Átomos e Elementos

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Universidade Católica de Brasília 
Curso de Engenharia Civil 
 
Átomos e Elementos 
Profa. Dra. Maria Beatriz Pereira Mangas 
 
De que as coisas são feitas? 
Grécia Antiga 
Modelo Atômico de Leucipo 
“A matéria pode ser dividida em partículas cada 
vez menores, até chegar-se a um limite”. 
Leucipo (450 a. C.) 
(pensamento filosófico) 
 
Grécia Antiga 
Modelo Atômico de Demócrito 
“A matéria é formada por 
minúsculas partículas 
indivisíveis, as quais foram 
denominadas de átomo (que em 
grego significa indivisível).” 
Demócrito(470 a 380 a. C.) 
(pensamento filosófico) 
Grécia Antiga 
Modelo Atômico de Aristóteles 
“Os corpos são constituídos de 4 
elementos fundamentais, fogo, ar, 
água e terra”. 
Aristóteles 
Modelo Atômico de Dalton 
J. Dalton (1803) 
 A matéria é constituída por partículas 
indivisíveis e indestrutíveis denominadas 
átomos. 
 Os elementos químicos são formados por 
átomos. 
 Os átomos de um elemento químico 
apresentam propriedades semelhantes. 
 Os átomos de diferentes elementos são 
diferentes apresentam propriedades 
diferentes. 
 As substâncias são formadas pela 
combinação de diferentes átomos, numa 
proporção de números inteiros. 
 
 Numa reação química, os átomos não são 
criados, nem destruídos, são apenas 
rearranjados originando novas substâncias. 
Modelo Atômico de Dalton 
J. Dalton (1803) 
O átomo seria uma esfera (partícula) maciça e 
indivisível. 
A natureza elétrica da matéria 
Argônio 
Hidrogênio 
Hélio 
Nitrogênio 
Os cientista Ingleses Willian Crookes e Thomson (1878): Construiram 
um aparelho para estudar os raios catódicos. 
Os raios catódicos são perpendiculares ao 
cátodo e são retilíneos. 
Os raios catódicos 
têm massa. 
Os raios catódicos têm carga negativa. 
Os raios catódicos eram formados por 
partículas carregadas negativamente 
independente do metal usado no catodo. 
Então, que essas partículas eram parte de 
todos os átomos. 
Estas partículas foram chamadas de elétrons 
(e-). 
 Os raios catódicos eram formados por partículas 
carregadas negativamente independente do metal 
usado no catodo. 
 Então, essas partículas eram parte de todos os 
átomos. 
 Estas partículas foram chamadas de elétrons (e-). 
 
Relação carga/massa do elétron 
-1,76 x 108 C/g 
Elétrons : partículas 
com carga elétrica 
negativa 
Esfera com carga 
elétrica positiva 
 O átomo era uma esfera maciça de 
carga elétrica positiva, estando os 
elétrons distribuídos em seu interior. 
 O número de elétrons seria tal que a 
carga total do átomo seria zero. 
Modelo Atômico de Thomson (1904) 
Modelo Atômico de Thomson (1904) 
Curiosidade: 
 
 As imagens formadas na televisão e nos monitores de 
computador são formadas pela deflexão de raios catódicos 
por placas eletricamente carregadas no interior do tubo 
catódico 
Modelo Atômico de Thomson (1904) 
Físico Americano Robert Milikan (1909): Determinou a carga do 
elétron.). 
Elétron 
Carga -1,60 x 10-19 C 
Massa 9,09 x 10-28 g 
Atual 9,1093897 x 10-28 
Radioatividade 
 Em 1896, acidentalmente, Becquerel descobriu a 
radioatividade natural, ao observar que o sulfato duplo de 
potássio e uranila : K2(UO2)(SO4)2 , conseguia impressionar 
chapas fotográficas. 
 
Henry Becquerel 
Radioatividade 
Em 1898, Pierre e Marie Curie identificaram o urânio, o 
polônio (400 vezes mais radioativo que o urânio) e depois, o 
rádio (900 vezes mais radioativo que o urânio). 
Radioatividade 
Entre 1896 à 1900, Becquerel, Rutherford, Curie e Villard: 
Observaram o surgimento dos raios α, β e ɣ. 
Partículas α: Partículas 
carregadas positivamente. 
Partículas β: Partículas 
carregadas negativamente. 
Partículas ɣ: Sem carga e 
sem massa. 
Ernest Rutherford e seus alunos 
Geiger e Marsden (1911) 
Resultados previstos segundo o modelo de Thomson: 
As partículas α (+) 
deveriam 
atravessar as 
folhas de ouro sem 
sofrer desvios. 
Ernest Rutherford e seus alunos 
Geiger e Marsden (1911) 
Resultados obtidos: 
Ernest Rutherford e seus alunos 
Geiger e Marsden (1911) 
Resultados obtidos: 
A maior parte das 
partículas α 
comportava-se como 
esperado, mas um 
significativo número 
delas sofria desvios 
acentuados. 
 ● ● ● 
 
 ● ● 
 
 ● ● ● 
 
Experimento de Rutherford - Conclusões 
Partículas α 
• O átomo é formado por um núcleo extremamente pequeno em 
relação ao tamanho do átomo. 
• O núcleo é constituído por partículas carregadas positivamente 
denominados de prótons. 
• Os elétrons encontram-se ao redor do núcleo, percorrendo 
órbitas elípticas, numa região denominada eletrosfera. 
• Os elétrons possuem massa muito pequena em relação a massa 
dos prótons. 
Modelo de Rutherford (1911) 
 O átomo é uma estrutura praticamente vazia, e não 
uma esfera maciça, constituído por: 
 Núcleo muito pequeno com a carga positiva, onde 
se concentra quase toda a massa do átomo. 
 Elétrons com carga negativa movendo-se em volta 
do núcleo. 
Modelo de Rutherford (1911) 
O átomo seria um sistema semelhante ao sistema solar. 
Maracanã. 
Nucleo 
 * Rutherford admitiu que existia no núcleo partículas 
semelhantes aos prótons, porém sem cargas. 
 * Chadwick (1932) descobriu uma partícula que tinha 
aproximadamente a mesma massa de um próton, mas não 
era carregada eletricamente e a denominou de os nêutron. 
 * Os nêutrons serviriam para diminuir a repulsão entre os 
prótons (maior estabilidade no núcleo). 
A descoberta da terceira partícula subatômica: 
o nêutron 
Modelo de Rutherford (1911) 
Modelo Planetário 
Prótons 
Nêutrons 
Modelo de Rutherford (1911) 
 O que fazem os elétrons? 
 Como os elétrons são mantidos em contínua trajetória curva? 
 Como explicar os fenômenos de emissão de luz observados 
quando substâncias recebem uma quantidade de energia? 
Os Cientistas Quânticos 
Atividades 
 Assistir os vídeos da série “ Mundos Invisíveis” no YouTube. 
(http://www.youtube.com/watch?v=d8aTgIAMkCE) 
 Exercícios: 
1. Defina o que é radiação catódica e como pode ser obtida. 
2. Defina elétrons, prótons e nêutrons. 
3. Descreva comparativamente os modelos de Dalton e Thomson. 
4. Quais foram as observações e conclusões de Rutherford? 
5. Descreva o modelo de Rutherford, quais suas diferenças em relação ao 
modelo de Thomson e quais suas falhas? 
6. Defina e comente sobre o núcleo atômico. 
 
O Dilema do Átomo Instável 
Elétron 
Parado 
Movimento 
Elétron Parado 
• A atração entre o núcleo carregado positivamente e o elétron 
carregado negativamente provocaria a movimentação do elétron 
em direção ao núcleo. (Mecânica Clássica) 
• Elétron deixaria a região extra nuclear e "cairia" no núcleo. 
• Se este é o comportamento de todos os elétrons em átomos, 
então todos os átomos tenderiam a um colapso quase 
imediatamente. 
Elétron em Movimento 
• Se os elétrons descrevessem uma trajetória circular ao redor do 
núcleo, segundo a física clássica (eletromagnetismo), a direção 
de movimento dos elétrons precisaria ser mudada 
constantemente. 
• Para isso os elétrons emitiriam energia radiante continuamente , 
ou seja, essas partículas perderiam energia. 
• Perdendo energia, os elétrons cairiam lentamente no núcleo, 
também entrando em colapso. 
Conclusão 
• Os fenômenos envolvendo elétrons não poderiam ser explicadosem termos de mecânica clássica. 
Niels Bohr 
(1885 - 1962) 
 Niels Bohr trabalhou com Thomson, e 
posteriormente com Rutherford. 
 
 Tendo continuado o trabalho destes 
dois físicos, aperfeiçoou, em 1913, o 
modelo atômico de Rutherford. 
 
 Teoria quântica da energia, 
desenvolvida por Max Planck. 
Elucidação da estrutura atômica : 
- Natureza da luz emitida pelas 
substâncias a altas temperaturas 
ou sob influência de uma descarga 
elétrica. 
Luz radiante era emitida quando os 
elétrons nos átomos sofriam 
alteração de energia. 
Energia Radiante 
• Também é chamada de energia (radiação) eletromagnética. 
• Radiação Eletromagnética consiste de um campo elétrico e 
magnético oscilando . 
• Sua velocidade (c) no vácuo é 3,00 x 108 m s-1. (Velocidade da 
luz) 
Radiação 
Eletromagnética 
Luz 
Visível 
Raios 
X 
Ondas 
de 
Rádio 
Microondas 
Energia Radiante 
Energia Radiante – Frequência () 
• A frequência de uma onda corresponde ao número de cristas que 
passam num dado ponto por segundo. É representado pela letra 
grega  (nu). 
 luz visível = 10
15 Hz 
Seu campo magnético muda de 
direção cerca de 1015 vezes em 1 s 
quando ela viaja desde um ponto 
inicial. 
• Frequência (  ) = Radiação 
  = 1 hertz ( 1 Hz) ; 1 Hz = 1 s-1 
Energia Radiante – Comprimento de 
onda (λ) 
• O comprimento de onda corresponde a distância entre cristas 
sucessivas. É representado pela letra grega λ (lambda). 
• λ = nm 
• λ Luz Visível = 700 a 400 nm 
Comprimento de onda (λ) e 
Frequência () 
• Se λ da luz é grande 
baixa frequência. 
• Se λ da luz é pequeno 
então sua frequência é 
alta. 
Comprimento de onda (λ) e 
Frequência () 
• Matematicamente, pode-se relacionar as duas grandezas: 
 
• Comprimento de onda x frequência = velocidade da luz 
 
λ = c 
 
c = 3,00 x 108 m s-1 
 
 • Exemplo 1: Calcular o comprimento de onda da luz azul 
sabendo que sua frequência é 6,4 x 1014 Hz ( Considere c = 
3,00 x 108 m s-1) 
 
• Exemplo 2: A luz verde possui um comprimento de onda(λ) de 
aproximadamente 530nm, qual a frequência desta onda? 
 
• Exemplo 3: Qual o comprimento (λ) de uma onda de 
frequência 5,067 x 1014 Hz. Dado: velocidade da luz no 
vácuo igual a 3 x 108 m/ s. 
Quanta e Fótons 
Max Planck 
 
- A troca de energia entre a matéria e a 
radiação ocorre em pacotes de energia, os 
quanta. 
 
E = h 
 
h = 6,63 x 10-34 J.s (cte de Plank) 
 
 
-Radiação de frequência  pode ser gerada 
apenas se energia suficiente for disponível. 
Quanta e Fótons 
 - Radiação eletromagnética consiste de partículas. (Fótons) 
- A frequência de um fóton com a frequência da radiação de 
acordo com a relação: 
Einstein 
E = h 
Quanta e Fótons 
E fóton = hν 
 
λ *  = c 
 
 = c 
 l 
E fóton = h c 
 l 
 = frequencia 
 
h = Constante de Planck = 6,626 x 10-34 J.s/fóton 
c = velocidade da luz no vácuo = 3,0 x 108 m/s 
E = J/fóton 
Metal Cor da chama Variação do 
comprimento de 
onda 
Energia da 
onda 
Lítio Rosa 680 nm 2,9213x10-19J 
Sódio Amarelo 570 – 585 nm 3,3957x10-19J 
Potássio Violeta 400 – 424 nm 4,7296x10-19J 
Magnésio Azul 424 – 491 nm 4,0458x10-19J 
Cálcio Alaranjado 585 – 647 nm 3,0703x10-19J 
Metal Cor da chama Variação do 
comprimento de 
onda 
Energia da 
onda 
Lítio Rosa 680 nm 
Sódio Amarelo 570 – 585 nm 
Potássio Violeta 400 – 424 nm 
Magnésio Azul 424 – 491 nm 
Cálcio Alaranjado 585 – 647 nm 
Quanta e Fótons 
Exercício 1: Quanta energia tem um fóton de luz amarela cujo 
comprimento de onda é de 580 nm ? 
 
Exercício 2: A luz vermelha tem comprimento de onda igual a 700 nm 
enquanto a luz azul tem comprimento de onda igual a 470 nm. Qual 
dessas cores é a mais energética? 
E fóton = hν 
 
λ *  = c 
 
 = c 
 l 
E fóton = h c 
 l 
 = frequencia 
 
h = Constante de Planck = 6,626 x 10-34 J.s/fóton 
c = velocidade da luz no vácuo = 3,0 x 108 m/s 
E = J/fóton 
Elucidação da estrutura atômica : 
- Natureza da luz emitida pelas 
substâncias a altas temperaturas 
ou sob influência de uma descarga 
elétrica. 
Luz radiante era emitida quando os 
elétrons nos átomos sofriam 
alteração de energia. 
 1º Postulado: A eletrosfera do átomo está dividida em regiões 
denominadas níveis ou camadas, onde os elétrons descrevem 
órbitas circulares estacionárias, de modo a ter uma energia 
constante, ou seja, sem emitirem nem absorverem energia. 
2º Postulado: Fornecendo energia (térmica, elétrica,...) a um átomo, um ou 
mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo 
(mais energéticos). Ao voltarem ás suas órbitas originais, devolvem a 
energia absorvida em forma de luz (fóton). 
Ganha 
energia 
Perde 
energia 
 (Luz) 
Ganha 
energia 
Perde 
energia 
 (Luz) 
 De acordo com Max Planck, quando uma partícula passa de uma 
situação de maior para outra de menor energia, ou vice-versa, a energia 
é perdida ou recebida em "pacotes" que recebe o nome de quanta 
(quantum é o singular de quanta). 
 O quantum (fóton) é o pacote fundamental de energia e é indivisível. 
Cada tipo de energia tem o seu quantum. 
Fogos de artifício 
Átomo de Bohr 
Os elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes 
(circulares e elípticas) a que denominou de subníveis, que podem ser de 
quatro tipos: s , p , d , f . 
 
Louis de Broglie mostrou que um corpo em movimento está associado a um 
fenômeno ondulatório. 
 
Desta forma o elétron apresenta a natureza de uma partícula-onda, 
obedecendo assim, às leis dos fenômenos ondulatórios. 
 
 
É impossível conhecer simultaneamente, e com certeza, a posição 
e o momento de uma pequena partícula, tal como os elétrons 
Momento é o produto do massa vezes a velocidade 
 
Orbital é a região onde é mais provável encontrar um elétron 
Orbital s 
x 
y 
z 
Orbital p 
z 
x 
y 
Orbital d 
Orbital f 
Os orbitais f apresentam formas ainda mais exóticas, que podem ser 
derivadas da adição de um plano nodal às formas dos orbitais d. 
Números Quânticos 
Os números quânticos designam o arranjo eletrônico de todos os 
átomos (configurações eletrônicas). 1) Número quântico principal (n) – descreve o nível ou camada que o 
elétron ocupa. Está relacionada com a distância do núcleo e energia do 
elétron. Pode ser qualquer número inteiro positivo 
n = 1, 2, 3, 4, 5 … 
2) Número quântico do momento angular (l)– descreve a forma da 
região espacial que o elétron pode ocupar. Designa um subnível dentro 
de n. Números inteiros partindo de 0 até n-1 
l = 0, 1, 2, 3, 4… 
s, p, d, f, g… 
3) Número quântico magnético (ml) – está relacionado com a orientação 
do orbital no espaço. Designa um orbital específico dentro de uma 
subcamada. Pode ser qualquer valor partindo de -l até + l. 
l = 0  m(l) = 0 
l = 1  m(l) = -1, 0, +1 
4) Número quântico magnético de spin (ms) – sentido em que o 
elétron gira em torno de si mesmo. Pode ser +1/2 (sentido horário) ou 
-1/2 (sentido anti-horário) 
l = 0  m(l) = 0 
l = 1  m(l) = -1, 0, +1 
I = 2  m(l) = -2,-1, 0, +1,+2 
 
O quadro abaixo representa os subníveis e a quantidade de 
orbitais que eles possuem: 
Distribuição dos elétrons nos subníveis 
(configuração eletrônica) 
 
Os subníveis são preenchidos em ordem 
crescente de energia (ordem 
energética). 
Modelo atômico atual 
(Diagrama de Linus Pauling)Camada de valência (C.V.) ou nível de 
valência é o nível mais externo, isto é, última 
camada do átomo e pode contar no máximo 8 
elétrons. 
 
Camada de Valência é o último nível de uma 
distribuição eletrônica, normalmente os elétrons 
pertencentes à camada de valência, são os que 
participam de alguma ligação química. 
Diagrama de Linus Pauling 
7p 7s
6d 6p 6s
5f 5d 5p 5s
4f 4d 4p 4s
3d 3p 3s
2p 2s
1s
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DO FERRO 
 Ferro, 26 elétrons na sua eletrosfera. 
21s
22s 2632 sp
26 43 sp
63d
. . . 
. . . 
     
 Camada de Valencia. 
Distribuição eletrônica ou configuração eletrônica 
Exemplo: Arsênio (As): 33 elétrons na eletrosfera 
 
Ordem energética (ordem de preenchimento): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 
3d10 4p3 
 
 
A camada de valência (C.V.) do As é a camada N, pois é o último nível 
que contém elétrons, no caso um total de 5 elétrons. 
 
O subnível mais energético, último subnível usado na distribuição por 
ordem energética. Pode estar incompleto ou não. 
 
No caso é o 4p3 que contém elétrons um total de 3 elétrons. 
Estrutura do Átomo 
• Três partículas atômicas. 
• Localizadas em duas regiões: Núcleo e Eletrosfera 
Estrutura do Átomo 
Região Partícula Símbolo Massa (Kg) Carga Valor da Carga (C) 
Núcleo 
Próton 
P+ 
 
1.672621636×10−27 +1 1.602176487×10−19 
Nêutron n 
1.67492729×10−27 
 
0 0 
Eletrosfera Elétron e- 9.10938215×10−31 -1 1.602176487×10−19 
Número Atômico (Z) 
• É o número de prótons no núcleo do elemento. 
• Na tabela periódica, é o número inteiro no alto 
do boxe de cada elemento. 
Hidrogênio 
H 
1 
1,0079 
Símbolo 
Número Atômico (Z) 
Nome do elemento 
Peso atômico 
Massa Atômica 
• É o nº que indica quantas vezes o átomo de 
determinado elemento é mais pesado que 
1/12 do isótopo 12 do carbono (C12). 
• C12 = Padrão atual de massa atômica. 
• 1/12 C12 = Unidade Padrão de massa atômica 
(u.m.a) 
Massa Atômica 
Massa Atômica 
Massa Atômica 
Número de Massa (A) 
• É a soma do número de prótons e de nêutrons de 
um átomo. 
A = número de massa = no de prótons + no de nêutrons 
• Freqüentemente simbolizamos os átomos com a 
notação: 
X 
A 
Z 
Símbolo 
Número Atômico (Z) 
Massa Atômica 
Número de Massa (A) 
Na 
23 
11 
A = 23 
Z = 11 
23 Na 
U 
238 
92 
A = 238 
Z = 92 
238 U 
Exercícios 
1- Qual é a composição de um átomo de fósforo 
com 16 nêutrons? Qual é o seu número de 
massa? Qual é o símbolo desse átomo? Se o 
átomo tem a unidade de massa (u) de 30, 
9738 u, qual é sua massa em gramas? Dado: 
1 u = 1,661 x 10-24 g 
 
2- Qual é o número de massa de um átomo de 
ferro com 30 nêutrons? 
Exercícios 
3- Um átomo de níquel com 32 nêutrons tem 
massa de 59,930788 u. Qual é a sua massa 
em gramas? 
 
4- Quantos prótons, nêutrons e elétrons há em 
um átomo de 64Zn? 
Isótopos 
• São átomos com o mesmo número atômico 
(Z) e números de massa (A) diferentes. 
B 
10 
No de prótons = 5 
No de nêutrons = 5 
B 
11 
No de prótons = 5 
No de nêutrons = 6 
Isótopos 
H 
1 
1 
Prótio ou Hidrogênio 
H 
2 
1 
Deutério ou Hidrogênio 
Pesado ( D ) 
H 
3 
1 
Trítio ou Hidrogênio ( T ) 
Isótopos 
Abundância Isotópica 
Expressa em percentagem, a relação entre o número de 
átomos de um isótopo existente numa mistura de 
isótopos e o número total de átomos presentes. 
Abundância 
 percentual = 
Número de átomos de 
determinado isótopo 
Número total de átomos de 
todos os isótopos daquele 
elemento 
X 100 
Abundância Isotópica 
B 
10 
B 
11 
19,91% 
80,09% 
10 mil 
átomos 
1.991 
átomos de 
Boro-10. 
 
8.009 
átomos de 
Bolro-11. 
 
 
Exercícios 
1- A prata tem dois isótopos, um com 60 
nêutrons (abundância percentual = 51,839%) 
e o outro com 62 nêutrons. Quais são os 
números de massa e os símbolos desses 
isótopos? Qual é a abundância percentual 
do isótopo com 62 nêutrons? (Z Ag = 47) 
 
Exercícios 
1- A prata tem dois isótopos, um com 60 
nêutrons (abundância percentual = 51,839%) 
e o outro com 62 nêutrons. Quais são os 
números de massa e os símbolos desses 
isótopos? Qual é a abundância percentual 
do isótopo com 62 nêutrons? (Z Ag = 47) 
 
Exercícios 
2- O argônio tem isótopos com 18, 20 e 22 
nêutrons, respectivamente. Quais os números 
de massa e os símbolos desses isótopos? 
 
3- O Gálio tem dois isótopos: 69Ga e 71Ga. Quantos 
prótons e nêutrons existem no núcleo de cada 
um desses isótopos? Se a abundância do 69Ga é 
60,1%, qual é a abundancia do 71Ga? 
Massa Atômica ou Peso Atômico 
• É a massa média de uma amostra 
representativa de átomos. 
Massa Atômica = 
Abundância% do 
isótopo 1 
100 
+ 
Abundância% do 
isótopo 2 
100 
... 
(Massa Atômica do isótopo 1) 
(Massa Atômica do isótopo 2) + 
Massa Atômica ou Peso Atômico 
B 
10 
B 
11 
19,91% 
80,09% 
Peso 
Atômico 
= 
19,91 
100 
10,0129 + 
80,09 
11,0093 
100 
Peso 
Atômico = 10,81 
Exercícios 
1- O bromo (usado para fazer o brometo de prata, 
um importante componente de filmes 
fotográficos). Tem dois isótopos naturais, um 
deles tem uma massa de 78,918338 u e uma 
abundância de 50,69%. O outro isótopo , de 
massa 80,916291 u, tem abundância de 43,31%. 
Calcule a massa atômica do bromo. 
 
2- Verifique que a massa atômica do cloro é 35,45, 
dada a seguinte informação: 
35Cl, massa= 34,96885; abundância%= 75,77% 
37Cl, massa=36,96590; abundância%= 24,23% 
A Organização dos Elementos 
 
A Organização dos Elementos 
Classificação dos Elementos 
• Metais: 
são a maioria dos elementos da tabela; 
São bons condutores de eletricidade e calor; 
 Maleáveis e dúcteis; 
Possuem brilho metálico característico 
São sólidos, com exceção do mercúrio. 
 
Classificação dos Elementos 
• Metais: 
Sódio (Na) 
Classificação dos Elementos 
• Ametais: 
são os mais abundantes na natureza; 
Não são bons condutores de calor e 
eletricidade; 
Não são maleáveis e dúcteis; 
 Não possuem brilho como os metais. 
Geralmente possuem mais de 4 elétrons na 
última camada eletrônica, o que lhes dá 
tendência a ganhar elétrons, transformando-
se em íons negativos (ânions). 
 
 
Classificação dos Elementos 
• Ametais: 
 
 
Enxofre (S) 
Iodo (I) 
Carbono (C ) 
Classificação dos Elementos 
• Gases Nobres: 
São no total 6 elementos; 
Sua característica mais importante é a 
estabilidade química. 
Possuem a última camada eletrônica completa, 
ou seja, 8 elétrons. A única exceção é o hélio, que 
possui uma única camada, a camada K, que está 
completa com 2 elétrons. 
 
• Hidrogênio: 
É um elemento considerado à parte por ter um 
comportamento único. 
 
Organização da Tabela Periódica 
• Períodos: são as linhas horizontais que 
aparecem nas tabelas. Indicam quantas 
camadas eletrônicas um elemento químico 
possui. Sendo assim, quando encontramos um 
elemento químico no quarto período, 
sabemos que ele possui quatro camadas 
eletrônicas. 
Organização da Tabela Periódica 
• Colunas, grupos ou famílias: são as linhas 
verticais que aparecem na tabela. Nas colunas 
A, o número de elétrons na última camada 
eletrônica é igual ao próprio número da 
coluna. O nitrogênio, por exemplo, está na 
coluna 5A e a sua última camada eletrônica 
tem 5 elétrons. 
 
Organização da Tabela Periódica 
 As famílias do elementos representativos recebemnomes especiais: 
Família 1A ou 1 Metais alcalinos 
Família 2A ou 2 Metais alcalinos terrosos 
Família 3A ou 13 Família do boro 
Família 4A ou 14 Família do carbono 
Família 5A ou 15 Família do nitrogênio 
Família 6A ou 16 Calcogênios 
Família 7A ou 17 Halogênios 
Família 8A ou 18 Gases nobres 
Organização da Tabela Periódica 
Organização da Tabela Periódica 
Átomos e mol 
• Um mol é a quantidade de substância que 
possui um número de unidades 
fundamentais (átomos, moléculas ou outras 
partículas) igual ao número de átomos 
presente em exatamente 12g do isótopo 
carbono-12. 
1mol = 6,0221415 x 10 23 partículas 
Número de Avogadro 
Átomos e mol 
• 1 mol de átomos de carbono-12 = 6,02 x 1023 átomos 
de carbono-12 
• 1 mol de moléculas de H2O = 6,02 x 10
23 moléculas de 
H2O. 
• 1 mol de íons NO3
- = 6,02 x 1023 íons NO3
- 
• 1 mol de bolinhas de ping-pong = 6,02 x 1023 bolinhas 
de ping-pong. 
Massa Molar (M) 
• É a massa em gramas de um mol de átomos 
de qualquer elemento (6,0221415x1023 
átomos do elemento. 
• M = mol = g/mol 
• Massa Molar (g) = Massa Atômica (u) 
• M do sódio (Na)= 1,0000 mols de átomos de 
Na = 22,99 g/mol. 
• M do chumbo (Pb)= 1,0000 mols de átomos 
de Pb = 207,2 g/mol. 
 
Massa Molar (M) 
Massa Molar (M) 
Conversão Massa ↔ Mols 
Mols para Massa 
Mols x 
gramas 
1 mol 
= gramas 
Massa Molar 
Massa para Mols 
Gramas x 
1 mol 
gramas 
= mols 
1 /Massa Molar 
Exercícios 
1- Que massa, em gramas, é representada por 
0,35 mol de alumínio? (Massa Molar Al (MAl= 
27,0 g/mol). 
Mols para Massa Mols x 
gramas 
1 mol 
= gramas 
0,35 Mols de Al x 
27,0 g de Al 
1 mol de Al 
= 9,5 g de Al 
Exercícios 
1- Considere os elementos chumbo (Pb) e 
estanho (Sn). 
a) Qual massa de chumbo, em gramas, é 
equivalente a 2,50 mols de chumbo (Pb, 
número atômico (Z) = 82)? 
b) Qual quantia de estanho , em mols, é 
representada por 36,5 g de estanho (Sn, 
número atômico= 50) ? Quantos átomos de 
estanho há na amostra? 
Exercícios 
2- Uma proveta contém 32,0 cm3 de mercúrio. 
Se a densidade do mercúrio a 25 oC é 13,534 
g/cm3, qual é a quantia de mercúrio , em 
mols na proveta? 
3- Qual é a massa de um átomo de platina (Pt)? 
 
4- Qual é a massa , em gramas, de 1,5 mols de 
silício? 
Exercícios 
5- Qual é a quantia (em mols) de enxofre 
representada por 454 g? Quantos átomos? 
 
6- A densidade do ouro (Au) é 19,32 g/cm3. Qual 
é o volume, em centímetros cúbicos, de uma 
peça de ouro que contém 2,6 x 1024 átomos?