QUÍMICA I

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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
 
Apostila de apoio para alunos de ensino médio e técnico – Volume 1 
 
 
 
 
 
 
 
Química – Volume 1 
Química Geral e Química Inorgânica 
 
 
 
 
 
 
Versão 1.0 – Feita em 13 de abril de 2014 
Belo Horizonte, MG 
 
 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
 
 
Emerson Gonçalves 
 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química – Volume 1 
Química Geral e Química Inorgânica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
AGRADECIMENTOS 
Primeiramente agradeço do fundo do meu coração ao SENHOR JESUS por ter 
brotado dentro do meu coração o desejo de escrever esse livro e de ter me dado 
capacidade para escrevê-lo. Agradeço ainda pelos meus pais que sempre me 
incentivarão a estudar e a correr atrás de meus sonhos e minhas realizações, tanto que 
hoje estou aqui entregando para vocês o trabalho de qualidade. 
Agradeço ainda a todos os meus amigos e familiares que sempre acreditou em 
meu potencial dando força para eu prosseguir esse trabalho, em especial gostaria de 
agradecer aos meus amigos Weslei Brito, Pricila Silva e também a minha prima Ana 
Márcia que mesmo longe sempre me deu todo apoio a continuar. 
Na oportunidade gostaria ainda de agradecer aos meus professores do ensino 
médio, técnico e superior que me apoiou nessa jornada a todos vocês, mas em destaque 
especial gostaria de agradecer aos(as) meus(minhas) professores(as) Carla Lúcia (ensino 
médio), Patrícia Rezende (técnico), Naila Marilac (técnico) e a minha professora 
Henriete Silva (superior) pois foram pessoas que sempre acreditou em minha vitória e 
hoje essa vitória e conquista vocês também participam dela. 
Por fim gostaria de agradecer a todos os meus 1254 seguidores (até a presente 
data) que seguem meu grupo “LIVRO DE QUÍMICA” no facebook que sempre estão 
ali participando, votando, dando opiniões, sugerindo ideias, isso é muito gratificante 
para mim, mas em especial gostaria de agradecer ao Gabriel Hernandez, Ytalo Lucas, 
Edson Alves, François Terto, Fael Lisboa e Rodrigo Bernardo. Se por um acaso deixei 
de citar o nome de alguém me desculpem. 
Por fim a todos que tem me ajudado!!! Meu muito obrigado!!! 
 
Cordialmente. 
Emerson Gonçalves – 26 de julho de 2014 
 
 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
Sumário 
Capítulo 1 ..................................................................................................................... 10 
1.1 – Introdução ........................................................................................................... 10 
1.2 – Conceito ............................................................................................................... 10 
1.3 – Segurança em laboratório .................................................................................. 10 
Capítulo 2 ..................................................................................................................... 12 
2.1 – Fundamentos ....................................................................................................... 12 
2.2 – Classificação da matéria .................................................................................... 13 
2.2.1 – Substâncias e misturas .................................................................................... 13 
2.2.2 – Estados físico da matéria ................................................................................ 15 
2.2.2.1 – Diagramas de mudanças de estados físicos ................................................ 17 
2.2.3 – Métodos de separação de mistura .................................................................. 20 
2.2.4 – Fenômenos da matéria .................................................................................... 22 
2.2.5 – Densidade ......................................................................................................... 23 
Capítulo 3 ..................................................................................................................... 29 
3.1 – Átomo e estruturas sub atômicas que constituem a matéria .......................... 29 
3.2 – Ideias atômicas .................................................................................................... 29 
3.3 – Fundamentos atômicos e da matéria (resumo) ................................................ 32 
3.4 – Íons ....................................................................................................................... 33 
3.4.1 – Semelhança atômica ........................................................................................ 34 
3.5 – Os subníveis ......................................................................................................... 35 
3.6 – O modelo quântico .............................................................................................. 37 
3.6.1 – Fundamento de quântica ................................................................................. 37 
3.6.2 – A representação do orbital .............................................................................. 37 
Capítulo 4 ..................................................................................................................... 41 
4.1 – Tabela Periódica ................................................................................................. 41 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
4.2 – Família ................................................................................................................. 42 
4.2.1 – Família em A .................................................................................................... 42 
4.3 – Identificação dos elementos ............................................................................... 43 
4.4 – Outras famílias .................................................................................................... 46 
4.5 – Período ................................................................................................................. 46 
4.6 – Propriedades periódicas e aperiódicas ............................................................. 48 
4.6.1 – Propriedades periódicas .................................................................................. 48 
4.6.1.1 – Fundamentos periódicos .............................................................................. 49 
4.6.2 – Propriedades aperiódicas ................................................................................ 51 
4.7 – Apêndice .............................................…............................................................. 51 
Capítulo 5 ....................................................…............................................................. 55 
5.1 – Ligações químicas ..............................…............................................................. 55 
5.2 – Ligações metálicas .............................…............................................................. 56 
5.3 – Ligações iônicas ..................................…............................................................. 56 
5.3.1 – Escrevendo a fórmula química (regra da Xuxa) ........................................... 57 
5.4 – Característicasquebradiças dos compostos iônicos ........................................ 60 
5.5 – Ligações covalentes ............................................................................................. 62 
5.6 – Estrutura de Lewis nas ligações iônicas e covalente ........................................ 64 
5.6.1 – Estrutura de Lewis nas ligações iônicas ........................................................ 64 
5.6.2 – Estrutura de Lewis nas ligações covalente .................................................... 65 
5.7 – Polaridade das ligações ...................................................................................... 67 
5.7.1 – Geometria molecular ....................................................................................... 67 
5.7.1.1 – Geometria linear ........................................................................................... 67 
5.7.1.2 – Geometria angular ........................................................................................ 68 
5.7.1.3 – Geometria trigonal planar ........................................................................... 69 
5.7.1.4 – Geometria piramidal (pirâmide trigonal) .................................................. 69 
5.7.1.5 – Geometria tetraédrica .................................................................................. 70 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
5.8 – Ligações dativas .................................................................................................. 71 
Capítulo 6 ..................................................................................................................... 75 
6.1 – Interações intermoleculares ............................................................................... 75 
6.1.1 – Dipolo-Induzido ............................................................................................... 76 
6.1.2 – Dipolo-Permanente .......................................................................................... 77 
6.1.3 – Ligações de hidrogênio .................................................................................... 78 
6.1.4 – Interações íons-dipolo ...................................................................................... 79 
6.2 – Solubilidade ......................................................................................................... 79 
6.2.1 – Fundamentos .................................................................................................... 79 
6.2.2 – 1° regra da solubilidade: semelhante dissolve semelhante ........................... 79 
6.2.3 – 2° regra da solubilidade: solventes mistos ..................................................... 80 
6.3 – Influências no PE ................................................................................................ 81 
6.3.1 – Influência das interações ................................................................................. 81 
6.3.2 – Influência da massa molar .............................................................................. 82 
6.3.3 – Influência da estrutura .................................................................................... 82 
6.4 – Viscosidade .......................................................................................................... 83 
6.5 – Tensão superficial ............................................................................................... 84 
Capítulo 7 ..................................................................................................................... 91 
7.1 – Introdução a química inorgânica ...................................................................... 91 
7.2 – Funções inorgânicas I (ácidos e bases) .............................................................. 91 
7.2.1 – Ácidos de Arrhenius ........................................................................................ 91 
7.2.1.1 – Classificação dos ácidos ................................................................................ 92 
7.2.1.2 – Nomenclatura dos ácidos ............................................................................. 92 
7.2.1.3 – Classificação dos ácidos ................................................................................ 94 
7.2.1.4 – Característica dos ácidos .............................................................................. 94 
7.2.2 – Bases de Arrhenius .......................................................................................... 95 
7.2.2.1 – Nomenclatura das bases ............................................................................... 96 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
7.2.2.2 – Classificação das bases ................................................................................. 97 
7.2.2.3 – Solubilidade das bases .................................................................................. 97 
7.2.2.4 – Característica das bases ............................................................................... 98 
7.3 – Indicadores ácidos e bases ................................................................................. 98 
7.4 – Tabela de pH ....................................................................................................... 99 
7.5 – Funções inorgânicas II (sais e óxidos) ............................................................. 101 
7.5.1 – Sais .................................................................................................................. 101 
7.5.1.1 – Classificação dos sais .................................................................................. 102 
7.5.1.2 – Reação de neutralização (Obtenção de sais) ............................................ 103 
7.5.1.3 – Nomenclatura dos sais ................................................................................ 104 
7.5.1.4 – Característica dos sais ................................................................................ 106 
7.5.2 – Óxidos ............................................................................................................. 108 
7.5.2.1 – Nomenclatura de óxidos ............................................................................. 108 
7.5.2.2 – Classificação dos óxidos ............................................................................. 109 
7.5.2.2.1 – Óxidos básicos .......................................................................................... 109 
7.5.2.2.1.1 – Mecanismo de reação – óxidos básicos ............................................... 110 
7.5.2.2.2 – Óxidos ácidos ............................................................................................ 110 
7.5.2.2.2.1 – Mecanismo de reação – óxidos ácidos ................................................. 111 
7.5.2.2.3 – Óxidos neutros ......................................................................................... 111 
7.5.2.2.4 – Óxidos anfóteros ...................................................................................... 111 
7.5.2.2.4.1 – Mecanismo de reação – óxidos anfóteros ........................................... 111 
7.5.2.3 – Aplicações de óxidos e presença deles na natureza ................................. 114 
7.6 – Funções inorgânicas III (Peróxidos e hidretos) ............................................. 115 
7.6.1 –Peróxidos ......................................................................................................... 115 
7.6.1.1 – Nomenclatura de peróxidos ....................................................................... 115 
7.6.1.2 – Mecanismo de reação dos peróxidos ......................................................... 1157.6.2 – Hidretos .......................................................................................................... 116 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
7.6.2.1 – Nomenclatura de hidretos .......................................................................... 116 
7.6.2.2 – Mecanismo de reação dos hidretos ............................................................ 116 
Capítulo 8 ................................................................................................................... 123 
8.1 – Reações químicas .............................................................................................. 123 
8.1.1 – Classificação da reação química quanto ao tipo ......................................... 124 
8.1.1.1 – Reações de adição ....................................................................................... 124 
8.1.1.2 – Reações de decomposição ........................................................................... 124 
8.1.1.3 – Reações de simples troca ou deslocamento ............................................... 124 
8.1.1.4 – Reações de dupla troca ............................................................................... 124 
8.1.2 – Balanceamento de equações – tentativas e erros ........................................ 125 
8.1.3 – Reações de metais em meio ácido ou água .................................................. 129 
8.1.4 – Reações de combustão ................................................................................... 129 
Capítulo 9 ................................................................................................................... 133 
9.1 – Relações de massa ............................................................................................. 133 
9.1.1 – Massa atômica ................................................................................................ 133 
9.1.2 – Massa molecular ............................................................................................ 133 
9.1.3 – Mol .................................................................................................................. 134 
9.1.4 – Massa molar (MM) ........................................................................................ 134 
9.1.5 – Quantidade de matéria .................................................................................. 134 
9.2 – Leis ponderais ................................................................................................... 138 
9.2.1 – Leis de Lavoisier ............................................................................................ 138 
9.2.2 – Leis de Proust ................................................................................................. 139 
9.3 – Estequiometria das reações .............................................................................. 140 
9.3.1 – Quadro estequiométrico ................................................................................ 141 
9.3.2 – Reagentes em excesso .................................................................................... 144 
9.3.3 – Rendimento das reações ............................................................................... 146 
9.3.4 – Pureza dos reagentes ..................................................................................... 147 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
Capítulo 10 ................................................................................................................. 152 
10.1 – Revisando o que é gás ..................................................................................... 152 
10.2 – Variáveis de estados ........................................................................................ 152 
10.2.1 – Pressão .......................................................................................................... 152 
10.2.2 – Volume .......................................................................................................... 155 
10.2.3 – Temperatura ................................................................................................ 156 
10.3 – Gás ideal .......................................................................................................... 156 
10.4 – Estequiometria dos gases ............................................................................... 156 
10.5 – Quantidade de substância .............................................................................. 159 
10.6 – Transformações gasosas ................................................................................. 160 
10.6.1 – Transformação isotérmica (Lei de Boyle) ................................................. 160 
10.6.2 – Transformação isovolumétrica (Lei de Charles Gay-Lussac) ................ 160 
10.6.3 – Transformação isobárica ............................................................................ 161 
10.7 – Volume molar ................................................................................................. 163 
10.8 – Lei de Avogrado para gases ........................................................................... 164 
10.9 – Mistura de gases .............................................................................................. 165 
10.9.1 – Lei de Amagat (volume parcial) ................................................................. 165 
10.10 – Estudo da densidade gasosa e a relação entre difusão e efusão ................ 167 
10.10.1 – Densidade absoluta dos gases ................................................................... 167 
10.10.2 – Densidade relativa dos gases ..................................................................... 168 
10.10.3 – Difusão e efusão ......................................................................................... 168 
TABELAS QUE PODEM SER UTEIS EM PROVAS .......................................... 173 
CONSIDERAÇÕES FINAIS .................................................................................... 175 
BIBLIOGRÁFIA ....................................................................................................... 176 
 
 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
Capítulo 1 
1.1 - Introdução 
 
Segunda a definição do dicionário química é a ciência em que se estuda a 
estrutura das substâncias, correlacionando-a com as propriedades macroscópicas, e se 
investigam as transformações destas substâncias – Novo Aurélio - Século XXI. 
A química é uma ciência “experimental”, então todas as suas teorias, hipóteses e 
descobertas foram correlacionadas e observadas através de experimentos. 
Esta apostila tem um intuito de ajudar o aluno(a) a aprender e ver química de 
uma maneira que facilite seu conhecimento e sua compreensão e porque não aumentar 
seu interesse no aprendizado, mas porém, para isso ocorrer é necessário ter em mente 
alguns conceitos que será dado a seguir. 
 
1.2 – Conceito 
1. Observação: pode ser utilizado como um método simples (mudança de cor em 
uma reação) ou por um método mais sofisticado (utilizando, por exemplo, um 
aparelho apropriado). 
 
2. Lei: eventos que se manifestam um conjunto de eventos semelhantes, mas que 
não explica o porquê de sua ocorrência. 
 
3. Hipótese: explica a possível ocorrência de um fenômeno, mas que é 
comprovada somente pela realização de diversos experimentos. 
 
4. Teoria: Uma imagem do sistema criada por meio de experimentos. 
 
1.3 – Segurança em laboratório 
Um laboratório é um local adequado principalmente para a realização de 
experimentose análises. O laboratório deve conter instalações d’água, gás, eletricidade, 
ser muito iluminado e ventilado. 
Alguns acidentes em laboratórios podem ocorrer devido à falta de atenção e dos 
conhecimentos de regra básica, portanto é importante conhecer cada um deles para 
evitar que tais acidentes ocorram. 
 
 
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Normas básicas: 
 
a) Não correr 
b) Manter as saídas desobstruídas 
c) Não colocar livros, sacolas e outros utensílios sobre bancos ou bancadas. 
d) Não comer, beber ou fumar. 
e) Manter os extintores de incêndios e os locais de EPC’s1 sempre 
desobstruídos. 
f) Manter o local sempre limpo e organizado (inclusive não deixar bancadas, 
balanças e aparelhos sujos). 
g) Fechar gavetas e armários após o uso. 
h) Conferir o mapa de risco antes da execução das atividades. 
i) Não brincar. 
 
1 – EPC’s – Equipamentos de Proteções Coletivas. 
 
Além das normas básicas de segurança é necessário que em um laboratório se 
utilizem jaleco de manga comprida (preferencialmente da cor branca), calçado fechado, 
calça comprida, cabelos longos, luvas de látex e óculos de proteção sempre amarrados. 
 
Exercícios 1.1 – Marque a opção que corresponde a uma pessoa com a vesti perfeita 
para um laboratório. 
a) Jaleco de manga curta, sandália e cabelo solto. 
b) Jaleco de manga curta, óculos de proteção e luva de látex. 
c) Calça comprida, lente de contato e cabelo solto 
d) Jaleco de manga comprida, óculos de proteção e luva de látex. 
 
Resposta: Letra D (Obs.: em laboratório é proibido usar lente de contato pois algum gás 
pode reagir com ela e danificar o material no seu olho. 
 
 
 
 
 
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Capítulo 2 
2.1 – Fundamentos 
 
Nesta seção estudaremos alguns conceitos fundamentais em química que nos 
serão importantes para as três edições dessa apostila. 
 
Corpo: Uma porção limitada da matéria. 
Densidade (d): é a razão entre uma determinada massa e um volume. 
Energia: Capacidade que um sistema possui de realizar um trabalho. Ela é representada 
de diversas maneiras tais como – calorífica, cinética, elétrica, eletromagnética, 
mecânica, potencial, química e radiante. Uma possui a capacidade de se transformar na 
outra. 
Massa (m): quantidade de matéria existente em um corpo. 
Matéria: Tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço. 
Pressão (p): é a relação entre uma força aplicada em uma determinada área. 
Temperatura (T): representa o estado de agitação das partículas e representa a 
capacidade de um corpo ceder ou receber calor. 
Volume (v): é a extensão de espaço ocupado por um corpo. 
 
Exercício 2.1 – Marque a opção que não representa matéria: 
a) Ar atmosférico 
b) Lava de vulcão 
c) Luz infravermelha 
d) Caneta 
Resposta: Letra C 
Exercício 2.2 – Dentre as representações abaixo marque aquela que representa a 
medida de massa. 
a) 15L c) 3,2 Kg 
b) 23,5 nm d) 4,3g/mL 
Resposta: Letra C (representa unidade de massa – quilograma) 
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Exercício 2.3 – Faça as transformações abaixo: 
a) 15L para mL (resposta: 15.000 mL) 
b) 23 m para nm (resposta: 2,3x10-8nm) 
c) 3g/mL para Kg/L (resposta: 0,003Kg/L) 
 
2.2 – Classificação da matéria 
Para darmos inicio a classificação da matéria é necessário antes termos alguns 
conhecimentos de alguns conceitos fundamentais. 
Átomo: partículas indivisíveis que constituem a menor unidade de qualquer elemento 
químico. 
Molécula: Um conjunto de átomos juntos e ligados entre si origina as moléculas. 
 
2.2.1 – Substâncias e misturas 
Substâncias: um conjunto de átomos com as mesmas propriedades químicas 
constituem um elemento químico, e cada substância é caracterizada por uma porção 
constante desses elementos. 
Substância pura: Formada por unidades químicas iguais e podem ser classificadas 
como simples e compostas. 
Substância simples: constituídos por átomos de um mesmo elemento. 
Exemplo: H2, Cl2, O3, Xe, etc. 
Substância composta: constituídos por átomos de elementos diferentes: 
Exemplo: H2O, F2Xe, HCl, etc. 
Mistura: constituída por uma ou mais substâncias. 
Exemplo: água e etanol, etanol e gasolina, etc. 
Misturas homogênea: são misturas que apresenta apenas uma única fase. 
Mistura heterogênea: são misturas que apresenta uma ou mais fase. 
Sistema: porção limitada de trabalho ou estudo. 
 
 
 
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Exercício 2.4 – Classifique as misturas abaixo como heterogênea ou homogênea. 
a) Água e gasolina (resposta: mistura heterogênea) 
b) Fenol e gasolina (resposta: mistura homogênea) 
c) Grãos de feijão e água (resposta: mistura heterogênea) 
d) Ferro em pó e enxofre (resposta: mistura heterogênea) 
Exercício 2.5 – Classifique as substâncias abaixo como heterogênea ou homogênea, 
indique o número de componentes e o número de fases presente no sistema. 
a) Areia, água e gasolina (resposta: mistura heterogênea, 3 componentes e 3 fases). 
b) Água, álcool e gelo (resposta: mistura heterogênea, 2 componentes e 2 fases). 
c) Água e álcool (resposta: mistura homogênea, 2 componentes e 1 fase). 
d) Areia e sal (resposta: mistura heterogênea, 2 componentes e 2 fases). 
Exercício 2.6 – Classifique as substâncias abaixo como pura ou mistura. 
a) Água da torneira (resposta: mistura) 
b) Vinagre (resposta: mistura) 
c) Alumínio (resposta: pura) 
d) Medalha de bronze – liga de cobre e estanho (mistura) 
Exercício 2.7 – A água do mar é uma substância pura ou mistura? Justifique. (resposta: 
a água do mar é uma mistura. Justificativa: o seu gosto salgado comprova a quantidade 
de vários sais minerais dissolvidos no meio). 
Exercícios 2.8 – Classifique os componentes abaixo como simples ou composto. 
a) HCl f) HI l) Mo 
b) H2O g) H2 m) Cr
6+
 
c) Zn2+ i) H+ n) Kr 
d) O3 j) NaCl o) H3PO4 
e) O2 k) P8 p) H2SO4 
Resposta dos exercícios 2.8 
a) Composto b) Composto c) Não se aplica d) Simples e) Simples f) Composto g) 
simples h) Simples i) Não se aplica j) Composto k) Simples l) simples m) Não se 
aplica n) Simples o) Composto p) Composto 
 
 
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2.2.2 – Estados físico da matéria 
 
A matéria pode ser representada em três estados físico: 
 
- Sólido: Energia potencial baixa, moléculas organizadas. 
- Líquido: Energia potencial média, moléculas pouco desorganizadas. 
- Gasoso: Energia potencial alta, moléculas muito desorganizadas. 
 
Dentre os estados da matéria citada acima a ilustração abaixo nos demonstra 
esquematicamente sobre o comportamento microscópico da matéria. 
 
A matéria não está limitada a apenas um tipo de estado físico, sendo que ela 
pode sofrer variação de um estado para o outro devido alguns fatores, sendo que esses 
fatores são pressão e/ou temperatura. Cada alteração da matéria recebe um nome 
especial, conforme representado abaixo: 
 
 
 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais- UFMG 
 
Exercícios 2.9 – Dentre os materiais abaixo coloquem em ordem decrescente de 
energia potencial. 
a) Ar atmosférico; caneta e água liquida. 
b) Pedra, óleo de cozinha e GLP. 
c) Criptônio (gás nobre), hidrogênio gasoso, água liquida e sapato 
Resposta dos exercícios 2.9: 
a) Ar atmosférico > água > caneta 
b) GLP > óleo de cozinha > pedra 
c) Criptônio = hidrogênio > água liquida > sapato 
 
Exercícios 2.10 (recuperação final 2013) – Um estudante pegou uma seringa não 
usada e sem agulha e fez o seguinte experimento. Puxou o ar dela por alguns instantes 
e logo depois pressionou novamente (conforme ilustração abaixo). 
 
Indique o nome, a passagem do estado físico e como ele ocorrera dentro da seringa e 
quais os fatores responsáveis por tal transformação. 
Resposta: Como o ar atmosférico encontra se no estado gasoso quando o estudante 
puxar uma pequena porção do ar ele ficara retido dentro da seringa, deixando as 
moléculas rearranjadas na forma de gás, com uma energia potencial alta e com pouca 
organização. Quando é exercida uma pressão (uma determinada força aplicada sobre 
uma área) as moléculas são rearranjadas de tal maneira a reorganizar as moléculas 
podendo deixar dependendo da força aplicada elas até no estado liquido, porém, 
nenhuma força aplicada é suficiente para fazer com que as moléculas tornem a água 
sólida em uma seringa. Nesse fenômeno a uma passagem do estado gasoso para liquido, 
então dizemos que dentro da seringa ocorreu uma liquefação. 
 
 
 
 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
2.2.2.1 – Diagramas de mudanças de estados físicos 
 
Conceitos fundamentais: 
 
- Ponto de fusão (PF): passagem da matéria do estado sólido para liquido. Nesse ponto a 
matéria apresenta os dois estados físicos (sólido e liquido). 
- Ponto de ebulição (PE): passagem da matéria do estado liquido para o gasoso. Nesse 
ponto a matéria apresenta os dois estados físicos (liquido e gasoso). 
 
- Substância pura: as substâncias puras apresentam dois patamares constantes, sendo um 
no ponto de fusão e outro no ponto de ebulição. Nas substâncias puras a matéria 
apresenta temperatura constante no ponto de fusão e também no ponto de ebulição. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
S 
S + L 
L 
L + G 
G 
Temperatura (°C) 
Tempo (min.) 
18 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
- Misturas: ao contrário das substâncias puras as misturas não apresentam patamares de 
fusão nem ebulição e sim faixas que indicam a ocorrência da alteração do estado físico. 
Nas misturas o PF e PE não apresentam temperaturas constantes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Alem das misturas comuns existem dois tipos de misturas que originam um gráfico com 
comportamento diferente que são as misturas eutéticas (componentes que possuem uma 
liga metálica) e as misturas azeotrópicas (mistura homogênea entre dois líquidos). 
- Misturas eutéticas: possui um patamar de fusão. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
S 
S + L 
L 
L + G 
G 
Temperatura (°C) 
Tempo (min.) 
Temperatura (°C) 
Tempo (min.) 
S 
S + L 
L 
L + G 
G 
19 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
- Misturas azeotrópicas: possui um patamar de ebulição. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercício 2.11 (recuperação final 2013) – O gráfico a seguir representa o 
aquecimento de uma amostra d’água pura, aonde o momento II indica exatamente o 
ponto aonde a água chegou ao seu ponto de fusão. Indique no gráfico qual(is) será(ão) 
os estados físicos da água em cada região abaixo representada. 
 
Resposta: Como o gráfico representa um fragmento focado no ponto de fusão e a região 
dois representa exatamente esse ponto fica sendo a Região I – sólido; Região II sólido e 
liquido e a Região III sendo o estado líquido da água. 
 
 
Temperatura (°C) 
Tempo (min.) 
S 
S + L 
L 
L + G 
G 
20 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
 
Exercícios 2.12 – Dada a tabela abaixo indique qual o estado físico de cada elemento a 
25°C. 
Substância PF PE 
A - 180°C -45°C 
B - 35°C 30°C 
C 10°C 120°C 
D - 60°C 15°C 
E 70°C 320°C 
 
Resposta: a) gasoso b) liquido c) liquido d) gasoso e) sólido 
 
2.2.3 – Métodos de separação de mistura 
 
Na natureza quase nada é puro, sendo a maioria das coisas encontradas na forma de 
mistura. Para trabalhos em laboratórios às vezes é importante que se faça a separação de 
certas misturas. Abaixo se encontram resumidamente dois quadros com alguns métodos 
de separação de mistura (vale ressaltar que não são os únicos métodos, mas são os mais 
utilizados). 
MISTURAS 
HETEROGÊNEAS 
SÓLIDO + SÓLIDO 
LIQUIDO + SÓLIDO 
INSOLUVEL LIQUIDOS IMISCÍVEIS 
ATRAÇÃO MAGNÉTICA DECANTAÇÃO FUNIL DE BROMO 
DISSOLUÇÃO FRACIONADA FILTRAÇÃO 
 
MISTURAS 
HOMOGÊNEAS 
SÓLIDO + LIQUIDO LIQUIDO + LIQUIDO 
EVAPORAÇÃO DESTILAÇÃO FRACIONADA 
DESTILAÇÃO SIMPLES 
 
Estudaremos o comportamento e a utilização de cada um desses métodos: 
1. Atração magnética: é utilizada quando um dos componentes consegue ser 
separado por um ímã. 
 
2. Dissolução fracionada: é o método utilizado em que se adiciona um solvente1 a 
mistura e apenas um dos sólidos é solúvel nele. 
 
1 – Inicialmente trataremos solvente como substâncias capazes de dissolver outras. 
 
21 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
3. Decantação: método no qual o material particulado não dissolvido sedimenta no 
fundo do recipiente, podendo ser separado por um método de transferência. 
 
4. Filtração: o sólido é despejado sobre um elemento o qual tem a capacidade de 
reter o material particulado deixando somente o liquido passar (Obs. Esse 
método pode ser por filtração simples ou a vácuo, isso vai depender da 
necessidade do trabalho). 
 
5. Funil de bromo: é o método no qual o material mais denso escoa por um funil 
enquanto o outro fica retido em outro recipiente. 
 
6. Destilação simples: é um dos métodos utilizados para separar sólido de liquido, 
no qual a mistura é aquecida e o vapor é extraído deixando o sólido para trás. 
 
7. Destilação fracionada: utilizada principalmente na indústria de petróleo é 
utilizada para separar líquidos de diferentes PE. 
 
OBSERVAÇÃO: serão feito alguns exercícios que ilustrar melhor cada uma das 
operações citadas acima. 
 
Fundamentos dos exercícios: alguns métodos de separação por fazer parte do 
cotidiano não foram exemplificado a fundo, porém caso tiverem dúvidas me 
escrevam em juh16_@hotmail.com ou e-20@ufmg.br 
Exercício 2.13 – Associe cada mistura com seu método de separação. 
 Misturas Processos 
1 – água + gasolina A - Catação 
2 – areia + limalha de ferro B - Filtração 
3 – Salmoura C – Atração magnética 
4 – Arroz + feijão D – Destilação simples 
5 – Água + areia E – Funil de separação 
 
Respostas: 
1 – E / 2 – C / 3 – D / 4 – A / 5 – B 
 
22 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
Exercício 2.14 (UERJ) – A água ardente é uma bebida alcoólica obtidaa partir da 
cana de açúcar. Muitas pessoas tem o costume de apelida-la de “purinha”. Sabe-se 
porém que ela não é pura. Um dos métodos de separação de mistura que prova essa 
evidência é: 
a) Filtração 
b) Deslitação 
c) Decantação 
d) Centrifugação 
Resposta: Letra B 
 
2.2.4 – Fenômenos da matéria 
A matéria ela pode sofrer algumas alterações macroscópica e microscópica e 
isso são chamados de fenômenos (retornaremos mais adiante em fenômenos), porém é 
fundamental conhecermos: 
 
 Fenômeno físico: é aquele no qual não existe a transformação da matéria. 
 
Exemplos: rasgar papel, quebrar um vidro, derretimento do gelo, etc. 
 
 Fenômenos químicos: é aquele no qual a matéria é transformada. 
Exemplos: queimar um papel, azedamento do leite, aparecimento de bolores no pão, etc. 
 
Exercício 2.15 – Classifique os fenômenos como físicos (F) ou químicos (Q): 
a) Azedamento do leite (Q) 
b) Rasgar papel (F) 
c) Azedamento do feijão (Q) 
d) Perda de gás de um refrigerante (F) 
 
 
 
 
23 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
2.2.5 – Densidade 
A matéria possui diversas propriedades química e física que podem variar de um 
material para o outro, mas nessa seção iremos explicar sobre uma propriedade 
extremamente importante que é a densidade. 
 
Definição: Densidade é a razão da matéria que correlaciona uma comparação entre 
volume e a massa de um determinado material e tal razão é expressa em g/cm³ ou g/mL. 
 
 A densidade é uma propriedade tal que exerce uma relação d α m (densidade é 
diretamente proporcional a massa) e d α 
 
 
 (densidade inversamente proporcional ao 
volume. 
 
d = 
 
 
 
 
 A densidade nos exerce outra propriedade fundamental que explica o fato de 
alguns materiais imiscíveis ficarem embaixo e outro em cima, isso é dado com: 
 
 Material mais denso: afunda 
 Material menos denso: flutua. 
 
Exercícios 2.15 (1° prova 2013) – PUC – SP – Em uma indústria química no preparo 
de uma análise desejava-se se saber a densidade de uma amostra que ele analisava. 
Observando os rótulos das amostras até então desconhecidas estavam escritas as 
seguintes informações. 
 
Liquido A: Volume 120 cm³ e Densidade 0,78g/cm³ 
Liquido B: Volume 200 cm³ e Densidade 0,56 g/cm³ 
 
O químico fez a mistura dessas duas substâncias. Com base nesses dados 
determine a nova densidade. 
 
24 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
Resposta: Nesse tipo de exercício nos foi dado o volume e a densidade, então 
com base nesses dados calcularemos a massa de cada um dos materiais de forma 
separada da seguinte maneira. 
m(g) = V(cm³) x d (g/cm³) 
Tendo então essa nova relação, calcularemos a massa contida no liquido A e no liquido 
B tendo então. 
A = 93,6g 
B = 112g 
Com os valores das massas dos dois materiais usaremos a formula da densidade para 
descobrir o valor da densidade das duas misturas, podendo então fazer a seguinte 
relação: 
 
d = 
 
 
 d = 
 
 
 d = 
 
 
 d = 0,6425 g/cm³ 
Exercício 2.16 – Sabendo que a densidade da água é de 1g/cm³ a nova mistura obtida 
pelas misturas dos líquidos A e B estaria acima ou embaixo de uma pequena porção 
d’água? 
Resposta: De acordo com os cálculos obtidos no exercício anterior o novo liquido 
estaria embaixo, pois se trata de um material menos denso que à água. 
 
- EXERCÍCIOS DE REVISÃO CAPÍTULO 2 (ATÉ AQUI MATÉRIA DA 
PRIMEIRA PROVA) - 
(Não há resolução desses exercícios!!!) 
Exercício R.1 – A seguir encontra-se uma tabela com PF e PE de algumas substâncias 
a 1 atm de pressão. Determine o estado físico de cada substância abaixo a 50°C. 
 
Substância PF (°C) PE (°C) 
Cloro -101 -34,6 
Fluor -219,6 -188,1 
Bromo -7,2 58,8 
Mercúrio -38,8 356,6 
Iodo 113,5 184 
 
 
25 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
Exercício R.2 – Observe os fatos abaixo: 
I) Uma pedra de naftalina deixada em um armário 
II) Uma vasilha com água deixada no freezer a -4°C 
III) Uma vasilha com água deixada no sol 
IV) O derretimento de um pedaço de chumbo quando aquecido 
Indique o nome da passagem física que ocorre em cada fenômeno acima. 
Exercício R.3 – Observe a tabela abaixo com PF e PE de algumas substâncias. 
 
Substância PF (°C) PE (°C) 
Fenol 41 182 
Pentano -130 36 
Clorofórmio -63 61 
Etanol -117 78 
 
Considere essas substâncias na Antártida (-35°C), Porto Alegre (25°C) e no deserto do 
Saara (55°C). Qual o estado físico das substâncias nos três locais indicados? 
Exercício R.4 – O gelo seco (CO2(g)) a 25°C passa do estado sólido para gasoso 
imediatamente. Qual é o nome dessa passagem? 
Exercício R.5 – Complete o espaço em branco de acordo com o que está no parêntese. 
a) A agitação das moléculas é (maior/menor) ______________ nos líquidos do que 
em gases. 
b) Nos gases as moléculas se movem com (grande/pequena) __________________ 
velocidade. 
c) Nos materiais sólidos a organização molecular é (grande/pequena) ___________ 
d) A energia (cinética/potencial) ________________ nos gases é maior que nos 
líquidos e sólidos. 
Exercício R.6 – Indique o estado físico da matéria sugerido abaixo. 
 
 
26 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
Exercícios R.7 – A aparelhagem a seguir mostra o esquema de um aparelho utilizado 
para obter água potável a partir de água salobra (que contém altas concentrações de 
sais). Este aparelho improvisado é usado em regiões desérticas da Austrália. 
 
a) Indique o nome de todas as mudanças de estados físico que ocorre com á água 
dentro do aparelho. 
b) De onde vem a energia proveniente para fazer essa alteração? 
Exercícios R.8 – Dentre as substâncias a seguir aquela que representa em todas 
opções somente substâncias simples é: 
a) H2O, O2, O3 
b) CH4, H2O, H2 
c) MgCl2, H2O2, CCl4 
d) N2, Cl2, H2 
Exercício R.9 – Assinale a alternativa que representa a alternativa correta. 
a) Uma substância simples sempre é pura 
b) Uma substância composta sempre é pura 
c) Uma substância simples pode ser composta 
d) Uma substância composta pode ser pura 
Exercícios R.10 (PUC-MG) – Observe o sistema abaixo aonde as esferas representam 
átomos. 
 
Sobre essas informações marque a alternativa incorreta: 
27 
 
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a) II contem substância pura 
b) III contem uma mistura 
c) I contem substância simples 
d) II contem uma mistura 
Exercícios R.11 – Durante o aquecimento de uma substância desconhecida o ponto de 
ebulição se mantém constante. Pode se afirmar com certeza que é uma substância 
pura? Justifique sua resposta. 
Exercício R.12 – Abaixo está representado o fluxograma de separação de uma mistura 
feita com água, azeite e açúcar totalmente dissolvido. 
 
Indique quais métodos de separação de mistura foram utilizados no processo I e no 
processo II. 
Exercícios R.13 (UFES – ES) – Indique quantas fases e quantos componentes estão 
presente em uma mistura contendo água, gelo, areia, sal de cozinha, gasolina, fenol e 
açúcar. 
Exercícios R.14 – Indique o passo a passo de como você separaria uma mistura 
contendo sal e areia. 
Exercícios R.15 – Dentre os fenômenos abaixo qual não representa um fenômeno 
químico? 
a) Queima de uma folha de papel 
b) Dissolução de um comprimido efervescente 
c) Evaporaçãodas águas do oceano 
d) Digestão do alimento no organismo 
e) Destruição da camada de ozônio 
28 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
 
Exercícios R.16 – Sabendo que a densidade do ferro é 7,8g/cm³ determine a massa de 
uma barra de ferro que tem 650cm³ de volume. 
Exercício R.17 – Determine a densidade do mercúrio sabendo que 1360g ocupam um 
volume de 100cm³. 
Exercícios R.18 – Duas substâncias A e B são colocadas em um recipiente uma após a 
outra. Durante o experimento são medidas continuamente a massa e o volume do 
recipiente. Com base nos dados experimentais se constrói o gráfico abaixo. 
 
Com base nos dados do gráfico indique a densidade das substâncias A e B 
respectivamente. 
Exercício R.19 – Em uma proveta foram colocados água, benzeno e clorofórmio, 
originando o seguinte aspecto heterogêneo. 
 
 
 
Sabendo que a densidade da água, benzeno e clorofórmio são respectivamente 
1,00g/mL, 0,900g/mL e 1,53g/mL indique quais são os líquidos A, B e C. 
 
 
 
 
29 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
Capítulo 3 
3.1 – Átomo e estruturas sub atômicas que constituem a matéria 
 Vimos em alguns capítulos anteriores que a matéria é constituída por átomos e a 
partir dessa seção “mergulharemos” a fundo sobre o que é o átomo, as primeiras ideias 
(não será muito aprofundando esse conceito por quase não se cair mais em vestibulares) 
e sobre as partículas sub atômicas (sendo que o conhecimento das partículas sub 
atômicas são extremamente importante por se tratar de um fato que vai está relacionado 
até o final do curso e também será abordado nos volumes 2 e 3 dessa obra). 
 
3.2 – Ideias atômicas 
 As primeiras ideias sobre o átomo foram propostas pelos filósofos gregos 
Demócrito e Leucipo (400 A.C) o qual foi sugerido que se uma pequena porção da 
matéria (por exemplo um grão de areia) pudesse ser dividido, e dividido e assim por 
diante chegaria um ponto em que essa divisão seria impossível e nesse ponto seria o 
“átomo” (vindo do grego que significa o indivisível). 
 Átomo de Dalton (1808): Dalton propôs em sua teoria para explicar a formação 
da matéria a qual propunha que átomos eram pequenas esferas maciças e 
indestrutíveis. 
 
 
Átomo de Dalton 
A teoria de Dalton embora simples proporciono grandes avanços na química e entre eles 
algumas conclusões foram tiradas por Dalton, sendo elas: 
1. Um conjunto de átomos apresentando mesma massa, tamanho e propriedades 
são denominados elementos químicos. 
2. Diferentes elementos apresentam diferentes propriedades (citadas acima). 
3. O rearranjo entre átomos de diferentes elementos químicos originam substâncias 
diferentes. 
 
 Átomo de Thomson (1897): Em 1897 realizando experimentos em um circuito 
elétrico fechado Thomson descobriu que o átomo era constituído por partículas 
subatômicas a qual ele as denominou de elétrons. Com base em seus 
experimentos Thomson propôs uma nova ideia sobre o átomo derrubando então 
a teoria de Dalton e suas conclusões foram: 
 
30 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
1. O átomo é uma esfera constituída por uma grande massa negativa. 
2. Nessa massa positiva encontra-se pequenas partículas negativas denominadas 
elétrons. 
 
Átomo de Thomson 
 Átomo de Rutherford (1904): Em um experimento com uma finíssima lamina 
de ouro Rutherford bombardeou uma lamina de ouro com partículas α (carga 
positiva) e durante seu experimento ele observou que alguns raios passavam 
diretos, outros sofriam desvio e outros passavam direto sem nenhum desvio. 
 
Experimento de Rutherford 
Com base nesses experimentos Rutherford tirou as seguintes conclusões. 
1. O átomo possui uma região central positiva (prótons) que comporta quase 
toda massa do átomo. 
2. O átomo possui uma região praticamente vazia e sem massa denominada ao 
redor do núcleo que é chamada de eletrosfera a qual se encontra os elétrons. 
Com base nesse experimento Rutherford propôs seu modelo: 
 
Átomo de Rutherford 
31 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
 Átomo de Borh (1906): A teoria atômica de Borh foi um “complemento” da 
teoria de Rutherford a qual ele propôs que o núcleo atômico era constituído por 
partículas positivas denominadas de prótons e outras partículas subatômicas e 
sem cargas denominadas nêutrons. Borh propôs também que os elétrons não 
estavam distribuídos nas camadas eletrônicas de qualquer maneira e sim em 
camadas (hoje conhecidas de níveis de energia) que comportam um número 
máximo de elétrons, conforme demonstrado abaixo: 
 
K (1) L (2) M (3) N (4) O (5) P (6) Q (7) 
2 8 18 32 32 18 8 
*Observação: os números entre parênteses representa o número do nível de energia 
 
Exercícios 3.1 – Marque a alternativa que corresponde a teoria atômica conforme a 
ordem de evolução. 
a) Dalton, Rutherford, Borh e Thomson 
b) Rutherford, Borh, Thomson e Dalton 
c) Dalton, Thomson, Borh e Rutherford 
d) Dalton, Thomson, Rutherford e Borh 
Resposta: Letra D 
Exercícios 3.2 – O átomo que descreve a história do pudim de passas é o átomo de: 
a) Dalton 
b) Thomson 
c) Rutherford 
d) Borh 
Resposta: Letra B 
Exercícios 3.3 – “Diferentes elementos apresentam diferentes propriedades químicas”. 
Essa frase se enquadra no modelo atômico de qual cientista? 
a) Borh 
b) Dalton 
c) Thomson 
d) Rutherford 
Resposta: Letra B 
 
 
 
32 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
Agora que possuímos ferramentas o suficiente para sabermos uma breve 
resumida na história da química iremos tratar de alguns assuntos que serão de extrema 
importância no decorrer do curso, então faremos um resumo abaixo de alguns 
fundamentos essenciais a partir da próxima seção. 
3.3 – Fundamentos atômicos e da matéria (resumo) 
Número atômico (Z): Indica a quantidade de prótons presente em um átomo neutro. 
Número de massa (A): É a soma do número de prótons com o número de nêutrons (A 
= P + N) 
Número de Nêutrons (n): É a subtração da massa atômica com o número de prótons (n 
= A – P). 
Número de elétrons (e
-
): É a mesma quantidade de prótons em espécies neutras. 
 
 De uma maneira geral podemos observar esses números na tabela periódica da 
seguinte maneira: 
 
 
 (A = maior número) 
 
 
 
 (Z = menor número) 
 
Exercício 3.4 – Indique em cada espécie abaixo os valor de A e Z. 
a) 1H1 b) 
17
Cl35,5 c) 
7
Li
3
 d) 40Ar
18
 e) 92U232 f) 27Al
13
 
Resposta: a) A = 1 e Z = 1 b) A = 35,5 e Z = 17 c) A = 7 e Z = 3 d) A = 40 e Z = 18 e) 
A = 232 e Z = 92 f) A = 27 e Z = 13 
 
Agora que conhecemos um pouco de fundamentos atômicos da matéria e suas 
partículas subatômicas veremos o comportamento dos elementos quando eles tende a 
ganhar ou perder elétrons. 
2 
He 
4 
33 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
3.4 – Íons 
Íons é a espécie que contem o número de elétrons diferentes do número de 
prótons e são subdivididos como cátions e ânions. 
1. Cátions: é a espécie positiva, pois o átomo perdeu 1e- ou mais (lembrando que 
os elétrons possuem cargas negativas e que quando uma espécie tende a perder 
aquela carga negativa ela ficara mais positiva).Exemplos: H
+
 ; Zn
2+
 ; Al
3+
 ... 
2. Ânions: é a espécie negativa, pois o átomo ganhou 1e- ou mais (lembrando que 
os elétrons possuem cargas negativas e que quando uma espécie ganha mais 
cargas negativa ela ficara mais ainda negativa). 
Exemplos: NO3
-
 ; PO4
-
 ; Cl
-
 ... 
 
No volume 2 dessa obra aprenderemos a calcular a carga total dos íons!!! 
 
Exercícios 3.5 – Dentre as espécies abaixo indique quem é cátion, ânion e qual é a 
espécie neutra. 
a) Cl2 e) Na
+
 
b) H2 f) K
+
 
c) 2H+ g) O2- 
d) Cl- h) H3O
+
 
Resposta: a) neutro b) neutro c) cátion d) ânion e) cátion f) cátion g) ânion h) cátion 
Exercícios 3.6 (UFG – GO) – Observe o trecho da história em quadrinho no qual a 
uma representação atômica para o átomo de hidrogênio. 
 
34 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
Explique porque o personagem escolheu o hidrogênio como seu símbolo e indique qual 
modelo atômico comprova isso representado nos quadrinhos acima. 
Resposta: O personagem escolheu o hidrogênio devido a marca que ele possui na testa 
(verificada no terceiro quadrinho) na qual representa um átomo de hidrogênio (1 próton 
e 1 elétron). Esse modelo atômico que foi utilizado é uma representação do átomo de 
Rutherford (sistema interplanetário). 
 
3.4.1 – Semelhança atômica 
Átomos possuem uma característica que é de adquirirem certas semelhanças 
entre espécies diferentes e essas espécies recebem nomes especiais que é o que veremos 
a partir dessa seção. 
1. Isótopos: São espécies que possuem o mesmo número atômico (Z) porque 
pertencem ao mesmo elemento químico mas possuem diferentes número de 
massas (A). 
Exemplo: 12Mg
24
 ; 12Mg
25
 ; 12Mg
26
 
2. Isóbaros: Átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), são 
elementos diferentes mas possuem a mesma massa (A). 
Exemplo: 40Ca
20
 ; 40Ar
18
 
3. Isótonos: São espécies que possuem o mesmo número de nêutrons, mas 
possuem diferentes número atômico (Z) e número de massa (A). 
Exemplos: 12Mg
26
 ; 28Si
14
 
4. Isoeletrônicos: São átomos e íons que possuem o mesmo número de elétrons. 
Exemplo: Na
+
 ; O
2-
 ; Ne
0 
 
Exercício 3.7 – Considere as espécies químicas abaixo: 
40Ca
20
 ; 12C
6
 ; 14C
6
 ; 16O
8
 ; 40Ar
18
 ; 32S16
2-
 
Indique quem são: 
a) Isótopos 
b) Isóbaros 
c) Isótonos 
d) Isoeletrônicos 
 
35 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
Resposta: Para resolver esse tipo de exercício eu aconselho que primeiro determinamos 
o número de prótons, nêutrons, elétrons e massa para cada espécie conforme 
demonstrado abaixo: 
40Ca
20
 A = 40 n = 20 p = 20 e
-
 = 20 
12C
6
 A = 12 n = 6 p = 6 e
-
 = 6 
14C
6
 A = 14 n = 8 p = 6 e
-
 = 6 
16O
8
 A = 16 n = 8 p = 8 e
-
 = 8 
40Ar
18
 A = 40 n = 22 p = 18 e- = 18 
32S16
2-
A = 32 n = 16 p = 16 e
-
 = 18 
Feito essa distribuição é só analisar cada caso e preencher dando a resposta. 
a) 12C
6
 e 14C
6
 
b) 40Ca
20
 e 40Ar
18
 
c) 14C
6
 e 16O
8
 
d) 40Ar
18 
e 32S16
2-
 
 
3.5 – Os subníveis: 
 Como já mencionado na seção 3.2 o átomo de Borh descreve o átomo sendo 
organizado em camadas eletrônicas, porém um cientista chamado Sommerfield propôs 
em 1916 a existência de camadas ainda menores chamadas de subníveis, sendo que o 
número de níveis de energia corresponde à quantidade de subníveis menores ainda 
presente entre um nível e outro. 
 1 2 
 1S 2S 2P 
 ... 
 
 
 
No esquema acima estão representados por linhas maiores os níveis de energia 
(1, 2, ...) e em níveis menores os subníveis de energia (1S, 2S, 2P, ...) que serão melhor 
compreendido com a observação do diagrama de Linus Pauling. 
 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
 
Diagrama de Linus Pauling (1901 – 1994) 
 O diagrama de Linus faz um esquema do crescimento de energia em um átomo e 
cada orbital (S, P, D e F) apresenta uma quantidade máxima de elétrons que comportam 
que é: 
Orbital Max. e- 
S 2 
P 6 
D 10 
F 14 
 
Vejamos um exemplo para fixar essa ideia: 
Exemplo: faça a distribuição eletrônica do Na (Z = 11) usando o diagrama de Linus 
Pauling. 
Na – 1s2 2s2 2p6 3s1 quantidade de elétrons 
 subnível 
 Nível 
Mas o diagrama de Linus é falho quando se trata de átomos com uma quantidade grande 
de elétrons, que é o que veremos a partir da próxima seção. 
Exercício 3.8 – A espécie química Z = 12 possui a seguinte configuração eletrônica 
igual a 1s
2
 2s
2
 2p
6
 e se trata de um: 
1. Cátion b) ânion c) átomo d) isoeletrônico 
Resposta: Letra A 
K 
L 
M 
N 
O 
P 
Q 
37 
 
Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
3.6 – O modelo quântico: 
 A partir desta seção talvez a matéria fique um pouco mais complicada de ser 
compreendida por se tratar de um assunto que quase não é abordado no ensino médio, 
talvez seja mais aplicado no ensino técnico e superior, porém é de extrema importância 
para a aplicação de alguns assuntos em química. 
1. Principio da incerteza: em 1926, Werner Heisenberg determinou através de 
mecânica quântica que é impossível determinar com exatidão a região exata do 
átomo aonde o elétron se encontra, então foi proposto que existam regiões ao 
redor do núcleo que tenha uma probabilidade máxima de encontrar o elétron e 
essa região é denominada de orbital. 
Para prosseguirmos nossos estudos veremos alguns fundamentos: 
3.6.1 – Fundamento de quântica: 
 
 Orbitais: Região em volta do núcleo atômico aonde existe a probabilidade 
máxima de encontrar o elétron (essa região é como uma grande nuvem 
eletrônica). 
 Função de onda: Expressão matemática a qual é usada para determinar a 
localização do elétron ψ
2
. 
 Nó: Região na qual a probabilidade de se encontrar o elétron é zero, ou seja, ψ
2
 
= 0. 
 
3.6.2 – A representação do orbital: 
 Um orbital atômico é representado por um e os elétrons são representados 
por setas ↑↓ a qual cada orbital comporta um número máximo de dois elétrons. É 
importante sabermos desde já que os orbitais mais próximos do núcleo atômico 
possuem menor energia (devido a atração mais próxima de cargas opostas) e que quanto 
mais afastado o elétron estiver do núcleo atômico maior será sua energia envolvida. 
 Cada orbital apresenta também certa característica que posteriormente permitira 
calcularmos o tamanho raio atômico, porém para nível médio e técnico é importante que 
saibamos qual é o formado do orbital S e P (os outros orbitais serão somente estudados 
em nível superior). 
 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
 
 Orbital S Orbital P 
 
Exercício 3.9 – Faça a distribuição eletrônica pelo modelo quântico das seguintes 
espécies abaixo: 
a) Na+ Z = 11 
b) C Z = 6 
c) Al3+ Z = 13 
d) F- Z = 9 
Respostas: 
a) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 
 1s
2
 2s2
 2p
6
 3s
1
 
b) ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ 
 1s
2
 2s
2
 2p
3
 (observe que na distribuição do carbono ficaria um 
spin desemparelhado, então um elétron foi promovido do orbital 2s
2
 para ter o maior 
afastamento possível de cargas iguais). 
c) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 
 1s
2
 2s
2
 2p
6
 
d) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 
 1s
2
 2s
2
 2p
5
 
 
 
 
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- EXERCÍCIOS DE REVISÃO CAPÍTULO 3 (PARTE DA MATÉRIA DA 
SEGUNDA PROVA) – 
(Não há resolução desses exercícios) !!! 
 
Exercício R.1 – Uma grande fabricante mundial de brinquedos anunciou recentemente 
uma chamada aos clientes devido à necessidade de substituição de alguns produtos, 
com elevado teor de chumbo presente no pigmento utilizado nas tintas de fabricação 
desses brinquedos. O chumbo na sua forma catiônica possui elevada toxidade, afetando 
principalmente a síntese da hemoglobina no organismo. Sabendo que o número 
atômico (Z) do chumbo é 82 e do xenônio é 54, assinale a alternativa que apresenta a 
configuração eletrônica correta para o cátion bivalente do chumbo. 
a) [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p2 
b) [Xe] 6s2 4f14 5d10 
c) [Xe] 4f14 5d9 6p1 
d) [Xe] 6s1 4f14 5d10 6p1 
e) [Xe] 6s2 4f14 5d8 6p2 
Exercício R.2 – (UEM-PR) Quantos elétrons desemparelhados existem em um átomo 
que possui a configuração eletrônica 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6
? 
Exercício R.3 – (UFES-ES) Ligas de titânio são muitas usadas na fabricação de 
parafusos e pinos que compõe as próteses ortopédicas. Faça a distribuição eletrônica 
para o átomo de titânio de acordo com o modelo quântico. 
Exercício R.4 – O diagrama abaixo representa a distribuição eletrônica de qual 
elemento? 
 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
Exercício R.5 – A distribuição dos últimos subníveis das espécies químicas K, K+, K2+ 
são quais? 
Exercício R.7 – Faça a distribuição por subníveis da espécie N3- (Dado: Z = 7). 
Exercício R.8 – Dois átomos A e B são isóbaros. A tem número de massa 4x + 5 e o 
número atômico 2x + 2 e B tem número de massa 5x – 1. O número atômico, o número 
de massa, e o número de nêutrons e o número de elétrons são respectivamente quantos 
para A e B? Qual é o elemento citado em A e em B? 
Exercício R.10 – Dentre os orbitais abaixo aquele que apresenta um orbital do tipo Px 
é: 
a) b) 
c) d) 
Exercício R.11 – Associe cada modelo atômico com seu respectivo criador: 
a) Dalton 1 – Pudim de passas 
b) Thomson 2 – Distribuição por níveis 
c) Rutherford 3 – Bola de bilhar 
d) Borh 4 – Sistema interplanetário 
 
 
 
 
 
 
41 
 
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Capítulo 4 
4.1 – Tabela Periódica 
 A partir desse capítulo iremos começar a estudar sobre a tabela periódica. Nessa 
seção irei apresentar a tabela periódica de uma forma “crua” como aparece em provas 
de vestibulares e a medida que formos aprendendo a usa-la ela ganhara “vida” e será 
uma ferramenta bastante útil para todas as áreas da química. 
Observem a tabela abaixo: 
 
A tabela acima é a tabela periódica dos elementos. Essa classificação é feita de 
acordo com o crescimento do número atômico (Z) e é “lida” da direita para a esquerda, 
então, por exemplo, se quiséssemos fazer uma leitura na “ordem crescente” ficaria: 
H, He, Li, Be, B, C, N, O, F, Ne, Na, Mg ... 
 É importante mencionar que os elementos químicos devem ser representados por 
letras maiúscula do seu nome em latim ou em alguns casos a primeira letra maiúscula e 
a segunda minúscula (para se determinar qual deve ser basta observar a tabela 
periódica). 
 
 
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Emerson A. J. Gonçalves – Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG 
4.2 – Família 
A tabela periódica é formada por famílias que são classificadas em A e em B 
(classificação antiga da IUPAC, porém, para facilitar nossa didática continuaremos 
usando essa classificação). As famílias são classificadas de acordo com as “colunas” da 
tabela periódica, ou seja, cada coluna representa uma família. 
 
 
 
 
 “Família” 
 
 
 
4.2.1 – Família em A 
Os elementos classificados na família A recebem nomes especiais que são 
classificados conforme abaixo: 
FAMÍLIA 
(CLASSIFICAÇÃO 
ANTIGA) 
FAMÍLIA 
(CLASSIFICAÇÃO NOVA) 
NOME DA FAMÍLIA 
1A 1 METAIS ALCALINOS 
2A 2 METAIS ALCALINOS TERROSOS 
3A 13 FAMÍLIA DO BORO 
4A 14 FAMÍLIA DO CARBONO 
5A 15 FAMÍLIA DO NITROGÊNIO 
6A 16 CALCOGÊNIO 
7A 17 HALOGÊNIOS 
8A 18 GASES NOBRES 
 
 Os números da família em A, indica a quantidade máxima de elétrons que vai 
existir em sua camada de valência (camada de valência é a camada mais externa do 
átomo, ou seja, na ultima eletrosfera). 
 
 
 
43 
 
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Exemplo: Determine quantos elétrons existe na camada de valência do oxigênio (Z = 
8) em seu estado fundamental (neutro / sem está na forma iônica). 
Primeiro passo, vamos localizar o elemento na tabela periódica. Localizado vemos que 
ele é um elemento que está situado na família dos calcogênios na coluna 6A (ou 16). 
Como a sua coluna é representada por um 6 então concluímos que sua camada de 
valência possui 6 elétrons. 
 
Exercício 4.1 – Determine a quantidade de elétrons que vai existir na camada de 
valência de cada elemento abaixo: 
a) H e) Ge i) B 
b) Fr f) Br j) C 
c) Si g) Cl k) N 
d) Bi h) Ne l) Be 
Resposta: a) 1 b) 1 c) 4 d) 5 e) 4 f) 7 g) 7 h) 8 i) 3 j) 4 k) 5 l) 2 
 
4.3 – Identificação dos elementos 
A tabela periódica é classificada com uma série de elementos com certas 
características e esses elementos são classificados como: 
1) Metais: geralmente são sólidos, densos, maleáveis, dúcteis, bons condutores de 
eletricidade e calor. 
2) Ametais: são encontrados nas formas sólidas, liquida e gasosa, possuem baixas 
densidade, não são maleáveis, péssimos condutores de eletricidade e calor. 
3) Gases nobres: são a classificação periódica aonde todos os elementos são 
encontrado na forma gasosa a temperatura ambiente e são poucos reativo. 
4) Hidrogênio: é o único elemento da tabela periódica que não se encaixa em 
nenhuma outra classificação periódica pois, ele possui propriedades de metais e 
ametais, é explosivo, gasoso e com densidade baixa. 
De acordo com essa classificação a gente pode fazer a seguinte “coloração” na 
tabela periódica. 
 
 
 
 
 
44 
 
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 - Metais 
 - Ametais 
 - Gases nobres 
 - Hidrogênio 
 
 Agora nossa tabela ganhou vida e sabemos sobre algumas propriedades desses 
elementos, agora podemos estudar outras classificações. 
 
 
45 
 
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Exercício 4.2 – Dentre os elementos abaixo indique sua classificação quanto a metal, 
ametal, gases nobres ou hidrogênio. 
a) Rf e) H 
b) W f) He 
c) P g) Br 
d) Cl h) Rn 
Resposta: a) metal b) metal c) ametal d) ametal e) hidrogênio f) gás nobre g) ametal h) 
gás nobre 
Exercício 4.3 – Dentre os elementos abaixo o mais apropriado para colocar em uma 
fiação elétrica seria: 
a) Cu 
b) As 
c) Ne 
d) H 
Resposta: Cu, porque é o único metal. 
Exercício 4.4 – Sabe se que o ar atmosférico é uma mistura formada basicamente por 
nitrogênio, oxigênio e argônio. Seguindo a ordem citada acima, marque a alternativa 
que representa respectivamente a massa atômica desses elementos (consulte a tabela 
periódica para resolver esse exercício). 
a) 10,8 ; 35,5 e 39,9 
b) 7; 8 e 9 
c) 14,0 ; 16,0 e 39,9 
d) 1 ; 2 e 3 
Resposta: C 
Exercício 4.5 – Dentre as famílias abaixo aquela que apresenta todos os seus 
elementos que contem em seu estado fundamental 7 elétrons na camada de valência é: 
a) Calcogênios 
b) Halogênios 
c) Gases nobres 
d) Metais alcalinos terrosos 
e) Metais alcalinos 
Resposta: B 
 
 
 
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4.4 – Outras famílias 
 Bom até agora já aprendemos a identifica a família, sabemos o nome das 
famílias em A, conhecemos as propriedades resumidas dos elementos da tabela 
periódica e agora conheceremos outra família que são os metais de transição (ou as 
famílias em B). 
Os metais de transição são metais que possuem a propriedade de forma cátions 
devido a um orbital vazio e esses metais são subclassificados como: 
 Metais de transição externa: são os elementos que estão entre as famílias 3 e 
12 da tabela periódica e seus orbitais se sobrepõem no subnível d. 
 Metais de transição interna: são os elementos que compõem as séries dos 
lantanídeos e actinídeos e seus orbitais se sobrepõem no subnível f. 
 
Esse tipo de família não irei aprofundar por se um assunto que quase não é utilizado em 
prova de vestibular e nem é visto no curso técnico e para meus alunos não será matéria 
de prova!!!! 
 
4.5 – Período 
 Período da tabela periódica são as colunas horizontais que temos ao longo da 
tabela e nela existe ao todo 7 período. 
 
 
 
“Período” 
Cada período da tabela periódica indica a quantidade “máxima” de níveis de 
energia (ou camada eletrônica) presente naquele elemento, então por exemplo, o H que 
está no primeiro período da tabela periódica possui apenas uma camada de valência, o 
carbono possui duas, o sódio 3 e assim por diante. A tabela abaixo nos demonstra a 
localização do período na tabela periódica. 
 
 
 
 
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Exercício 4.6 – Dentre os elementos abaixo localize aquele que está no 7° período na 
parte dos metais de transição interna. 
a) Fr 
b) Ra 
c) Rf 
d) U 
Resposta: D. Embora todos estejam no sétimo período somente o urânio (U) é um 
elemento que pertence aos metais de transição interna. 
Exercício 4.7 – Marque a alternativa que indica a ordem crescente de cada período de 
acordo com os elementos oferecidos. 
a) H, Li, Mg, Co, Ag, At e Fr. 
b) H, Na, Li, Cu, He, S e O. 
c) He, N, C, P, Xe, Eu e No 
d) He, C, Na, O, I, Cl e H 
Resposta: A 
Exercício 4.8 – Dentre os exercícios do esboço abaixo indique a qual período cada um 
pertence. 
 
Resposta: Z – 2° período, X – 3° período, Y – 6° período e W – 7° período 
 
 
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4.6 – Propriedades periódicas e aperiódicas 
Creio eu que a partir dessa seção a matéria comece a ficar um pouco mais 
complicada, pois meio que iremos entrar em algumas propriedades fundamentais para 
sabermos tudo de química daqui para frente, todo nosso conhecimento daqui adiante vai 
“girar” em torno do que iremos ver de agora adiante, principalmente no capítulo 5. 
Além do conhecimento que iremos ter que ver eu sugiro para quem ainda está com 
dificuldade revisar a matéria sempre que necessário. Vamos lá? Então se preparem para 
a “emoção do mundo químico”. 
4.6.1 – Propriedades periódicas 
 Propriedades periódicas são aquelas que mantêm uma linearidade em cada 
período de crescimento ou decaimento à medida que o número atômico fica maior. Um 
exemplo clássico que eu posso dar para vocês é o aumento de elétrons na camada de 
valência a medida que Z aumenta, ou seja, uma propriedade periódica. 
 A seguir eu apresentarei uma tabela para vocês com as propriedades periódicas 
que a gente consegue analisar pela tabela periódica e após explicarei através de 
fundamentos sobre cada uma delas e faremos alguns exercícios resolvidos e outros de 
revisão para nos prepararmos para a segunda prova do ano letivo. 
 
 
 
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4.6.1.1 – Fundamentos periódicos 
 Raio atômico: é a distância entre o centro do núcleo atômico até o elétron mais 
externo do átomo (no próximo capítulo aprenderemos a calcular o tamanho 
desse raio). 
 
 
 
 
 Energia de ionização: Refere-se à energia necessária para arrancar um elétron 
da camada mais distante do núcleo atômico, por consequência disso quanto 
menor o raio atômico maior é a energia necessária para a espécie sofrer uma 
ionização. 
 
Ei α 
 
 
 aonde, Ei – Energia de ionização e Ra – Raio atômico. 
 
 Eletronegatividade: refere-se à capacidade que a espécie tem de atrair o elétron 
para perto de si. A principio é interessante sabermos que todos os metais 
possuem alta eletropositividade, ou seja, querem dar os elétrons e os ametais são 
o contrário, ou seja, querem receber o elétron. Embora haja uma comparação 
pela tabela periódica algumas espécies classificada por Linus Pauling possuem 
uma ordem “especial” de eletronegatividade e são elas: 
 
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H >>> metais 
 
A tabelinha acima precisa ser decorada, mas em caso de dúvida a consulta na 
tabela periódica sempre é o mais aconselhável. Embora muitos professores sejam contra 
existe um macete para decorarmos essa tabelinha e ele pode ser usado na seguinte frase: 
 
“Fui Ontem Num Clube Briguei Infelizmente Sai Carregado Para o Hospital” 
 
 
 
N 
raio 
50 
 
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 Volume atômico: está propriedade refere-se ao volume que o átomo ocupa no 
espaço, ou seja, de uma maneira bem grosseira de se falar ela correlaciona a qual 
átomo vai ocupar o maior ou menor espaço. 
 
 
 
 
 
 
As ilustrações acima demonstra uma maneira bem chula de como seria a 
representação dessas esferas. 
 Temperatura de fusão e ebulição: esse assunto não será cobrado na segunda 
prova nem explicado novamente, pois já foi falado sobre ele no capítulo 2, 
porém, o que precisamos saber é como esse crescimento varia na tabela 
periódica e para sabermos sobre isso basta consultarmos a tabela da página 
anterior. 
 
Exercício 4.9 – Marque a alternativa que representa o elemento mais volumoso 
localizado no 5° período da tabela periódica. 
a) Rb 
b) Sr 
c) Y 
d) Mo 
Resposta: D 
Exercício 4.10 – Conhecendo as propriedades periódicas sabe-se que uma energia