para explicar diversos resultados 
experimentais e possibilitando a realização de 
previsões. À medida que algum detalhe novo era 
descoberto, esboçava-se um novo modelo, com uma 
quantidade maior de detalhes. Em 1803 o cientista 
inglês John Dalton esboçou um primeiro modelo 
atômico. Surgia então a teoria atômica clássica da 
matéria. Segundo essa teoria, quando olhamos, por 
exemplo, para um grãozinho de areia, devemos 
imaginá-lo como sendo formado por um aglomerado de 
um número enorme de átomos (COSTAS, 2012). 
 
Note que segundo os postulados da Teoria Atômica de Dalton , 
temos que:• A matéria é formada por partículas extremamente pequenas 
chamadas átomos; 
• Os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e 
intransformáveis; 
• Átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho, 
massa e forma) constituem um elemento químico; 
13 
 
• Átomos de elementos diferentes possuem propriedades 
diferentes; 
• Os átomos podem se unir entre si, formando “átomos 
compostos”; 
• Uma reação química nada mais é do que a união e separação 
de átomos; 
• A teoria de Dalton não apenas explicava como eram os átomos, 
mas também como eles se combinavam (COSTAS, 2012). 
 
Segundo com sua teoria, átomos do mesmo elemento se repeliam 
e os dessemelhantes que tinham cognação se atraíam. As limitações do 
modelo de Dalton jaziam na imposição de uma extrema facilidade em 
relação ao mesmo e em não apreciar a natureza elétrica da matéria. 
 
14 
 
 
 
Em 1903, o cientista inglês Joseph J. Thomson, 
baseado em experiências realizadas com gases e que 
mostraram que a matéria era formada por cargas 
elétricas positivas e negativas, modificando o modelo 
atômico de Dalton. Segundo Thomson, o átomo seria 
uma esfera maciça e positiva com as cargas negativas 
distribuídas ao acaso, na esfera (COSTAS, 2012). 
 
Logo, a quantidade de cargas positivas e negativas significaria ser 
igual e, dessa maneira, o átomo seria eletricamente neutro. Logo, o 
modelo proposto por Thomson ficou experimentado como “pudim com 
passas. Todavia, a sua limitação foi evidenciada por Rutherford. 
 
15 
 
Assim, em 1911, o cientista neozelandês Ernest Rutherford, 
empregando os fenômenos radiativos em sua pesquisa sobre a estrutura 
atômica, descobriu que o átomo não constituiria como uma esfera maciça, 
entretanto uma esfera desenvolvida por uma região central, denominado 
núcleo atômico e uma região exterioriza ao núcleo denominada 
eletrosfera. Logo, o núcleo atômico jazeriam às partículas positivas, os 
prótons, além da eletrosfera com partículas negativas, os elétrons. 
 
Para chegar a essas conclusões Rutherford e seus 
colaboradores bombardearam lâminas de ouro com 
partículas α (2 prótons e 2 nêutrons) utilizando a 
aparelhagem esquematizada anteriormente. De acordo 
com o modelo de Thomson, todas as partículas alfam 
deveriam atravessar a matéria. Rutherford observou 
que a grande maioria das partículas atravessava 
normalmente a lâmina de ouro que apresentava 
aproximadamente 10-5 cm de espessura. Outras 
partículas sofriam pequenos desvios e outras, em 
número muito pequeno, batiam na lâmina e voltavam 
(COSTAS, 2012). 
 
16 
 
 
Fonte: Estado de Minas 
 
Note que o caminho percorrido pelas partículas α podia ser 
detectado pelas cintilações que elas suscitavam no anteparo de sulfeto 
de zinco. Conferindo com o número de partículas lançadas com o número 
de partículas que suportavam desvios, Rutherford calculou que o raio do 
17 
 
átomo necessitaria ser 10.000 a 100.000 vezes maior do que o raio do 
núcleo, isto é, o átomo seria desenvolvido por espaços vazios. 
Por esses espaços vazios a maior parte das partículas conseguiram 
atravessava a lâmina de ouro. Assim, os desvios sofridos pelas partículas 
eram por conta das repulsões elétricas pelas partículas do núcleo 
(positivo) e as partículas α do mesmo modo positivas, que a ele se 
conduziam. 
Logo, o modelo de Rutherford ficou semelhante com o sistema 
solar, onde o sol versaria ser o núcleo e os planetas significariam os 
elétrons. 
 
Partículas elementares 
 
Note que a experiência de Rutherford despontou que no núcleo 
atômico afora do próton necessitaria ter outra partícula. Esta foi 
encontrada em 1932 pelo químico inglês James Chadwick e auferiu o 
nome de nêutron. Logo, os Prótons, elétrons e nêutrons versão nas 
principais partículas que formam num átomo. Elas são denominadas 
partículas elementares ou subatômicas e suas basilares propriedades 
são: 
 
18 
 
 
Fonte: Rede Tec 
 
19 
 
 
 
Observe que as partículas presentes no núcleo atômico 
apresentam a mesma massa e que ela é praticamente 
2.000 vezes maior do que a massa do elétron. A massa 
de um átomo está praticamente concentrada numa 
20 
 
região extremamente pequena do átomo: o núcleo 
atômico. A quantidade atômica de prótons e elétrons 
presentes num átomo é a mesma, o que faz com que 
ele seja eletricamente neutro. 
 
Modelo atômico de Bohr 
 
21 
 
 
 
Logo, em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr, ao pesquisar 
espectros de emissão de certos compostos, alterou o modelo de 
22 
 
Rutherford. No começo do século XX, era de fato conhecido como luz 
branca (luz solar, a título de exemplo) podia ser demudada em várias 
cores. Isso é ocorrer quando é feito com que a luz, passe por um prisma. 
Note que quando ocorre uma decomposição da luz solar alcança-
se um espectro denominado espectro contínuo. Ele é desenvolvido por 
ondas eletromagnéticas visíveis e invisíveis, isto é, radiação, ultravioleta 
e infravermelho. Logo, na parte visível desse espectro não acontece 
distinção em meio às diferentes cores, entretanto uma gradual caminho 
de uma para outra. 
 
O arco-íris é um exemplo de espectro contínuo onde a 
luz solar é decomposta pelas gotas de água presentes 
na atmosfera. Como a cada onda eletromagnética está 
associada certa quantidade de energia, a 
decomposição da luz branca produz ondas 
eletromagnéticas com toda quantidade de energia. No 
entanto, se a luz que atravessar o prisma for de uma 
substância como hidrogênio, sódio, neônio, será obtido 
um espectro descontínuo. Ele é caracterizado por 
apresentar linhas coloridas separadas. Em outras 
palavras, somente alguns tipos de radiações luminosas 
são emitidos, isto é, somente radiações com valores 
determinados de energia são emitidas (COSTAS, 
2012). 
 
Fundamentado nessas obeservações experimentais, Bohr 
organizou um novo modelo atômico nos quais os postulados são: 
 
• Na eletrosfera os elétrons não se encontram em qualquer 
posição. Eles giram ao redor do núcleo em órbitas fixas e com 
23 
 
energia definida. As órbitas são chamadas camadas eletrônicas, 
representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q a partir do núcleo, 
ou níveis de energia representados pelos números 1, 2, 3, 4... 
respectivamente (números quânticos principais); 
• Os elétrons, ao se movimentarem numa camada eletrônica, 
não absorvem nem emitem energia; 
• Os elétrons de um átomo tendem a ocupar as camadas 
eletrônicas mais próximas do núcleo, isto é, as que apresentam 
menor quantidade de energia; 
• Um átomo está no estado fundamental, quando seus elétrons 
ocupam as camadas menos energéticas; 
• Quando um átomo recebe energia (térmica ou elétrica), o 
elétron pode saltar para uma camada mais externa (mais 
energética). Nessas condições o átomo se torna instável. 
Dizemos que o átomo se encontra num estado excitado; 
• Os elétrons de um átomo excitado tendem a voltar para as 
camadas de origem. Quando isso ocorre, ele devolve, sob a 
forma de onda eletromagnética, a energia que foi recebida na 
forma de calor ou eletricidade (COSTAS, 2012). 
 
nNote que os postulados apresentados possibilitam esclarecer a 
vivência dos espectros de emissão descontínuos onde o elétron encontra-
se em algumas órbitas em que as transições eletrônicas (ida e volta do 
elétron) acontecem em número pequeno, o que termina produzindo 
24 
 
exclusivamente determinados tipos de radiação eletromagnética e não 
com todos no espectro contínuo. 
Note que o modelo de Bohr expandiu de forma significativa o modelo 
alvitrado por Ruhterford, saindo a sua grande limitação: a instabilidade. 
Ainda, esse modelo apresentou a capacidade de elucidar com sucesso o 
espectro do átomo de hidrogênio. 
Entretanto, a despeito de ser realmente um grande esse sucesso, 
logo surgiram sérias limitações. A principal jazia no aspecto de não ser 
possível antecipar, com exatidão, as linhas dos espectros de átomos que 
possuimais de um elétron. 
 
25 
 
Materiais complementares 
 
Links “gratuitos” a serem consultados para um acrescentamento em 
seu estudo, acesse o link e veja mais sobre o assunto discorrido: 
Livro Química geral 
 
Para fechar essa unidade, vamos colocar em praticar o que 
aprendemos até aqui. 
 
Atividade de fixação: 
CESPE (2015): No que diz respeito à classificação periódica dos 
elementos, julgue o item subsequente. 
 
A classificação periódica tem como base de organização o número 
atômico crescente dos elementos químicos, sendo possível, por meio 
dela, fazer previsões acerca das propriedades desses elementos. 
 
( ) Certo 
( ) Errado 
 
Resposta: Certo 
Número atômico = Número de prótons 
 
https://acervodigital.unesp.br/bitstream/unesp/141296/1/redefor_qui_ebook_temasformacao.pdf
26 
 
Tópico 2 
Unidade 2 – Composição dos 
átomos 
 
 
Fonte: TV Rio Preto1 
 
 
 
 
 
 
1 Retirado em: http://tvriapretoiburitis.com.br 
27 
 
Como sabemos o nosso planeta foi desenvolvido a partir de 92 
elementos químicos. Sendo que tudo é inteiramente criado pela 
combinação desses elementos. Todavia, existe um pouco mais de 200 
anos, os cientistas não continham essa percepção. 
Logo, eles não sabiam quantos elementos existia e quantos mais 
poderiam descobrir na Natureza. Mas, John Dalton (1766 – 1844) foi o 
primeiro a pesquisar por ordem no mundo a tentar construir um seu 
modelo atômico. 
 
O químico sueco Jöns Jacob Berzelius (1779 – 1848), 
um dos primeiros a aceitar a teoria atômica de Dalton, 
achava que descobrir mais sobre a massa de cada 
elemento era, de alguma forma, de vital importância em 
sua ordenação. Este solitário químico iniciou a sua 
busca: começou a medir a massa atômica de cada 
elemento conhecido naquela época. Mas para isso, 
Berzelius teria de isolar e purificar cada um deles com 
extrema precisão. E isso estava longe de ser um 
trabalho simples. Naquela época, muito pouco da 
aparelhagem química, necessária a um trabalho com 
essa precisão, tinha sido inventada. Na altura de 1818, 
ele já havia determinado as massas atômicas de 45 dos 
49 elementos conhecidos na época, analisando mais 
de 2000 compostos químicos. Alguns dos seus 
resultados foram extremamente precisos, quando 
comparamos com os dados atuais. Mas, naquela 
época, quando outros cientistas tentavam determinar 
as massas atômicas, chegavam a resultados 
completamente diferentes (CECIERJ, 2015). 
 
Mas, foi somente em 1860, na conferência de Karlswhe, na 
Alemanha, em que o químico italiano Stanislao Canizzaro (1826 – 1910) 
28 
 
elucidou e trouxe a distinção entre átomos e moléculas e constituiu uma 
padronização para as massas atômicas. O interessante desta procura 
pela medição apropriada das massas atômicas é que diversos elementos 
químicos foram encontrados na época, assim como o silício, o potássio e 
o alumínio. 
Logo, para cada elemento descoberto, o mesmo questionamento 
era realizado e como vimos levou anos para organiza-los de forma como 
vimos. E assim, várias teorias foram criandas: 
 
● Döbereiner com a sua “Lei das Tríades”, em 1817; 
● Chancoutroirs com o seu “Parafuso Telúrico”, em 1862; 
● Newlands com a “Lei das Oitavas”. 
 
Nisso, apesar dessas tentativas falhadas de organização dos 
elementos, um pensamento tinha sido reforçada: as propriedades dos 
elementos eram periódicas. 
 
Periódicas 
 
Note que se reproduzem em intervalos iguais. O pensamento era 
simples: posteriormente certo número de elementos, alcançava-se a um 
ponto em que as características dos elementos se repetiam. 
Logo, as leis antecedentes não funcionavam para todos os 
elementos experimentados na época, porquanto nem todos os elementos 
29 
 
químicos tinham sido descobertos. Então, foi através dos trabalhos de 
Dmitri Mendeleev. Que conseguiu organizar os elementos. 
 
 
Fonte: Manual de química 
 
Como sabemos todas as substâncias são compostas por pequenas 
partículas “átomos”. Para se ter uma ideia, de sua dimensão de como eles 
são tão pequenos que uma cabeça de alfinete pode ter 60 milhões 
átomos. 
 
30 
 
 
Fonte: Manual de química 
 
Os átomos, porém, são compostos de partículas 
menores: os prótons, os nêutrons e os elétrons. No 
átomo, os elétrons orbitam no núcleo, que contém 
prótons e nêutrons. Elétrons são minúsculas partículas 
que vagueiam aleatoriamente ao redor do núcleo 
central do átomo, sua massa é cerca de 1840 vezes 
menor que a do Núcleo (FERNANDES, 2008). 
 
Assim, os Prótons e nêutrons são as partículas que estão situadas 
no interior do núcleo, elas possuem a maior parte da massa do átomo. 
 
O Interior do Átomo 
31 
 
 
No centro de um átomo está o seu núcleo, que embora ser pequeno, 
contém aproximadamente toda a massa do átomo. Os prótons e os 
nêutrons são as frações nele encontradas, sendo que cada com uma 
massa atômica unitária. 
Logo, o Número de prótons no núcleo constitui o número atômico 
do elemento químico e, nisso o número de prótons incluído ao número de 
nêutrons consiste no número de massa atômica. Note que os elétrons 
ficam por fora do núcleo e possui uma massa muito menos. 
 
 
32 
 
 
 
Fonte: Wix 
 
 
Há no máximo sete camadas em torno do núcleo e 
nelas estão os elétrons que orbitam o núcleo. Cada 
33 
 
camada pode conter um número limitado de elétrons 
fixado em 8 elétrons por camada. Características das 
Partículas: Prótons: tem carga elétrica positiva e uma 
massa unitária. Nêutrons: não tem carga elétrica, mas 
tem massa unitária. Elétrons: tem carga elétrica 
negativa e quase não possuem massa (FERNANDES, 
2008). 
 
Partículas Fundamentais 
 
Os físicos separam as partículas atômicas basilares em três 
categorias: 
 
● quarks, 
● léptons e 
● bósons. 
 
Os léptons são partículas com pouca massa iguais ao elétron. Os 
bósons são partículas que não possuem massa que colonizam todas as 
forças do Universo. 
O glúon, a título de exemplo, é um bóson que junta os quarks e estes 
desenvolvem os prótons e os nêutrons no núcleo atômico. Note que os 
quarks se ligam para criar as partículas pesadas, assim como o próton e 
o nêutron. Desse modo, as partículas desenvolvidas pelos quarks são 
chamadas hádrons. 
 
34 
 
Tal como outras partículas tem cargas diferentes, tipos 
diferentes de quarks tem propriedades distintas, 
chamadas "sabores" e "cores" , que afetam a forma de 
como eles se combinam. A soma do número de prótons 
e de nêutrons existentes no núcleo de um átomo 
recebe o nome de número de massa e é representado 
pela letra A. O número atômico corresponde ao número 
de prótons ou de elétrons existentes num átomo e é 
representado pela letra Z. A = número da massa = p + 
n Z = número atômico = p = e O átomo é eletricamente 
neutro, pois o número de prótons é igual ao número de 
elétrons, e, como sabemos, as cargas elétricas dessas 
têm o mesmo valor absoluto, embora sejam de sinais 
contrários (FERNANDES, 2008). 
 
Massa atômica 
 
Como vimos o átomo é tão pequeno que é impraticável vê-lo até 
mesmo com a ajuda de microscópios potentes. Logo é impraticável medir 
sua massa utilizando uma balança e as unidades usadas de massa, tais 
como grama, quilograma, etc. 
Assim, para determinar a massa atômica, os cientistas 
necessitavam de algo que pudesse ser empregado como padrão. De tal 
modo, em 1961, eles seguiram o seguinte pensamento: Um átomo-padrão 
o átomo do carbono com o número atômico análogo a 6 e o número da 
massa igual a 12. 
 
35 
 
 
Fonte: Curso Enem gratuito 
 
A seguir imaginaram esse átomo dividido em 12 partes 
iguais e consideraram uma dessas partes como a 
unidade de massa atômica. Imagine você também o 
átomo de carbono sendo dividido em doze partes 
iguais. A unidade de massa atômica corresponde à 
massa de ½ do carbono 12. Quando dizemos, por 
exemplo, que a massa atômica do hélio é 4, queremos 
dizerque sua massa é 4 vezes maior que 1/12 da 
massa do carbono 12 (FERNANDES, 2008). 
 
 
36 
 
Materiais complementares 
 
Links “gratuitos” a serem consultados para um acrescentamento em 
seu estudo, acesse o link e veja mais sobre o assunto discorrido: 
[LIVRO] Química geral 
Livros gratuitos de química – Universidade Federal de Goiás 
 
Para fechar essa unidade, vamos colocar em praticar o que 
aprendemos até aqui. 
 
Atividade de fixação: 
 
CESPE (2018) Os materiais didáticos são ferramentas fundamentais 
para o processo de ensino-aprendizagem, e o jogo didático pode ser uma 
alternativa viável para auxiliar em tal processo. Os aspectos lúdico e 
cognitivo presentes no jogo são importantes estratégias para o ensino e 
a aprendizagem de conceitos ao favorecer a motivação, o raciocínio, a 
argumentação e a interação entre os alunos e com o professor. 
D. A. V. ZANON et al. Jogo didático ludoquímico para o ensino de 
nomenclatura dos compostos orgânicos: projeto, produção, aplicação 
e avaliação. Ciência e Educação, 2008 (com adaptações). 
Considerando o texto precedente, julgue o item subsecutivo, acerca do 
uso de recursos e habilidades didáticos no ensino de química. 
https://books.google.com.br/books?hl=pt-BR&lr=&id=1wlkVR-WPzAC&oi=fnd&pg=PR8&dq=qu%C3%ADmica+geral&ots=2h3lgw8Awv&sig=jxTHuqFJBNYrt6MI79LfE43HNb4
http://www.quimicalicenciatura.ccet.ueg.br/conteudo/7981_livros_pdf
37 
 
Os jogos de química são atividades lúdicas que podem auxiliar na 
construção de determinado conteúdo de química. 
 
( ) Certo 
( ) Errado 
 
Gabarito: Certo 
 
38 
 
Tópico 4 
CONCLUSÃO 
 
Fonte: Terra 
 
 
 
 
39 
 
Para fecharmos essa disciplina vamos fazer algumas considerações 
finais. 
Como vimos a Química é uma ciência experimental. Logo, para 
realizar experiências com um determinado composto, o químico necessita 
isolar uma amostra desse material do resto da natureza, logo, temos que: 
 
A) Sistema homogêneo: É todo sistema que 
• apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua 
extensão examinada. 
 • apresenta um aspecto uniforme em toda a sua extensão, 
mesmo quando examinado com aparelhos ópticos 
B) Sistema heterogêneo: É todo sistema que 
• não apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de 
sua extensão. 
• não apresenta aspecto uniforme em toda a sua extensão, 
quando examinado (com ou sem aparelhos ópticos) (BORGES 
E ALVES, 2016). 
 
Logo, observamos que todo sistema heterogêneo é formado de 
várias porções que, de modo isolado, são homogêneas. Por outro lado, 
as fases são as distintas partes homogêneas que compõem um sistema 
heterogêneo. 
Pela definição de etapa, conclui-se que: 
 
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• todo sistema homogêneo é monofásico, isto é, constituído de 
uma única fase. 
• todo sistema heterogêneo é polifásico, isto é, constituído de 
duas ou mais fases (BORGES E ALVES, 2016). 
 
E que segundo o número de fases, os sistemas heterogêneos 
podem ser classificados em bifásicos, trifásicos, tetrafásicos, etc. O termo 
sistema monofásico é empregado como sinônimo de sistema 
homogêneo, sendo que o termo sistema polifásico é empregado como 
sinônimo de sistema heterogêneo. Então, podemos concluir que o 
sistema é uma parte do universo avaliada como um todo para efeito de 
estudo. 
Agora considerando as propriedades gerais da matéria como, por 
exemplo, os sistemas materiais – corpos – apresentam. Dizemos que 
estas propriedades são: massa, extensão, impenetrabilidade, 
compressibilidade, elasticidade, divisibilidade e inércia. 
 
A) Massa é a quantidade de matéria que forma um corpo. 
B) Extensão corresponde ao espaço ocupado, ao volume ou à 
dimensão de um corpo. 
C) Impenetrabilidade corresponde à impossibilidade de dois 
corpos, ao mesmo tempo, ocuparem o mesmo lugar no espaço. 
D) Compressibilidade é a capacidade de reduzir o volume de um 
corpo quando submetido a uma compressão. 
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E) Elasticidade é a capacidade que os corpos sólidos 
apresentam de retornarem à sua forma inicial, quando deixa de 
atuar sobre eles uma força que promove deformação (distorção). 
F) Divisibilidade é a qualidade que os corpos apresentam de 
poderem ser divididos em porções cada vez menores, sem 
alterarem a sua constituição. 
G) Inércia é a capacidade que um corpo apresenta de não poder, 
por si só, modificar a sua condição de movimento ou de repouso 
(BORGES E ALVES, 2016). 
 
E como propriedades especificar temos as que nos permitem 
distinguir uma classe de matéria de outra são cognominadas 
propriedades específicas da matéria. Podendo ser propriedades físicas, 
químicas ou organolépticas. 
 
A) Propriedades físicas- São propriedades que caracterizam 
individualmente uma substância sem que haja alteração da 
composição dessa substância. Exemplos: Temperatura de 
fusão, temperatura de ebulição, densidade, solubilidade, calor 
específico, etc. 
B) Propriedades químicas- São propriedades que caracterizam 
individualmente uma substância por meio da alteração da 
composição dessa substância. Exemplos: Decomposição 
térmica do carbonato de cálcio, originando gás carbônico e óxido 
de cálcio; oxidação do ferro, originando a ferrugem, etc. 
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C) Propriedades organolépticas- São propriedades que 
impressionam um dos cinco sentidos (olfato, visão, tato, audição 
e paladar). Exemplos: Cor, sabor, odor, brilho, etc (BORGES E 
ALVES, 2016). 
 
Já as propriedades funcionais temos as que nos permitem agrupar 
substâncias por exibirem propriedades químicas análogos. Logo, 
sabemos que a matéria é todo sistema que tem massa e ocupa lugar no 
espaço. Por exemplos temos: 
 
• Ácidos de Arrhenius são substâncias que, em contato com 
metais alcalinos e alcalinos terrosos, produzem sais e gás 
hidrogênio. 
• Os compostos fenólicos são neutralizados por bases fortes, 
produzindo fenolatos e água. (BORGES E ALVES, 2016). 
 
E por fim temos as propriedades intensivas, ou sejas, que não 
dependem das dimensões (tamanho ou extensão) dos corpos , por 
exemplo: 
 
• Temperatura (duas amostras de tamanhos diferentes podem 
apresentar a mesma temperatura), pressão, pontos de fusão e 
de ebulição, concentração (mol.L–1) e viscosidade (BORGES E 
ALVES, 2016). 
 
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Por fim, algumas propriedades intensivas são derivadas 
(adquiridas) de outras grandezas extensivas, a título de exemplo, a 
densidade. Por acepção, densidade consiste na razão entre a massa de 
uma amostra junto ao volume ocupado por ela. 
Matematicamente, essa definição é explanada por: d = m /V Como 
é admissível duas propriedades extensivas, massa e volume, acarretarem 
uma propriedade intensiva, a densidade. Isto ocorre quando dobramos a 
massa de uma amostra, duplicamos também o volume dessa parte e, 
deste modo, a razão m/V continua a mesma, involuntariamente dos 
valores individuais de massa e de volume. Interessante, não? 
E assim fechamos mais esse conteúdo, não deixe conferir as 
leituras complementares de cada unidade. 
 
Até o próximo encontro. 
 
 
 
 
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Tópico 5 
REFERÊNCIAS 
BIBLIOGRÁFICAS 
 
Fonte: FA 
 
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BORGES, Gilze Belém Chaves E ALVES, Juliana Alvarenga. Apostila de 
química. CEFET MG, 2016. 
CECIERJ. Elementos Químicos: os ingredientes do nosso mundo!. 
Ciências da Natureza e suas Tecnologias · Química, Volume 1 • Módulo 
2, 2015. 
CHANG, Raymond. Química geral. AMGH Editora, 2009. 
COSTA, Leonardo Lopes da. Química I / Leonardo Lopes da Costa. – – 
Inhumas: IFG; Santa Maria: Universidade Federal de Santa Maria, 2012. 
FERNANDES, Maria Fernanda Marques; FILGUEIRAS, Carlos AL. Um 
panorama da nanotecnologia no Brasil (e seus macro-desafios). Química 
Nova, v. 31, n. 8, p. 2205-2213, 2008. 
PAULING, Linus et al. Química geral. Ao Livro Técnico e Editôra da 
Universidade de São Paulo, 1966. 
ROZENBERG, Izrael Mordka. Química geral. Editora Blucher, 2002.