RESUMÃO DE QUÍMICA

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RESUMO DE QUÍMICA – A – Z
A COMPOSIÇÃO DO UNIVERSO
De que é composto o Universo? Essa pergunta é curiosa e ao mesmo tempo comum, afinal o que compõe as estrelas, a água, a terra, os seres humanos e tudo que os cerca? Tudo provém da matéria e a matéria é constituída de átomos. Sobre o núcleo atômico sabe-se que é constituído de prótons e nêutrons, aliás, essa teoria existe desde o ano de 1932, já nessa época defendia-se a idéia do átomo ser indivisível e recebeu a denominação de partícula fundamental. 
Foram necessários vários anos de estudo para se chegar a essa concepção de átomo, e atualmente se faz importante o conhecimento da teoria atômica para entender a tecnologia presente o tempo todo em nossas vidas como, por exemplo, aparelhos eletrodomésticos como o forno microondas, a televisão, esses aparelhos possuem seus princípios de funcionamento baseados no átomo. 
Os átomos possuem a propriedade de se agregar com outros átomos e compor diferentes materiais, é simples! Quando um átomo se junta com outro átomo logo surgem as moléculas, e essas por sua vez podem se unir a outras moléculas dando origem a moléculas cada vez maiores, até que se chegue no produto final: a composição da matéria. 
Para um melhor entendimento acompanhe o seguinte raciocínio: 
O ouro é uma matéria, mas se ele é usado para se obter uma jóia, esse produto será considerado um objeto. Assim também acontece com a madeira, é uma matéria que dá origem a diferentes objetos: cadeiras, mesas, etc. 
E é basicamente assim que é formado tudo que vemos ao nosso redor, e esse conceito vai mais além, faz parte da composição do que não temos contato, como as estrelas, a lua, o sol, enfim, o átomo compõe o Universo. 
A descoberta da terceira partícula subatômica: o nêutron
O nêutron é uma partícula subatômica formada por três partículas (udd) denominadas quarks
Quando Ernerst Rutherford (1871-1937) fez o seu famoso experimento com um feixe de partículas alfa, e propôs um novo modelo para o átomo, houve algumas controvérsias.
Uma delas era que, segundo ele, o átomo teria um núcleo composto de partículas positivas denominadas prótons. No entanto, percebeu-se que se no núcleo do átomo houvesse mais de um próton, isto comprometeria a estabilidade do núcleo, porque os prótons, como partículas positivas, iriam sofrer uma força de repulsão. Elas iriam se repelir e o núcleo iria desmoronar.
Sabemos muito bem que isto não ocorre e que os átomos de fato existem. Assim, Rutherford admitiu que existiam no núcleo outras partículas semelhantes aos prótons, porém sem carga elétrica. Isto explicaria esta aparente contradição, pois tais partículas neutras diminuíriam a repulsão entre os prótons e aumentaria a estabilidade do núcleo. O seu modelo atômico ficou, portanto, conforme aparece abaixo, com partículas positivas (prótons) e neutras (nêutrons) no núcleo.
Núcleo do modelo atômico de Rutherford
Entretanto, esse fato só foi comprovado em 1932, quando o cientistas James Chadwickutilizou o Princípio de Conservação da Quantidade de Movimento, que diz que se a resultante das forças externas que atuam sobre o sistema for nula, o movimento total de um sistema permanecerá inalterado. Ele fez com que feixes de partículas alfa colidissem com o elemento berílio. Com isso, apareceu um tipo de radiação diferente. Depois de fazer vários cálculos e medir a massa dessas partículas, ele verificou que o núcleo do berílio radioativo emite partículas sem carga elétrica e de massa praticamente igual à dos prótons.
Ele próprio denominou essas partículas de nêutrons. De certa maneira, os nêutrons “isolam” os prótons, evitando suas repulsões e o consequente “desmoronamento” do núcleo.
*Características do nêutron:
Em relação às outras partículas subatômicas, temos:
Tabela de Características do nêutron e das outras partículas subatômicas
Experiências posteriores confirmaram que os prótons e os nêutrons são formados por outras partículas, denominadas quarks (udd – dois deles "down" e um "up"). Quando está ligado ao núcleo, os prótons e os nêutrons se mantêm unidos pela força forte, que é responsável, também, pela união dos quarks dentro dos prótons e nêutrons.
Quando livre, o nêutron é instável, decaindo em cerca de 10 minutos, gerando um próton e emitindo um elétron e um antineutrino.
Decaimento do nêutron livre.
ALOTROPIA
Diamante: forma alotrópica do carbono
É a propriedade que os átomos têm de originar uma ou mais substâncias simples e diferentes, através do compartilhamento de elétrons. Esta variação recebe o nome de variedades alotrópicas do elemento. 
As formas alotrópicas de um elemento químico podem, pois, diferir uma da outra pela atomicidade ou então pela estrutura cristalina. 
Exemplos: 
a) Carbono: Diamante, grafita e fulereno, são as formas alotrópicas do elemento químico carbono. Estas substâncias diferem entre si pela estrutura cristalina, isto é, pela forma de seus cristais. A maneira dos átomos de carbono se unirem é diferente em todos estes três compostos, ou seja, se diferem no retículo cristalino. 
b) Oxigênio: O gás oxigênio e ozônio diferem um do outro na atomicidade, isto é, no número de átomos que forma a molécula. Dizemos então, que o gás oxigênio e o ozônio são as formas alotrópicas do elemento químico oxigênio. 
O oxigênio existe no ar atmosférico, sendo um gás indispensável à nossa respiração. O ozônio é um gás que envolve a atmosfera terrestre, protegendo-nos dos raios ultravioleta do sol. Devido às suas propriedades germicidas, o ozônio é utilizado como purificador da água potável. 
c) Fósforo: as variedades alotrópicas mais comuns deste elemento são o fósforo vermelho e o fósforo branco, que diferem entre si pela atomicidade. 
d) Enxofre: O elemento químico enxofre possui formas alotrópicas, como, por exemplo, enxofre rômbico e enxofre monoclínico, que diferem um do outro pela estrutura cristalina. Essas duas variações são formadas por moléculas com oito átomos e são representadas pela fórmula S8, embora os cristais das duas variedades sejam diferentes. 
ALOTROPIA DO CARBONO
Rearranjo entre átomos origina diferentes compostos
O fato de a grafite e o diamante terem o mesmo elemento (carbono) como constituinte pode causar dúvidas como: por que materiais que possuem a mesma constituição atômica são tão diferentes na consistência?
Enquanto a grafite risca suaves traços no papel, o diamante perfura dentes. As brocas usadas pelos dentistas são diamantadas, ou seja, são recobertas por diamantes. Para se ter ideia da dureza do diamante, ele é utilizado para cortar blocos de granito.
A Alotropia é o conceito que explica por que os átomos de Carbono podem se unir de várias formas diferentes formando inúmeras substâncias.
O diamante e a grafite são alótropos do carbono e se diferem pelo arranjo geométrico:
- A grafite de que estamos falando é aquele sólido macio e cinza presente na ponta do lápis, que possui densidade = 2,25 g/cm3.
- O diamante é transparente (com brilho característico) e duro. Sua densidade é 3,51 g/cm3.
Vejamos as estruturas moleculares dos alótropos do carbono:
As duas formas são substâncias simples formadas apenas por carbono, mas que devido ao rearranjo dos átomos se transformam em substâncias com propriedades completamente diferentes. É o que chamamos de rearranjo dos átomos.
ALOTROPIA DO ENXOFRE
As duas formas alotrópicas do enxofre (rômbico e monoclínico) podem ser encontradas em locais propícios a erupções vulcânicas
O fenômeno da alotropia ocorre quando um mesmo elemento forma substâncias simples diferentes. Isso acontece com o carbono, com o fósforo, com o oxigênio e com o enxofre.
O enxofre possui a maior variedade de formas alotrópicas (S2, S4, S6 e S8), que podem ser encontradas, principalmente, em lugares propensos a ocorrer erupções vulcânicas. Porém, duas formas alotrópicas do enxofre se destacam, sendo que ambas possuem a fórmula S8, isto é, suas moléculas são formadas poroito átomos de enxofre ligados em forma de anel. A diferença está somente nas arrumações de suas moléculas no espaço.
Veja as características de cada um:
Enxofre Rômbico ou Enxofre α (alfa):
Essa é a forma alotrópica mais estável do enxofre e, portanto, a mais comum. Aparece na forma de cristais amarelos e transparentes, como se pode ver logo abaixo:
Seu ponto de fusão é igual a 112, 8ºC e seu ponto de ebulição é de 444,6ºC.
Enxofre Monoclínico ou Enxofre β (beta):
Esse alótropo do enxofre apresenta-se na forma de agulhas finas e opacas, como mostra a figura abaixo. É menos estável que o enxofre rômbico, seu ponto de fusão é maior (119 ºC ) e possui o mesmo ponto de ebulição (444,6ºC).
ALOTROPIA DO OXIGÊNIO
Moléculas de Oxigênio e Ozônio
Alotropia é uma propriedade dos elementos químicos de formar substâncias simples diferentes.
O Oxigênio é um dos elementos que faz uso desta propriedade, ele pode formar substâncias diferentes agregando unicamente átomos de “O”, é o que se conhece como Alotropia por atomicidade.
              Molécula de Oxigênio
                 
O gás Oxigênio é composto por dois átomos de O (O2), como demonstra a imagem acima.
Para formar a molécula de ozônio (O3) é necessário apenas acrescentar um átomo de oxigênio.
Dizemos então que o Oxigênio e o Ozônio são Alótropos: substâncias diferentes formadas pelo mesmo elemento.
A diferença de apenas um átomo de Oxigênio influi nas propriedades dos Alótropos?
As duas formas alotrópicas (O3, O2) estão no estado gasoso e constituem gases presentes na atmosfera terrestre.
Gás oxigênio: é o mais estável e está presente no ar que respiramos, se apresenta como um gás incolor e inodoro.
Gás ozônio: é mais instável e nos protege da radiação ultravioleta, através da chamada “camada de ozônio”. Características físicas: possui coloração azul e um cheiro desagradável.
As três maiores partículas subatômicas
Os átomos são compostos de certas partículas subatômicas. Para a Química, as principais são: 
• Elétrons 
• Nêutrons 
• Prótons 
É válido lembrar que, não importa o elemento, as mesmas partículas subatômicas compõem o átomo. O que varia é o número de tais partículas em cada elemento. 
Os prótons e nêutrons se localizam no núcleo atômico, já os elétrons estão fora do núcleo. 
Cada partícula subatômica possui uma carga elétrica associada, ou seja, a matéria pode estar carregada eletricamente com carga positiva ou negativa, veja: 
• Elétrons: carga negativa 
• Nêutrons: carga neutra (nula) 
• Prótons: carga positiva 
Mas, considerando a carga total de um átomo, pode-se dizer que em geral ele é neutro, não possui carga. Um número igual de prótons e elétrons resulta num número igual de cargas positivas e negativas, portanto, elas se cancelam (se anulam). A menos, é claro, que esteja na forma de íons, neste caso, o átomo ganha uma carga positiva ou negativa. 
Outras considerações importantes sobre as principais partículas subatômicas estão dispostas na tabela a seguir: 
Repare que a massa de um elétron é muito menor do que a de um próton ou nêutron. São necessários quase 2000 elétrons para igualar a massa de um único próton.
ÁTOMO DE RUTHERFORD
O físico neozelandês Ernest Rutherford (1871 - 1937) realizou em 1911 um conjunto de experiências e chegou à conclusão que o átomo é constituído por um núcleo positivo pequeno envolto por uma região mais extensa, na qual está dispersa a carga negativa. 
A experiência mais relevante se baseou na radioatividade: consistia em lançar contra uma finíssima lâmina de ouro, um feixe de partículas de carga positiva emitidas por uma fonte radioativa. Certos elementos são radioativos e emitem radiação de alta energia em forma de partículas alfa, partículas beta e raios gama. 
Rutherford lançou um fluxo de partículas alfa emitidas pelo elemento radioativo Polônio (Po) em finas lâminas de ouro, e observou que as partículas alfa atravessavam a lâmina em linha reta, mas algumas se desviavam e se espalhavam. Daí você pode se perguntar: Por que somente algumas partículas se desviam enquanto as outras atravessam a lâmina em linha reta? 
Essas partículas têm massa quase dez mil vezes maior do que a dos elétrons, e sua velocidade é da ordem de um décimo da velocidade da luz. Quase todas as partículas alfa conseguem atravessar a lâmina, como se ela fosse transparente, sendo interceptadas mais a frente por uma placa fluorescente. A chegada de cada partícula alfa à placa provoca um pequeno lampejo de luz. 
Através dessas observações, Rutherford criou seu próprio modelo atômico que acabou substituindo o modelo de Thompson. 
Conceito do modelo atômico de Rutherford: 
Um átomo é composto por um pequeno núcleo carregado positivamente e rodeado por uma grande eletrosfera, que é uma região envolta do núcleo que contém elétrons. No núcleo está concentrada a carga positiva e a maior parte da massa do átomo. 
Características dos Compostos Iônicos
Retículos cristalinos provenientes da ação entre os íons
Os íons ligam-se por causa das forças de atração eletrostática. No espaço onde cargas elétricas de sinais opostos se atraem acontece essa interação. 
Os retículos cristalinos são aglomerados com formas geométricas bem definidas, provenientes da atração entre os íons. 
No retículo cristalino iônico, os cátions e os ânions são atraídos ao mesmo tempo. 
As principais características dos compostos são definidas pela existência do retículo iônico:
a) São sólidos em ambientes com temperatura de 25 ºC e pressão de 1 atm.
b) Os compostos iônicos representam altas temperaturas de fusão e ebulição.
 c) São duros e quebradiços e logo que submetidos a impacto, quebram com facilidade, criando faces planas.
d) Quando dissolvidos em água, ou puros no estado líquido, transportam corrente elétrica devido à existência de íons que movimentam livremente e podem ser atraídos pelos eletrodos, fechando o circuito elétrico.
e) Seu solvente é a água. 
Características e Propriedades dos Compostos Covalentes
A grafita é uma exceção em relação aos outros compostos covalentes, quando se trata da propriedade de conduzir corrente elétrica
s compostos covalentes, também denominados compostos moleculares, são aqueles que possuem exclusivamente ligações covalentes. Alguns exemplos são:
       Água                    Gás carbônico
H ─ O ─ H                 O ═ C ═ O
Algumas características e propriedades desses compostos são explanadas abaixo:
Estados Físicos: os compostos covalentes podem ser encontrados nos três estados físicos à temperatura ambiente, conforme mostra o quadro abaixo. Porém, em razão de suas moléculas se atraírem menos intensamente, os compostos covalentes são, em geral, gases ou líquidos. Observe também, no quadro, que quanto maior a massa molar e quanto mais intensas forem as forças intermoleculares, maior será a tendência para o composto ser sólido em temperatura ambiente.
Polaridade: existem compostos covalentes tanto polares como apolares. O que irá determinar sua polaridade será a diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos na ligação covalente. Se houver diferença de eletronegatividade, significa que o composto será polar; mas se não houver diferença de eletronegatividade entre os átomos, não haverá deslocamento de carga na molécula e esse composto será apolar;
Pontos de fusão e ebulição: pelo fato de apresentarem baixa atração entre suas moléculas, a energia necessária para separá-las e fazê-las mudar de estado de agregação é pequena, por isso seus pontos de ebulição e de fusão são inferiores aos das substâncias iônicas. Esse fato também varia proporcionalmente com a massa molar e as forças de intermoleculares dos compostos, ou seja, com o aumento da massa molar e da intensidade das forças intermoleculares, os pontos de fusão e de ebulição aumentam e vice-versa.
Condutividade Elétrica: na sua forma pura, a maioria das substâncias covalentes não conduz corrente elétrica,isto é, comporta-se como isolante. Uma exceção é a grafita, que conduz corrente elétrica por possuir ressonância nos elétrons de sua ligação dupla;
Solubilidade: a solubilidade desses compostos em água e em outros solventes, como o álcool e o querosene, é bastante variada. Isso se dá porque, conforme já dito, existem compostos moleculares polares e apolares. De modo que os polares se dissolvem em compostos também polares e os apolares se dissolvem em substâncias apolares, ou seja, semelhante dissolve semelhante;
Tenacidade (resistência): baixa tenacidade, sendo sólidos quebradiços.
Classificação das forças intermoleculares
As forças intermoleculares, como o próprio nome já diz, são aquelas existentes entre moléculas e são responsáveis por mantê-las unidas na formação dos diferentes compostos, elas se classificam em: Forças dipolo-dipolo, Força dipolo-induzido e 
Ligações de hidrogênio. 
Forças dipolo-dipolo: são aquelas presentes em compostos polares. 
δ+      δ-                                          δ+      δ-                                   δ+    δ- 
H ─ Cl ---------------------- H ─ Cl ------------------ H ─ Cl 
Repare que nas moléculas de ácido clorídrico (HCl) existem pólos δ + e δ-, são eles os responsáveis por essa molécula ser polar. 
Os compostos polares a seguir são exemplos onde ocorre interação dipolo-dipolo: 
HCCl3, HBr, H2S, CO, SO2. 
Força dipolo-induzido: interação causada pelo acúmulo de elétrons em determinada região da molécula. Neste caso a força é induzida para um determinado pólo (δ + ou δ-). 
As moléculas apolares possuem interação dipolo-induzido, a distribuição de elétrons na eletrosfera dessas moléculas é uniforme, porém, em algum momento ocorre um acúmulo de cargas nos pólos (δ + e δ-) localizados nas extremidades. É neste instante que as forças dipolo-induzido agem movendo as moléculas vizinhas a também entrarem em desequilíbrio. 
Exemplos de compostos apolares que interagem através de forças dipolo-induzido: 
F2, C2H6, CO2, CH4, H2. 
Ligações de hidrogênio: interação mais intensa que ocorre entre moléculas contendo átomos de hidrogênio ligados a átomos de nitrogênio, flúor e oxigênio. Estes átomos são muito eletronegativos, por isso a interação fica mais forte e deixa os pólos δ + e δ- mais acentuados. 
O melhor exemplo deste tipo de ligação é a que ocorre na molécula de água: átomos de H se unem fortemente a outros átomos de H para formar pontes de hidrogênio, é desta forma que as moléculas de água se unem umas as outras. 
Acompanhe a seguir como as forças intermoleculares se posicionam em relação à intensidade: 
A seta indica a ordem crescente da intensidade de interação.
Classificação das misturas heterogêneas
Misturas são sistemas formados por duas ou mais substâncias puras, e podem se classificar em homogêneas ou heterogêneas. A diferença entre elas é que a mistura homogênea é uma solução que apresenta uma única fase enquanto a heterogênea pode apresentar duas ou mais fases, e fase por sua vez é cada porção que apresenta aspecto visual uniforme. 
A distinção entre os componentes das misturas heterogêneas pode ser vista a olho nu, mas em alguns casos são necessários aparelhos microscópicos. Por exemplo, o sangue quando observado a olho nu parece ser homogêneo, mas trata-se de uma mistura heterogênea. As suas diferentes porções constituintes podem ser observadas ao microscópio. 
Como já foi dito, cada uma das partes que compõem uma mistura chamamos de fase e dependendo do número de fases, as misturas heterogêneas podem ser: 
Bifásicas (duas fases): água e óleo. A água e o óleo não se misturam, sendo assim, é um sistema que apresenta duas fases e cada uma é composta por uma substância diferente.
Trifásicas (três fases): granito (pedra composta por três tipos de rocha). O granito é uma pedra cuja composição é feita por uma mistura heterogênea de quartzo, feldspato e mica, podemos ver pela diferença de cor de cada pedra.
Granito
Polifásica (mais de três): óleo, areia, água e serragem, quando misturados podemos ver nitidamente a separação entre eles, pois não são miscíveis.
Uma mistura pode ser também composta por uma única substância em diferentes estados físicos, como exemplo temos água e gelo: mistura heterogênea bifásica constituída apenas por H20.
Classificação das Reações Químicas
Para que aconteça uma reação química, as ligações entre átomos e moléculas devem ser rompidas e devem ser restabelecidas de outra maneira. O que evidencia uma reação é a transformação que ocorre nas substâncias em relação ao seu estado inicial, essas modificações dependem do tipo de reação pela qual os reagentes irão passar. 
Existem vários critérios para classificar reações químicas, iremos citar apenas quatro tipos de reações que relacionam o número de substâncias que reagem e o número de substâncias produzidas. Para melhor exemplificá-las iremos utilizar as letras: A, B, C, D. 
Reação de análise ou decomposição: nessa reação uma única substância gera dois ou mais produtos. 
AB → A + B 
Exemplo: Os airbags são dispositivos de segurança presentes em vários automóveis. Quando acionamos esse dispositivo, a rápida decomposição do composto de sódio NaN3(s) origina N2(g), gás nitrogênio que faz inflar os airbags. Veja a reação: 
2 NaN3(s) → 3 N2(g) + 2 Na(s) 
Reação de simples troca ou deslocamento: ocorre quando uma substância simples reage com uma composta, originando novas substâncias: uma simples e outra composta. 
A + BC → AC + B 
Exemplo: Quando uma lâmina de zinco é introduzida em uma solução aquosa de ácido clorídrico, vai ocorrer a formação de cloreto de zinco e o gás hidrogênio vai ser liberado. 
Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2(aq) + H2 (g) 
Observe que o Zinco deslocou o Hidrogênio, daí o porquê do nome reação de deslocamento. 
Reação de síntese ou adição: são aquelas que duas ou mais substâncias originam um único produto. 
A + B → AB 
A produção de magnésio é um exemplo dessa reação, quando o magnésio reage com o oxigênio do ar:
2 Mg(s) + 1 O2(g) → 2 MgO(s)
Essa reação se faz presente em flashes fotográficos descartáveis e foguetes sinalizadores. 
Reação de dupla troca: dois reagentes reagem formando dois produtos, ou seja, se duas substâncias compostas reagirem dando origem a novas substâncias compostas recebem essa denominação. 
AB + CD → AD + BC 
Exemplo: a reação entre o ácido sulfúrico com hidróxido de bário produz água e sulfato de bário. 
H2SO4 (aq) + Ba(OH)2 (aq) → 2 H2O(l) + BaSO4(s) 
O produto sulfato de bário: BaSO4(s) é um sal branco insolúvel. 
Condutividade elétrica dos compostos iônicos
Soluções que contém compostos iônicos conduzem eletricidade, ou seja, os compostos iônicos são condutores elétricos, tanto os dissolvidos em água, como também os puros no estado líquido. A existência de íons em meio ao processo possibilita que os mesmos tenham liberdade para se movimentar e serem atraídos pelo eletrodo, fechando assim o circuito elétrico. 
Para melhor entender a condutividade elétrica dos compostos iônicos, veja alguns conceitos a respeito de deslocamento de metais: 
• Íons Zn2+ não reagem com o cobre (Cu), portanto, este metal, uma vez presente em solução contendo íons Zn2+, não permite a passagem de corrente elétrica. 
• Soluções iônicas formadas por íons Cu2+ e íons Ag+ oxidam o zinco (Zn), ou seja, permitem a passagem de corrente elétrica por este metal. 
• Os compostos iônicos Cu2+ e Zn2+ não conduzem eletricidade quando em contato com a prata metálica. 
• Compostos iônicos que contém íons Ag+, quando em contato com o cobre, tornam a solução condutora de eletricidade. 
CONVERSÃO DE ESCALAS TERMOMÉTRICAS
A temperatura é uma medida do nível de energia térmica de um material. Essa medida é feita por meio de termômetros e a temperatura é independente da massa do corpo.
O tipo de termômetro mais comum é aquele que é formado por um tubo de vidro fino com um líquido dentro (mercúrio) e uma graduaçãona parte externa do tubo. Quando a temperatura aumenta, o mercúrio se expande e sobe pela coluna do termômetro, assim, basta relacionar a temperatura com a altura do líquido na coluna.
As graduações que aparecem na parte de fora são chamadas de escalas termométricas e são as unidades usadas para a temperatura.
No Brasil, a escala termométrica mais comum é o grau Celsius, simbolizada por ºC. Essa graduação tem como pontos de referência as temperaturas de fusão e ebulição da água ao nível do mar, que são, respectivamente, 0ºC e 100ºC.
No entanto, o grau Celsius não é a escala mais usada no meio científico. O Sistema Internacional de Unidades (SI) e a IUPAC (União Internacional da Química Pura e Aplicada) adotam a temperatura termodinâmica ou escala absoluta, que é medida pela unidade kelvin, simbolizada por K.
Essa escala foi proposta por William Thomson, quando ele verificou por meio de experimentos que, se um gás for resfriado de 0º C a -1 ºC, ele perderá 1/273,15 de sua pressão. Assim, ele raciocinou que na temperatura de -273,15 a pressão do gás se tornaria nula, o que significa que a energia cinética de suas partículas seria igual a zero. Por isso, ele propôs uma escala de temperatura que não incluía valores negativos, pois partia do zero absoluto (ou zero kelvin, ou ainda, zero termodinâmico) equivalente a -273,5ºC. Essa temperatura nunca foi atingida.
Devido às grandes contribuições que William Thomson trouxe às ciências, a rainha Vitória o recompensou com o título de Lord Kelvin, em 1882, e, por isso, essa escala de temperatura passou a ser chamada “kelvin”.
Lord Kelvin (1824-1907)
Visto que 0ºC equivale a -273,5ºC, para converter o grau Celsius em kelvin, basta usar a seguinte expressão:
TK = TºC + 273,15 ou TºC = TK - 273,15
Na maioria dos cálculos que envolvem a conversão de graus Celsius para kelvin, pode-se arredondar o valor 273,15 para 273, pois os termômetros comuns só possuem valores de temperatura até a segunda casa decimal.
Veja um exemplo de como realizar esse cálculo:
“Digamos que na tradução de um livro de receitas a temperatura permaneceu em kelvin. Na receita diz que o alimento deveria permanecer no forno a 453 K durante meia hora. No entanto, o forno mede a temperatura em graus Celsius. Como realizar essa conversão?”
Basta diminuir o valor na escala kelvin por 273, como mostrado abaixo:
TºC = TK - 273
TºC = 453 – 273
TºC = 180 ºC
Mas, ainda existe outra escala termométrica muito usada em países que falam inglês, a escala Fahrenheit, criada por Daniel Gabriel Fahrenheit (1686-1736). Seu símbolo é ºF e seus pontos de referência são o ponto de congelamento da água, em 32°F, e o ponto de ebulição da água, em 212°F.
A relação entre essas três escalas termométricas é mostrada a seguir:
Observe que enquanto a escala kelvin e a Celsius são divididas em exatamente 100 partes, a escala Fahrenheit é dividida em 180.
A expressão que pode ser usada para converter a escala Fahrenheit em graus Celsius é dada por:
ºC = (ºF – 32)
              1,8
Por exemplo, voltemos ao exemplo dado anteriormente, se viesse escrito na receita que a temperatura do forno deveria ser 392 ºF, quanto seria isso em ºC?
Substituindo o valor da temperatura em Fahrenheit na fórmula, temos:
ºC = (392 – 32) = 200 ºC
              1,8
DENSIDADE
A densidade do ouro à 25°C é 19,3 g/cm3
Densidade é a massa por unidade de volume de uma substância. O cálculo da densidade é feito pela divisão da massa do objeto por seu volume. 
Densidade = massa 
                     volume 
A densidade existe para determinar a quantidade de matéria que está presente em uma determinada unidade de volume. O que você entenderia se te dissessem que o chumbo 
possui maior densidade do que o alumínio? A explicação é que, num dado volume de chumbo há mais matéria que em uma mesma quantidade de alumínio. 
Podemos caracterizar uma substância através de sua densidade. A densidade dos sólidos e líquidos é expressa em gramas por centímetro cúbico (g/cm3). Vejamos a densidade de alguns compostos: 
Água .......................................0,997 g/cm3 
Álcool etílico...........................0,789 g/cm3 
Alumínio ................................ 2,70 g/cm3
Chumbo...................................11,3 g/cm3 
Diamante ..................................3,5 g/cm3 
Leite integral............................1,03 g/cm3 
Mercúrio .................................13,6 g/cm3
DENSIDADE – PROPRIEDADE PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
O ósmio e o irídio estão situados no centro e na parte inferior da Tabela Periódica e, por isso, são os elementos que apresentam maior densidade
As propriedades periódicas dos elementos químicos são aquelas que aumentam ou diminuem em determinados intervalos ou períodos regulares de números atômicos. A densidade absoluta ou massa específica dos elementos pode ser medida experimentalmente e sua análise nos mostra que ela também atua como uma propriedade periódica.
Conforme dito no texto Densidade, essa grandeza corresponde ao quociente entre a massa do elemento e o seu volume:
densidade = massa (g)            ou     d = m
                   volume (mL)                         V
Usa-se a massa em gramas numericamente igual à massa atômica do elemento e o volume ocupado por esse átomo-grama. O volume varia de elemento para elemento, pois cada átomo tem um raio atômico e, consequentemente, um tamanho diferente, e também os seus átomos se arranjam de formas distintas nas substâncias simples. 
A densidade pode mudar de acordo com a pressão, com a temperatura e, consequentemente, com o estado de agregação no qual o elemento se encontra. Assim, costuma-se indicar a densidade dos elementos nos estados sólidos e líquidos ao nível do mar, isto é, a 25ºC e a 1 atm. Para elementos no estado gasoso, refere-se ao estado líquido no ponto de ebulição.
Abaixo temos as densidades dos elementos pertencentes a uma mesma família da Tabela Periódica. Veja como a densidade aumenta à medida que o período do elemento aumenta, ou seja, de cima para baixo:
Agora temos os valores experimentais da densidade de alguns elementos que pertencem ao mesmo período na Tabela Periódica:
Com base nesses e em outros valores de densidades dos elementos, percebemos que suas variações são facilmente relacionáveis na Tabela Periódica. A densidade aumenta das extremidades para o centro da Tabela, conforme representado abaixo:
O ósmio fica no centro e na parte inferior da Tabela Periódica, por isso a sua densidade é a maior de todos os elementos (22,5 g/cm3), seguida da densidade do irídio (22,4 g/cm3) que fica ao lado do ósmio na Tabela.
ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA
Na química, os critérios usados para organizar os elementos foram estabelecidos com o decorrer do tempo. No ano de 1869, o professor da Universidade de São Petersburgo (Rússia), Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907), escreveu um livro sobre os elementos conhecidos até aquela época. Eram cerca de 63 elementos, e Mendeleev os organizou em função da massa de seus átomos (massa atômica) estabelecendo as famílias e grupos. Essa organização obedece à seguinte lei periódica: 
"As propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos". 
Os elementos na tabela estão arranjados horizontalmente, em seqüência numérica, de acordo com seus números atômicos, e se organizam através dos períodos e famílias. 
Períodos: Existem sete períodos na tabela atual e a quantidade de camadas eletrônicas que os elementos químicos apresentam é indicada pelo número do período correspondente. Eles representam as linhas horizontais da tabela. Os períodos diferem em comprimento, variando de 2 elementos, no mais curto, à 32 elementos no mais longo. 
Famílias ou grupos: As linhas verticais da tabela são organizadas de acordo com as estruturas similares da camada externa dos elementos. Essas colunas são denominadas grupos. Em alguns deles, os elementos estão relacionados tão intimamenteem suas propriedades que são denominados de famílias. Atualmente, a tabela periódica é constituída por 18 famílias, e uma maneira de identificá-las é através de algarismos romanos seguidos das letras A e B. Exemplos: família IA. IIA, VB.
Descoberta da primeira partícula subatômica: o elétron
Thomson observa seu experimento com o tubo de raios catódicos, que o levaria à descoberta do elétron
Há cerca de 2500 anos já se sabia da natureza elétrica da matéria. Por exemplo, o filósofo grego Tales de Mileto (640-546 a.C) observou que quando se atritava o âmbar com pelos de animais ou tecidos leves, ele atraía objetos leves.
O âmbar é uma resina fóssil excretada por algumas espécies de árvores, como proteção. Por exemplo, se algum inseto ou animal tentar adentrar a cerne da árvore, ela excreta essa resina que imobiliza o invasor. Com o tempo, ela perde água e se solidifica, aprisionando o ser dentro de si. Por isso, ela é uma resina fóssil.
A palavra âmbar vem da palavra grega eléktron.
No final do século XVIII, o cientista Benjamin Franklin conseguiu explicar que isso ocorria porque,quando dois objetos são atritados, eles ficam eletrizados com cargas de sinais opostos e que passam a se atrair, enquanto que cargas elétricas de mesmo sinal se repelem.
Na década de 1850 foi criada a ampola de Crookes, também chamada de tubo de raios catódicos: um tubo de vidro, preenchido por gases à baixa pressão e que possuíam eletrodos, isto é, um polo negativo (cátodo) e um positivo (ânodo), ligados a um gerador.
Quando se submetia esse esquema a uma ddp muito elevada, observava-se um feixe de luz que saía do cátodo e ia para o ânodo; por essa razão, denominados raios catódicos.
O físico inglês J. J. Thomson (1856-1940) usou essa ideia e, em 1897, colocou um campo elétrico externo ao tubo de raios catódicos. Ele observou que o feixe era desviado no sentido da placa positiva, sendo, portanto, partículas negativas.
Ele observou também que podia repetir esse experimento com o mesmo resultado, pois mesmo se mudasse os gases que se encontravam dentro do tubo, o valor da carga elétrica sobre a massa seria sempre igual a 1,758805 . 1011 C. kg-1. Isso era significativo, pois mostrava que era uma característica de toda matéria e consequentemente do constituinte da matéria: o átomo.
Desse modo, descobriu-se a existência da primeira partícula subatômica: o elétron.
Assim, somente depois de mais de 2000 anos é que foi possível explicar o que Tales de Mileto observou: quando dois materiais são atritados, elétrons são transferidos de um para o outro e é por isso que um fica carregado positivamente (falta de elétrons) e o outro negativamente (excesso de elétron).
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DE ÍONS
Linus Pauling criou um diagrama de distribuição eletrônica que serve tanto para átomos neutros como para íons
No texto Distribuição Eletrônica no Diagrama de Pauling, você aprendeu a realizar a distribuição eletrônica dos átomos no estado fundamental, quando possuem a mesma quantidade de prótons e elétrons, sendo neutros.
Por meio das instruções a seguir, você aprenderá como realizar essa mesma distribuição eletrônica no diagrama de Pauling no caso de íons.
Íons são átomos de elementos que ganharam ou perderam elétrons e ficaram carregados eletricamente. O cátion é o íon que perdeu um ou mais elétrons e ficou com carga positiva. Já o ânion é o íon que ganhou um ou mais elétrons e ficou com carga negativa.
A carga elétrica do íon corresponde à diferença entre o número de prótons (cargas positivas) e elétrons (cargas negativas). Por exemplo, se um cátion apresenta a carga 1+, quer dizer que ele perdeu um elétron. Sabemos disso porque ele ficou com um próton a mais, isto é, com uma carga positiva a mais.  Se a carga for 2+ , ele perdeu dois elétrons e assim por diante.
Por outro lado, se a carga for igual a 1-, quer dizer que o átomo recebeu um elétron e se tornou um ânion. Se a carga elétrica for 2-, ele ganhou dois elétrons e assim sucessivamente.
Esses elétrons que são perdidos pelos ânions saem do último nível de energia, da camada de valência, que é a camada mais externa. O mesmo vale para os elétrons que são recebidos.
Assim, a distribuição eletrônica dos íons é feita de forma semelhante à dos átomos neutros, com apenas uma diferença:
Por exemplo, considere o cádmio, que no estado fundamental possui 48 elétrons, portanto a sua distribuição eletrônica é dada por:
A distribuição eletrônica do átomo de cádmio em ordem energética, segundo o diagrama acima, fica assim: 1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  4s2 3d10 4p6  5s2  4d10.
Se fôssemos fazer a distribuição eletrônica do cátion bivalente desse elemento (Cd2+), teríamos que retirar 2 elétrons da última camada eletrônica, que é o 5s2:
Distribuição eletrônica de Cd2+ em ordem energética: 1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  4s2 3d10 4p6    4d10.
Agora vamos ver um caso envolvendo um ânion:
53I1-
Primeiro fazemos a distribuição eletrônica para o átomo de iodo no estado fundamental, isto é, com 53 elétrons, que em ordem energética fica assim: 1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  4s2 3d10 4p6  5s2  4d105p5.
Agora acrescentamos o elétron ganhado no último nível e subnível, que é o 5p:
Distribuição eletrônica de 53I1- em ordem energética: 1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  4s2 3d10 4p6  5s2  4d10 5p6.
No caso de não caber a quantidade de elétrons no subnível mais externo, passa-se para o próximo subnível.
No caso dos cátions, se não houver elétrons suficientes para serem retirados do subnível mais externo, retira-se a quantidade que falta do subnível anterior.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NO DIAGRAMA DE PAULING
Linus Pauling e a representação do seu Diagrama para a distribuição dos elétrons
Segundo o cientista Schrödinger, cada elétron da eletrosfera de um átomo possui uma determinada quantidade de energia. Assim, cada elétron só permanece no nível e subnível de energia correspondente.
A distribuição desses elétrons em seus níveis e subníveis de energia é feita de forma crescente de energia. E sua representação gráfica é dada peloDiagrama de Pauling, criado pelo químico Linus Pauling (1901-1994), que recebeu dois prêmios Nobel, um de Química (1954) e o outro da Paz (1962).
O diagrama de Pauling representa os níveis, que são as camadas eletrônicas do átomo. São sete níveis, enumerados de forma crescente do mais próximo ao núcleo para fora (1, 2, 3... 7) e, denominados, respectivamente, pelas letras K, L, M, N, O, P e Q.
Existem no máximo quatro subníveis, que são: s, p, d, f.
A quantidade de subníveis existentes em cada nível está esboçada abaixo:
A quantidade máxima de elétrons que pode ser distribuída em cada nível e subnível está evidenciada a seguir:
Visto que, para um mesmo nível, os subníveis têm energias diferentes, nem sempre o subnível energético é o mais afastado do núcleo. Por isso, é importante seguir a ordem crescente de energia dos subníveis no momento de fazer a distribuição dos elétrons. Essa ordem é dada pelas setas indicadoras no Diagrama de Pauling:
Portanto, veja exemplos de distribuição dos elétrons de dois elementos químicos:
Exemplo 1: Magnésio (12Mg)
Ordem energética da distribuição eletrônica do 12Mg: 1s2, 2s2, 2p6 e 3s2.
Exemplo 2: Vanádio (23V):
Ordem energética da distribuição eletrônica do 23V: 1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p6, 4s2 e 3d3.
Observe que, nesse exemplo, no último subnível preenchido (3d) cabiam 10 elétrons;  porém, apenas 3 foram necessários para completar o número atômico.
ELEMENTO QUÍMICO
Um elemento químico é definido como sendo o conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z). 
Mas como um único elemento é ao mesmo tempo um conjunto? Para esclarecer essa dúvida um exemplo: o Ferro é um elemento e nele se encontram vários átomos chamados de “átomos de Ferro”. 
A Tabela Periódica traz todos os elementos organizados em períodos e famílias, ao todo existem 114, mas esse número pode aumentar com o decorrer do tempo em razão da descoberta de novos elementos químicos. 
Os elementos aparecemna Tabela representados por um símbolo acompanhado do número atômico e número de massa respectivos. Veja a representação e aprenda a interpretar os dados fornecidos para o elemento: 
ZXA 
Número atômico = Z 
Número de massa = A 
11Na23 
Número atômico = 11 
Número de massa = 23 
Ainda na Tabela podemos consultar o ponto de fusão, ponto de ebulição e distribuição eletrônica de todos os elementos químicos. 
Energia Cinética e a química
O estudo da energia Cinética é importante na Química. Para demonstrar na prática esta relação, imagine uma bola de futebol sendo chutada pelo jogador. A bola é movida por uma energia, a cinética, mas como este conceito se aplica à química? Algumas partículas se movem cineticamente, como por exemplo, as dos gases. Uma reação química só ocorre a partir do momento em que houver uma interação (colisão) entre tais partículas e transferência de energia. 
A energia Cinética, neste caso, pode ser transferida de uma partícula para outra. Como na química existe uma diversidade de reações entre as mais variadas substâncias, não é difícil entender porque a Cinética se faz presente em quase todas. Além do mais, a energia Cinética pode ser convertida em outras energias. 
Sabe aquela energia elétrica que usamos em nossas residências para acender lâmpadas, no funcionamento de aparelhos eletrodomésticos e para tomar aquele banho quente e agradável? Esta energia nada mais é do que uma variável da energia Cinética. 
Nas hidrelétricas, a energia é gerada através do movimento cinético das águas, ou seja, a energia Cinética, produto do movimento da queda d'água, é convertida em energia elétrica. 
ENTENDENDO O NÚCLEO ATÔMICO
Ilustração de um átomo e seu núcleo
As primeiras ideias referentes a este assunto, datadas do ano de 1911, provêm do cientista Ernest Rutherford (1871-1937), elas sugerem que os átomos têm um núcleo contendo prótons. Este seria a parte central do átomo com um tamanho inferior, no entanto, abrigando a maior densidade. Como assim? 
Para esclarecer este ponto é importante ressaltar que o diâmetro de um átomo pode variar, mas mede aproximadamente 10-10 metros. Já os núcleos possuem 10-15 metros de diâmetro, o que é realmente pequeno. A maior densidade do núcleo é resultado do grande número de prótons presentes no mesmo. Tais partículas, os prótons, estão compactadas (comprimidas). 
Com isso, podemos concluir que o núcleo atômico, além de ser minúsculo, comporta a maior parte da massa do átomo. Para quem não sabe, a massa total é a soma das massas dos prótons e nêutrons. 
Quanto à carga do núcleo, podemos dizer que o corpo central do átomo é eletricamente positivo. Os nêutrons são eletricamente neutros e os prótons são portadores de carga positiva.
ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA
A matéria pode ser encontrada em três estados:sólido, líquido e gasoso. O que determina o estado em que a matéria se encontra é a proximidade das partículas que a constitui. Essa característica obedece a fatores como: 
Força de Coesão: faz com que as moléculas se aproximem umas das outras. 
Força de Repulsão: faz com que as moléculas se afastem umas das outras. 
Esses estados de agregação da matéria também são chamados de estados físicos da matéria. 
Importante: O volume, a densidade e a forma de um composto, podem variar de acordo com a temperatura. 
A matéria pode se encontrar nos estados: 
Sólido: Nesse estado físico da matéria, as moléculas se encontram muito próximas, sendo assim possuem forma fixa, volume fixo e não sofrem compressão. As forças de atração (coesão) predominam neste caso. Um exemplo é um cubo de gelo, as moléculas estão muito próximas e não se deslocam, ao menos que passe por um aquecimento.
O gelo possui forma e volume constantes.
Líquido: Aqui as moléculas estão mais afastadas do que no estado sólido e as forças de repulsão são um pouco maiores. Os elementos que se encontram nesse estado, possuem forma variada, mas volume constante. Além destas características, possui facilidade de escoamento e adquirem a forma do recipiente que os contém. 
Gasoso: O movimento das moléculas nesse estado é bem maior que no estado líquido ou sólido. As forças de repulsão predominam fazendo com que as substâncias não tomem forma e nem volume constante. Se variarmos a pressão exercida sobre um gás, podemos aumentar ou diminuir o volume dele, sendo assim, pode-se dizer que sofre compressão e expansão facilmente. Os elementos gasosos tomam a forma do recipiente que os contém.
ESTRUTURA DO ÁTOMO
Átomo: constituído de prótons, elétrons e nêutrons
O átomo possui em sua composição: elétrons, prótons e nêutrons. Vejamos como foi a descoberta de cada um desses constituintes:
O ELÉTRON (É)
O átomo foi provado como divisível por Joseph John Thomson, em 1897, através de uma aparelhagem chamada tubo de raios catódicos: um tubo de vidro que possuía uma pequena quantidade de gás e dois eletrodos ligados a uma fonte elétrica externa. Logo que o circuito era ligado, surgia um feixe de raios oriundos do cátodo, que se dirigia para o ânodo.
Diante desse experimento Thomson deduziu que:
a) os raios eram partículas menores que os átomos;
b) os raios apresentavam carga elétrica negativa. Essas partículas foram denominadas elétrons (é).
Thomson criou, então, um modelo de átomo chamado popularmente de “pudim de passas”, que apresentava a definição:
“O átomo é maciço e constituído por um fluido com carga elétrica positiva, no qual estão dispersos os elétrons”. 
O PRÓTON (P) 
Com uma aparelhagem parecida com a de Thomson, o físico Eugen, em 1886, atentou-se para um feixe luminoso no sentido contrário ao dos elétrons. Deduziu que a composição desse feixe deveria indicar carga elétrica positiva.
O próton foi nomeado pelo cientista Ernest Rutheford, em 1904, quando realizou o mesmo experimento com o gás hidrogênio e revelou a presença de partículas com carga elétrica positiva. A massa de um próton é aproximadamente 1836 vezes maior que a de um elétron.
O NÊUTRON (N) 
O nêutron foi descoberto em 1932, pelo físico James Chadwick, durante experiências com material radioativo. Este componente do átomo localiza-se no núcleo e indica massa com valor muito próximo da massa dos prótons, porém não possui carga elétrica.
ESTUDO DO ÁTOMO DE BOHR
O modelo de átomo proposto por Bohr também ficou conhecido como “planetário”, por lembrar a órbita dos planetas ao redor do sol. Segundo Bohr, os elétrons giram em torno do núcleo, mas cada um ocupa um nível de energia diferente, veja na imagem a seguir: 
Os níveis de energia estão representados pelas letras K, L, M, e é válido lembrar que estes níveis possuem diferentes energias. O nível pode ser considerado como o estado fundamental do átomo, sendo que este átomo pode ser promovido a níveis mais altos, quanto mais energizado ele estiver. 
O nível mais externo é o M, segundo a imagem acima. Portanto, ele é o que possui maior energia, e os elétrons nele localizados se encontram num estado de excitação. 
Quando um elétron fica excitado (propenso à reação) ele fica menos estável. Mas este mesmo elétron pode retornar ao seu estado inicial, bastando para isso, que ele perca parte da energia que adquiriu. 
O modelo atômico de Bohr é ainda usado em livros didáticos, mas o modelo da mecânica quântica (mais completo e moderno) é o que melhor explica átomos mais complexos.
No ano de 1913, o dinamarquês especialista em física atômica Niels Bohr (1885-1962) estabeleceu o modelo atômico sistema planetário que é usado atualmente. 
Bohr chegou a esse modelo baseando-se no dilema do átomo estável. Ele acreditava na existência de princípios físicos que descrevessem os elétrons existentes nos átomos. Esses princípios ainda eram desconhecidos e graças a esse físico passaram a ser usados. 
Bohr iniciou seus experimentos admitindo que um gás emitia luz quando uma corrente elétrica passava nele. Isso se explica pelo fato de que os elétrons, em seus átomos, absorvem energiaelétrica e depois a liberam na forma de luz. Sendo assim, ele deduziu que um átomo tem um conjunto de energia disponível para seus elétrons, isto é, a energia de um elétron em um átomo é quantizada. Esse conjunto de energias quantizadas mais tarde foi chamado de níveis de energia. 
Com essas conclusões Bohr aperfeiçoou o modelo atômico de Rutherford e chegou ao modelo do átomo como sistema planetário, onde os elétrons se organizam na eletrosfera na forma de camadas. 
Conceito de Bohr: Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Existem 7 camadas eletrônicas, representadas pelas letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P e Q. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados. 
As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas K, L, M, N, O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente. 
A partir dessa descrição, é fácil deixar-se induzir por uma concepção de um modelo que lembra a órbita de um planeta, com elétrons orbitando ao redor do "núcleo-sol". 
EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS
A evolução do modelo atômico contou com a contribuição de quatro cientistas principais: Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr
Um grande passo rumo ao desenvolvimento da Química como ciência foi a evolução do entendimento a respeito da estrutura atômica. Por exemplo, foi possível entender o que constitui a matéria, prever determinados comportamentos dos materiais, entender e manipular a radioatividade, produzir produtos de nossos interesses e assim por diante.
Mas, para que chegássemos até a ideia atual da estrutura atômica, foi preciso o pensamento de filósofos, que levantaram hipóteses, isto é, suposições que na época não podiam ser comprovadas, sobre a constituição da matéria. Entre eles estavam os dois filósofos gregos Demócrito e Leucipo que, em meados de 450 a.C, levantaram a hipótese de quetudo seria formado por pequenas partículas indivisíveis, que eles denominaram de átomos. Essa palavra vem do grego a, que significa “não”, e tomo, “parte”, ou seja, “sem partes” ou “indivisível”. 
Isso significa que se fôssemos dividindo sucessivamente um corpo, chegaríamos num momento em que isso não seria mais possível, porque chegaríamos à menor parte que compõe a matéria.
No entanto, suas ideias não foram bem aceitas pelos filósofos da época e elas foram substituídas por outras, como as ideias de Aristóteles que perduraram por séculos à frente.
Foi somente no século XIX que a ideia dos átomos foi retomada, pois agora os cientistas podiam testar as suas hipóteses por meio de experimentos para comprová-los ou para refutar ideias de outros cientistas. Logo mais abaixo, temos alguns dos principais cientistas que contribuíram para o estudo da constituição do átomo, que são vistos no Ensino Médio.
Embora algumas ideias não estivessem totalmente corretas, todas as contribuições dadas foram importantes, pois foi a partir da ideia de um cientista que o outro pode desenvolver o próximo modelo.
Todos eles elaboram um modelo atômico, ou seja, uma representação que não corresponde exatamente à realidade, mas que serve para explicar corretamente o comportamento do átomo.
Por exemplo, imagine que você faça um desenho idêntico a uma caneta. Por meio deste desenho, todos conseguem identificar que se trata de uma caneta, porém o desenho não é a caneta. De modo similar, o modelo atômico serve para entendermos o funcionamento do átomo, suas propriedades e características. Mas, o modelo não é exatamente igual ao átomo.
Vejamos então os principais modelos atômicos:
1- Modelo de Dalton:
O químico inglês John Dalton (1766-1844) retomou as ideias de Leucipo e Demócrito e, baseando-se em leis já comprovadas experimentalmente, como as Leis Ponderais, ele propôs resumidamente que o átomo seria parecido com uma bola de bilhar, isto é, esférico, maciço e indivisível.
2-Modelo de Thomson:
A natureza elétrica da matéria já era bem conhecida, por exemplo, há 2500 anos, na Grécia antiga, o filósofo Tales de Mileto já havia mostrado que quando atritamos âmbar com um pedaço de lã, ele passa a atrair objetos leves. Porém, o modelo atômico de Dalton não explicava esse fato: como a matéria neutra podia ficar elétrica.
Assim, em 1897, o físico inglês Joseph John Thomson (1856-1940) passou a trabalhar com a ampola de Crookes, ou seja, um tubo onde gases eram submetidos a voltagens elevadíssimas, produzindo raios catódicos. Quando se colocava um campo elétrico externo, esses raios se desviavam em direção à placa positiva, o que significava que o átomo teria partículas negativas, que ficaram denominadas como elétrons.
No entanto, como a natureza da matéria é neutra, uma explicação razoável seria de que haveria uma parte positiva que neutralizaria os elétrons. Com base nesse raciocínio, em 1903, Thomson modificou o modelo de Dalton, pois o átomo não seria maciço nem indivisível, e estabeleceu o seu, que propôs o seguinte:
O átomo é uma esfera de carga elétrica positiva, não maciça, incrustada de elétrons (partículas negativas), de modo que sua carga total seja nula.
Esse modelo foi comparado a um “pudim de passas”. Veja no texto O átomo de Thomson.
3- Modelo de Rutherford:
Em 1911, o físico neozelandês Ernest Rutherford (1871-1937) realizou um experimento que pode ser visto no texto Átomo de Rutherford, em que ele bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com partículas alfa vindas do polônio radioativo. Ele observou que a maioria das partículas atravessava a folha, o que significava que o átomo deveria ter imensos espaços vazios. 
Algumas partículas eram rebatidas, o que seria explicado se o átomo tivesse um núcleo pequeno e denso e, por fim, algumas partículas alfa sofriam um desvio em sua trajetória, o que significava que o núcleo seria positivo, pois as partículas alfa eram positivas e foram repelidas ao passar perto do núcleo.
Com isso, o modelo atômico de Rutherford defendeu o seguinte:
O átomo seria composto por um núcleo muito pequeno e de carga elétrica positiva, que seria equilibrado por elétrons (partículas negativas), que ficavam girando ao redor do núcleo, numa região periférica denominada eletrosfera.
O átomo seria semelhante ao sistema solar, em que o núcleo representaria o Sol e os elétrons girando ao redor do núcleo seriam os planetas.
Em 1904, Rutherford descobriu que na verdade o núcleo era composto por partículas positivas denominadas prótons e, em 1932, Chadwick descobriu que havia também partículas neutras no núcleo que ajudavam a diminuir a repulsão entre os prótons.
4- Modelo de Rutherford-Bohr:
O estudo dos espectros eletromagnéticos dos elementos pelo físico dinamarquês Niels Bohr (1885-1962) permitiu adicionar algumas observações ao modelo de Rutherford, por isso, o seu modelo passou a ser conhecido como modelo atômico de Rutherford-Bohr:
Só é permitido ao elétron ocupar níveis energéticos nos quais ele se apresenta com valores de energia múltiplos inteiros de um fóton.
Dúvidas sobre esse modelo podem ser solucionadas lendo o texto O átomo de Bohr
É importante ressaltar que as ideias sobre o que compõe o átomo continuam progredindo e existem outros modelos atômicos mais modernos. Entretanto, o modelo de Rutherford-Bohr explica a grande maioria dos comportamentos do átomo estudados no Ensino Médio.
Explicação de Dalton para as Leis Ponderais
A teoria atômica criada por Dalton conseguiu explicar microscopicamente a lei criada por Lavoisier
No ano de 1803, o químico inglês John Dalton (1766-1844) desenvolveu uma teoria sobre a estrutura da matéria, retomando a ideia dos filósofos Demócrito e Leucipo. Ele estabeleceu uma teoria que pode ser vista com mais detalhes no texto “Teoria atômica de Dalton”, mas resumidamente seus postulados eram:
1. Toda matéria é formada de minúsculas partículas esféricas e maciças denominadas átomos, que não podem ser criados nem destruídos. Cada substância é constituída de umúnico tipo de átomo;
2. Os elementos são formados por átomos isolados iguais, com mesma massa e tamanho, sendo eles indivisíveis;
3. A combinação de diferentes átomos numa proporção de números inteiros origina substâncias diferentes.
Os postulados de Dalton puderam, então, explicar as leis ponderais de Antoine Lavoisier e Joseph Louis Proust.
Conforme explanado no texto “Lei de Lavoisier”, esse cientista, por meio de fatos experimentais, elaborou a Lei de Conservação das Massas, que atualmente é conhecida pelo seguinte enunciado:
“Na natureza, nada se perde, na se cria, tudo se transforma.”
Isso significa que em uma reação que ocorra em sistema fechado, a massa total dos regentes é sempre igual a massa total dos produtos, quaisquer que sejam as transformações que venham a ocorrer. Dalton, por sua vez, propôs que a matéria é formada por átomos que não podem ser criados nem destruídos. Isso leva à seguinte conclusão lógica: se o número de átomos permanece constante durante uma reação, então a massa do sistema também se manterá constante.
Por exemplo, usando o modelo de átomos esféricos de Dalton, veja uma reação em que se verifica que 3g de carbono reagem com 8g de oxigênio, produzindo 11 g de gás carbônico:
Veja que o que ocorre é, conforme Dalton disse, um rearranjo dos átomos, em combinações diferentes originando substâncias diferentes.
Já a Lei das Proporções Constantes, vista no texto “Lei de Proust”, diz:
“Toda substância apresenta uma proporção em massa constante na sua composição.”
A teoria de Dalton também explicou essa lei em nível microscópico. No mesmo exemplo citado anteriormente da reação de formação do gás carbônico, vimos que:
3 g de carbono (C) se unem a 8 g de oxigênio (O2) produzindo 11 g de gás carbônico (CO2).
Se desejarmos obter duas moléculas de CO2 deveremos usar o dobro das quantidades, tanto de carbono como de oxigênio:
Como a proporção em número de átomos é constante, a proporção em massa também é constante. Qualquer que seja a experiência para a obtenção do gás carbônico, a proporção entre os átomos de carbono e oxigênio se mantém constante.
GEOMETRIA MOLECULAR
Geometria Molecular
As moléculas são constituídas por átomos ligados por ligação covalente e podem mostrar, na sua composição, de dois a milhares de átomos. 
As diversas formas geométricas das moléculas são determinadas pela disposição espacial dos núcleos dos átomos. Sendo assim, toda molécula constituída por dois átomos (diatômicas) será linear, já que seus núcleos estarão inevitavelmente alinhados. 
A teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência é uma das formas mais utilizadas para prever a geometria das moléculas que apresentam mais de dois átomos. 
A base desta teoria está na idéia de que os pares eletrônicos em volta de um átomo central, participante ou não das ligações, comportam-se como nuvens eletrônicas que se recusam entre si, ficando assim, determinadas no espaço com a maior distância angular possível. 
A geometria das moléculas é determinada pela disposição dos núcleos dos átomos ligados ao átomo central. 
HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA
Na química, os elementos estão dispostos em uma tabela, os critérios usados para organizar os elementos foram estabelecidos com o decorrer do tempo. Um importante passo foi dado no ano de 1869, através do professor da Universidade de São Petersburgo (Rússia), Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907), ele escreveu um livro sobre os elementos conhecidos até aquela época. Na época foi constatado cerca de 63elementos, e Mendeleev os organizou em função da massa atômica de seus átomos, estabelecendo assim as famílias e grupos. 
O trabalho desse cientista foi muito importante, a prova disso é que a base classificação periódica atual é a tabela de Mendeleev, com a diferença de que as propriedades dos elementos variam periodicamente com seus números atômicos e não com os pesos atômicos, como era a classificação feita pelo cientista. 
A Tabela Periódica atual é formada por 118 elementos distribuídos em 7 linhas horizontais, cada uma sendo chamada de período. Os elementos pertencentes ao mesmo período possuem o mesmo número de camadas de elétrons. 
Mas como será que as pesquisas de Mendeleev levaram a um modelo de tabela? 
Mendeleev sentiu a necessidade de organizar seus dados de Química Inorgânica e começou a colecionar todas as informações sobre os elementos conhecidos na época. Os dados eram anotados em cartões, que eram fixados na parede de seu laboratório, esse quebra-cabeça deu origem a uma Tabela na qual os elementos foram dispostos em filas horizontais, de acordo com as massas atômicas crescentes, e colunas verticais, com elementos de propriedades semelhantes. 
No ano de 1869 Mendeleev apresentou à comunidade científica a sua lei periódica dos elementos, ele deixou posições vazias na sua tabela dedicadas a elementos que eram desconhecidos. Com o passar dos anos a Tabela Periódica surgia devido à crescente descoberta de elementos químicos e das suas propriedades, os quais necessitavam ser organizados segundo as suas características. 
O nome "Tabela Periódica" é devido à periodicidade, ou seja, à repetição de propriedades, de intervalos em intervalos. 
Com esse esboço, podemos então concluir que a Tabela Periódica não foi simplesmente inventada, mas foi criada a partir de poucos elementos e da sua investigação, a partir daí foi sendo cada vez mais aperfeiçoada e completada com elementos que eram descobertos, e comparados aos que já existiam. 
HISTÓRICO DAS PRIMEIRAS TABELAS PERIÓDICAS
Antes de a Tabela Periódica que conhecemos hoje ser estabelecida, muitas outras leis periódicas para os elementos químicos foram propostas
Muitas atividades no nosso cotidiano se repetem periodicamente, por exemplo: normalmente, estudamos de segunda a sexta-feira e, em algumas escolas, toda sexta-feira tem alguma verificação de aprendizagem. Dessa forma, dizemos que a verificação de aprendizagem se repete periodicamente, ou seja, se repete regularmente em função de um determinado parâmetro. Cada intervalo de repetição, que nesse caso é uma semana ou sete dias, é denominado período.
Outro aspecto importante que vemos em nosso dia a dia é a organização. Por exemplo, fica muito mais fácil achar um CD, se todos os CDs estiverem organizados de acordo com o tipo musical.
De maneira similar, os cientistas notaram que os elementos químicos até então conhecidos podiam ser organizados de maneira que algumas de suas características se repetissem periodicamente. Isso era de extrema importância, pois auxiliaria o estudo dos elementos, ou seja, seria mais fácil prever suas propriedades, comportamentos e até como seriam determinados elementos que nem eram conhecidos na época.
Muitas foram as tentativas de encontrar uma Tabela Periódica que organizasse os elementos químicos de forma que suas características se repetissem periodicamente.
Conforme sabemos, a que se mostrou mais coesa, a princípio, foi a de Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1834-1907), em que as propriedades dos elementos eram consideradas funções periódicas das massas atômicas dos elementos.
Porém, em 1913, Moseley provou que as propriedades dos elementos variam periodicamente em função dos prótons existentes no núcleo dos átomos dos elementos (carga nuclear), que passou a ser denominado Número Atômico (Z). Essa ficou sendo a Tabela Periódica atual.
Entretanto, houve muitas outras tentativas que ajudaram no progresso do conhecimento da periodicidade dos elementos e que culminaram na Tabela Periódica atual. A seguir, três dessas ideias serão explanadas:
• Tríades: proposta por Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849), em 1817. Os elementos com propriedades semelhantes, ou seja, que reagiam de maneira semelhante com outros elementos, eram organizados em grupos de três:
Observe como esses grupos naturais aparecem na Tabela Periódica atual:
• Parafuso Telúrico: criado em 1862, por Alexandre Béguyer de Chancourtois (1819-1886). Os elementoseram agrupados em ordem crescente de massa atômica em formato de um parafuso, ou seja, na forma de um espiral de 45°, em que havia 16 elementos em cada volta. Os elementos com características semelhantes ficavam um embaixo do outro.
Por exemplo, abaixo se exibe o Boro (B) alinhado com o Alumínio (Al) e hoje esses dois elementos pertencem a mesma família (família 3 ou III A) da Tabela Periódica.
• Lei das Oitavas: essa foi proposta por John A. R. Newlands (1837-1898), em 1864. Ele colocou os elementos agrupados de sete em sete, em ordem crescente de massa atômica, e observou que o primeiro elemento tinha propriedades semelhantes ao oitavo, e assim por diante. Ele chamou de Lei das oitavas porque as características se repetiam de sete em sete, como as notas musicais.
INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Química é a ciência que estuda a composição e as propriedades das diferentes matérias, suas transformações e variações de energia.
Química é uma ciência que conquista um lugar central e essencial em todos os assuntos do conhecimento humano. Relaciona-se com outras ciências como a Biologia, Ciências Ambientais, Física, Medicina e Ciências da Saúde.
A Química é utilizada em muitas atividades, como por exemplo, os agricultores a utilizam para melhorar a acidez do solo, os médicos para conhecer a composição das substâncias utilizadas como medicamento. Pensando nisto, e em tantos outros aspectos em que a Química é útil, pode-se dizer que, sem os seus conhecimentos e aplicação seria impossível viver.
A Química, enquanto ciência experimental, tem seu processo de descoberta ligado a preocupação que as culturas antigas tinham em compreender a relação entre o ser humano, a natureza e seus fenômenos.
Para entender esses fenômenos, Empédocles, filósofo grego, atribuiu uma idéia de explicação da constituição da matéria, por quatro elementos: o fogo, o ar, a água e a terra.
Posteriormente, Aristóteles apresentou a idéia de que esses elementos poderiam ser diferenciados por suas características.
Outra idéia foi exposta em 400 a.C, quando os filósofos Leucipo e Demócrito, explicavam que a matéria seria composta de átomos, pequenas partículas indivisíveis.
O método científico da Química recebeu influência de Boyle, que diferenciou a definição de elemento químico da enunciada anteriormente pelos antigos gregos.
Conceitos fundamentais
Matéria é tudo que ocupa lugar no espaço e possui massa. É constituída por partículas elementares, o átomo.
Embora não exista uma definição concreta para energia, é possível afirmar que
é a execução do trabalho e as modificações que esta ocasiona na matéria.
Unidades de medida é um número que revela uma quantidade igualada com um padrão previamente determinado.
Íons
Na+ e Cl- 
Você sabe o que significa os sinais positivo e negativo destes elementos? Eles aparecem para indicar a presença de íons, neste caso se trata dos íons participantes da reação de formação do Cloreto de Sódio: 
Na+ + Cl- ↔ NaCl 
A seta indica que a reação é reversível. 
Os íons explicam porque o composto é formado: o átomo de sódio (Na) não é estável, pois apresenta 1 elétron livre na camada de valência, a estabilidade só será atingida se ele perder um elétron, o que dará origem ao cátion Na+. O átomo de cloro (Cl-) por sua vez também não é estável, pelos mesmos motivos que o Na, e atingirá a estabilidade somente se ganhar um elétron, esse átomo dá origem ao íon Cl-. Sendo assim, a ligação iônica surge através da interação eletrostática e obedece a regra: cargas com sinais opostos se atraem. 
Os compostos iônicos adquirem estrutura eletronicamente neutra por possuírem a mesma quantidade de prótons e elétrons, mas os íons formadores, pelo contrário: são reativos e instáveis. 
Resumindo: Íons são átomos que perdem ou ganham elétrons durante reações, eles se classificam em ânions e cátions: 
Ânion (íon negativo): átomo que recebe elétrons e fica carregado negativamente. Exemplos: F-1, O-2. 
Cátion (íon positivo): átomo que perde elétrons e adquire carga positiva. Exemplos: Mg+2, Pb+4. 
Exemplos de ionização de elementos químicos: 
9F → 9F- 
Átomo neutro recebe 1 elétron 
O átomo de Flúor (F) se encontrava eletricamente neutro, mas como ganhou 1 elétron passou a se apresentar como um Ânion. 
40Ca → 40Ca2+ 
Átomo neutro perde 2 elétrons 
O átomo de Cálcio (Ca) perdeu 2 elétrons e passou a ser um cátion. 
Isótopos, Isótonos, Isóbaros e Isoeletrônicos
Os átomos apresentam várias semelhanças com respeito à quantidade de suas partículas subatômicas principais
Um elemento químico é conceituado como um conjunto de átomos que possuem o mesmo número atômico (Z), isto é, a mesma quantidade de prótons no núcleo. Na figura a seguir, temos diferentes átomos, todos com a mesma estrutura (um núcleo com nêutrons e prótons e uma eletrosfera com elétrons). Mas, cada tipo de átomo possui uma quantidade de prótons diferentes e com isso o elemento muda.
Por exemplo, o átomo do hidrogênio possui número atômico igual a 1, pois ele tem apenas um próton em seu núcleo. Já o hélio possui dois elétrons e, assim, sucessivamente.
Um elemento químico é representado colocando-se o seu símbolo no meio, o número atômico na parte inferior e o número de massa (A) na parte superior, como mostrado a seguir:
O número de massa, A, é a soma das partículas que estão no núcleo, ou seja, dos prótons e dos nêutrons:A = N + P.
As informações consideradas até aqui são importantes para se entender determinadas semelhanças que existem entre átomos de um mesmo elemento e entre átomos e íons de elementos diferentes. As semelhanças atômicas que serão explicadas a seguir são: isótopos, isótonos, isóbaros e isoeletrônicos. Veja cada caso:
Essa é a semelhança atômica mais importante, pois praticamente todos os elementos químicos possuem isótopos naturais ou artificiais. Visto que possuem o mesmo número atômico, isso significa que átomos isótopos pertencem a um mesmo elemento químico. Por exemplo, o hidrogênio, conforme já mencionado, possui 1 próton apenas. Mas, na natureza, são encontrados três isótopos do hidrogênio, que são:
                        11H                              12H                                                  13H
         prótio ou                  deutério ou                                  trítio ou
 hidrogênio comum       hidrogênio pesado         hidrogênio superpesado
Observe que a diferença está no número de massa, o que significa que eles possuem número de nêutrons diferentes. O hidrogênio comum possui 1 nêutron, o deutério possui 2 nêutrons e o trítio possui 3 nêutrons.
Nesse caso, trata-se de elementos químicos diferentes, pois o número atômico não é igual.
Exemplos:  1737Cl e o 2040Ca.
Para descobrirmos o número de nêutrons desses elementos e sabermos se eles são mesmo isótonos, basta diminuir o número de massa (A - na parte superior) pelo número de prótons (na parte inferior):
1737Cl                          2040Ca
A = N + P                  A = N + P
N = A – P                  N = A – P
N = 37-17                 N = 40 – 20
N = 20                        N = 20
Esses átomos também são de elementos químicos diferentes.
Exemplo: 1940K e o 2040Ca (A = 40).
Um exemplo que podemos citar é entre o átomo de neônio (1020Ne) e o cátion de sódio (1123Na+1). Observe que o neônio está no estado fundamental, ou seja, ele é neutro, o que significa que possui a mesma quantidade de prótons e elétrons. Na sua parte inferior é mostrado o número de prótons, portanto, podemos concluir que ele possui 10 elétrons.
No caso do cátion sódio, ele possuía no estado fundamental 11 elétrons, mas a carga +1 indica que ele perdeu 1 elétron, ficando, então, com 10 elétrons.
Assim, tanto o íon sódio quanto o átomo do neônio apresentam dez elétrons.
LEUCIPO E DEMÓCRITO - FILOSOFANDO SOBRE ÁTOMOS
Filósofos gregos estudaram a estrutura atômica
A concepção da existência de átomos é bem mais antiga do que se pensa, isto é, há aproximadamenteuns 2400 anos. Os primeiros pensadores filosóficos que cogitaram esta ideia foram: Leucipo e Demócrito, sendo que Leucipo foi quem propôs pela primeira vez que tudo é feito (todo o universo) de partículas indivisíveis, chamadas átomos. 
A palavra “átomo” vem do grego (a=não,tomo=divisão) e significa “algo que não pode ser cortado”, pois se acreditava que átomos eram indivisíveis e a matéria era composta por essas minúsculas partículas elementares, de várias formas e tamanhos. A prova disso seria a infinidade de substâncias existentes na natureza, cada uma delas com formatos e características diferentes. 
Em suma, os filósofos atomistas conceberam o átomo como sendo peças de um quebra- cabeça, as quais precisavam se unir de forma perfeita para formar estruturas mais complexas. 
Segundo eles, cada substância possuía seu tipo de átomo e este variava de acordo com as propriedades da mesma. Por exemplo, uma substância no estado líquido teria átomos arredondados (por isso, escoavam) e no estado sólido se apresentaria como átomos pontiagudos. 
E mais! Acreditavam que átomos eram eternos. 
É claro que esta concepção já foi ultrapassada. Hoje, temos conhecimento de que os átomos não são indivisíveis e nem tão pouco eternos. Eles podem ser rompidos (fissão nuclear) e até mesmo destruídos. 
Mas não podemos deixar de considerar esta linha de estudo traçada por nossos ancestrais, pois ela permitiu à ciência dar seus primeiros passos até à Idade Moderna e chegar a um estágio avançado, tal qual é atualmente. 
LIGAÇÃO COVALENTE
A ligação covalente é um tipo de ligação química realizada entre os átomos de hidrogênio, ametais e semimetais que compartilham entre si pares de elétrons.
O dióxido de carbono é formado por ligações covalentes entre o carbono e dois átomos de oxigênio
A ligação covalente é um tipo de ligação química que ocorre com o compartilhamento de pares de elétrons entre átomos que podem ser o hidrogênio, ametais ou semimetais.
Segundo a teoria ou regra do octeto, os átomos dos elementos ficam estáveis quando atingem a configuração eletrônica de um gás nobre, ou seja, quando eles possuem oito elétrons em sua camada de valência (camada mais externa) ou dois elétrons — no caso de possuírem somente a camada eletrônica K.
Assim, seguindo essa regra, os átomos dos elementos mencionados possuem a tendência de ganhar elétrons para alcançarem a estabilidade. Por exemplo, o hidrogênio no estado fundamental possui somente um elétron na sua camada eletrônica; assim, para ficar estável, ele precisar receber mais um elétron de outro átomo.
Se tivermos dois átomos de hidrogênio, ambos precisarão receber um elétron cada. Por isso, em vez de transferirem elétrons (como ocorre na ligação iônica), eles farão uma ligação covalente em que compartilharão um par de elétrons. Desse modo, ambos ficarão com dois elétrons, adquirindo a estabilidade:
Ligação covalente de formação do gás hidrogênio
Essa forma de representar as ligações químicas, em que os elétrons da camada de valência são colocados ao redor do símbolo do elemento como “pontinhos”, é chamada de fórmula eletrônica de Lewis. Nela, cada par de elétrons compartilhado em uma ligação covalente é representado por um “enlaçamento” entre os dois pontinhos.
Existe outra forma de representar as ligações covalentes, que é por meio da fórmula estrutural.Nessa fórmula, cada par compartilhado é representado por um traço. Veja:
Representação das ligações covalentes em fórmulas estruturais
Assim, a ligação que forma o gás hidrogênio é representada da seguinte forma: H ? H. E sua fórmula molecular é H2.
Visto que o hidrogênio é capaz de realizar somente uma ligação covalente, dizemos que ele émonovalente. Veja na tabela a seguir a quantidade de ligações covalentes que os principais ametais e semimetais podem realizar:
Possibilidades de realização de ligação covalente dos ametais e semimetais principais da Tabela Periódica
Com base nisso, consideremos agora a molécula de dióxido de carbono (CO2). O carbono, que pertence à família 14, possui quatro elétrons na última camada, como mostrado na tabela, e precisa fazer quatro ligações covalentes para ficar estável. Já o oxigênio é da família 16, possui seis elétrons na camada de valência e precisa realizar duas ligações. Desse modo, o carbono compartilha dois pares de elétrons ou faz duas ligações duplas com cada átomo de oxigênio. Veja como ficam as fórmulas eletrônica e estrutural, respectivamente, do dióxido de carbono:
Fórmula eletrônica e estrutural do dióxido de carbono
Veja mais exemplos a seguir:
Exemplos de ligações covalentes (fórmulas eletrônicas)
Mas existe um tipo especial de ligação covalente. Estude sobre ela no texto Ligação Covalente Dativa.
LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA
Compartilhar elétrons: ligação covalente dativa
Ligação covalente dativa ocorre quando um átomo compartilha seus elétrons. Essa ligação obedece à Teoria do Octeto, onde os átomos se unem tentando adquirir oito elétrons na camada de valência para atingir a estabilidade eletrônica. 
Exemplo: formação de dióxido de enxofre (SO2). 
O átomo de enxofre (S) adquire seu octeto através da ligação com o oxigênio localizado à esquerda (ligação dupla coordenada). O oxigênio à direita necessita de elétrons para completar a camada de valência, e então o enxofre doa um par de elétrons para esse oxigênio. Essa transferência de elétrons é indicada pelo vetor (seta) e corresponde à ligação covalente dativa. 
Vejamos o compartilhamento de elétrons na formação do composto Sulfato, onde um átomo central de enxofre estabelece ligações covalentes com quatro átomos de oxigênio. 
As setas vermelhas indicam as ligações dativas e os traços indicam o compartilhamento de elétrons. Na ligação dativa, o átomo de enxofre "doa" um par de elétrons para cada átomo de oxigênio, estes, por sua vez, atingem a estabilidade eletrônica.
Ligação Covalente e o Modelo de Linus Pauling com os Orbitais
A ligação covalente pelo modelo de orbitais de Linus Pauling se dá pela interpenetração ou fusão dos orbitais desemparelhados
A primeira ideia de ligação covalente foi tida em 1916, quando Lewis propôs que os átomos se ligavam por meio de pares eletrônicos, ou seja, haveria um compartilhamento de elétrons. Esse tipo de ligação é feita por átomos que têm a tendência de receber elétrons como o hidrogênio, os metais e os ametais.
No entanto, com a evolução do modelo atômico e do seu entendimento, sabe-se que o átomo tem uma propriedade de onda-partícula e, por isso, conforme diz o Princípio de Heisenberg, não é possível determinar com a mesma exatidão a posição e a velocidade de um elétron num átomo. Desse modo, hoje em dia se consideram regiões na eletrosfera, denominadas orbitais, em que é máxima a probabilidade de se encontrar um elétron.
Portanto, atualmente a ligação covalente é vista como a interpenetração dos orbitais.
Linus Pauling, em 1960, propôs um modelo de ligação covalente em que a formação de pares eletrônicos se daria por meio da interpenetração de orbitais incompletos.
Conforme visto no texto “Modelo de Orbitais”, cada orbital é representado por um quadrado que é preenchido por setas que representam os elétrons daquele orbital. Além disso, a quantidade máxima de elétrons que cabem em cada orbital são dois elétrons. Portanto, um orbital incompleto é aquele que não foi preenchido com os dois elétrons. Lembre-se também que o orbital do tipo s é uma esfera e do tipo p é um duplo ovoide.
Para entender como ocorre essa ligação por interpenetração de orbitais incompletos, vejamos dois exemplos. O primeiro que veremos é a ligação entre dois átomos de hidrogênio para a formação do gás hidrogênio (H2):
Modelo de Lewis: visto que o hidrogênio tem apenas uma camada eletrônica, a camada K, ele precisa de dois elétrons para ficar com configuração do gás nobre hélio e, assim, ficar estável. Portanto, pelo modelo de compartilhamento de elétrons, os dois átomos de hidrogênio compartilham