Quimica Geral e dos Elementos final

Prévia do material em texto

Brasília-DF. 
Química Geral e dos elementos
Elaboração
Audrei Conti Pereira
Produção
Equipe Técnica de Avaliação, Revisão Linguística e Editoração
Sumário
APRESENTAÇÃO ................................................................................................................................. 5
ORGANIZAÇÃO DO CADERNO DE ESTUDOS E PESQUISA .................................................................... 6
INTRODUÇÃO.................................................................................................................................... 8
UNIDADE I
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA ..................................................................................... 11
CAPÍTULO 1
ESTRUTURA ATÔMICA E DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA ................................................................. 11
CAPÍTULO 2
A TABELA PERIÓDICA .............................................................................................................. 21
CAPÍTULO 3
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E LIGAÇÕES QUÍMICAS ....................................................................... 35
UNIDADE II
OS ELEMENTOS E A MATÉRIA ................................................................................................................ 43
CAPÍTULO 1
PROPRIEDADES GERAIS DOS ELEMENTOS ................................................................................ 43
CAPÍTULO 2
GASES E SUAS PROPRIEDADES ................................................................................................ 47
CAPÍTULO 3
LÍQUIDOS, SÓLIDOS E SOLUÇÕES ........................................................................................... 52
UNIDADE III
A QUÍMICA DO HIDROGÊNIO E ELEMENTOS DAS FAMÍLIAS 1A, 2A E 3A ................................................ 63
CAPÍTULO 1
HIDROGÊNIO ......................................................................................................................... 63
CAPÍTULO 2
METAIS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS ........................................................................... 69
CAPÍTULO 3
FAMÍLIA DO BORO (GRUPO 13, FAMÍLIA 3A) ........................................................................... 81
UNIDADE IV
CARBONO, NITROGÊNIO, OXIGÊNIO E SUAS RESPECTIVAS FAMÍLIAS ..................................................... 86
CAPÍTULO 1
O GRUPO DO CARBONO (GRUPO 14, FAMÍLIA 4A) ................................................................. 86
CAPÍTULO 2
FAMÍLIA DO NITROGÊNIO (GRUPO 15, FAMÍLIA 5A) ................................................................. 92
CAPÍTULO 3
CALCOGÊNIOS (GRUPO 16, FAMÍLIA 6A) ................................................................................ 97
UNIDADE V
FAMÍLIAS 7A, 8A E FAMÍLIAS B ............................................................................................................ 102
CAPÍTULO 1
HALOGÊNIOS (GRUPO 17, FAMÍLIA 7A) ................................................................................. 102
CAPÍTULO 2
GASES NOBRES (GRUPO 18, FAMÍLIA 8A) .............................................................................. 107
CAPÍTULO 3
OS ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO (FAMÍLIAS B) ......................................................................... 112
REFERÊNCIAS ................................................................................................................................ 115
5
Apresentação
Caro aluno
A proposta editorial deste Caderno de Estudos e Pesquisa reúne elementos que se 
entendem necessários para o desenvolvimento do estudo com segurança e qualidade. 
Caracteriza-se pela atualidade, dinâmica e pertinência de seu conteúdo, bem como pela 
interatividade e modernidade de sua estrutura formal, adequadas à metodologia da 
Educação a Distância – EaD.
Pretende-se, com este material, levá-lo à reflexão e à compreensão da pluralidade 
dos conhecimentos a serem oferecidos, possibilitando-lhe ampliar conceitos 
específicos da área e atuar de forma competente e conscienciosa, como convém 
ao profissional que busca a formação continuada para vencer os desafios que a 
evolução científico-tecnológica impõe ao mundo contemporâneo.
Elaborou-se a presente publicação com a intenção de torná-la subsídio valioso, de modo 
a facilitar sua caminhada na trajetória a ser percorrida tanto na vida pessoal quanto na 
profissional. Utilize-a como instrumento para seu sucesso na carreira.
Conselho Editorial
6
Organização do Caderno 
de Estudos e Pesquisa
Para facilitar seu estudo, os conteúdos são organizados em unidades, subdivididas em 
capítulos, de forma didática, objetiva e coerente. Eles serão abordados por meio de textos 
básicos, com questões para reflexão, entre outros recursos editoriais que visam tornar 
sua leitura mais agradável. Ao final, serão indicadas, também, fontes de consulta para 
aprofundar seus estudos com leituras e pesquisas complementares.
A seguir, apresentamos uma breve descrição dos ícones utilizados na organização dos 
Cadernos de Estudos e Pesquisa.
Provocação
Textos que buscam instigar o aluno a refletir sobre determinado assunto antes 
mesmo de iniciar sua leitura ou após algum trecho pertinente para o autor 
conteudista.
Para refletir
Questões inseridas no decorrer do estudo a fim de que o aluno faça uma pausa e reflita 
sobre o conteúdo estudado ou temas que o ajudem em seu raciocínio. É importante 
que ele verifique seus conhecimentos, suas experiências e seus sentimentos. As 
reflexões são o ponto de partida para a construção de suas conclusões.
Sugestão de estudo complementar
Sugestões de leituras adicionais, filmes e sites para aprofundamento do estudo, 
discussões em fóruns ou encontros presenciais quando for o caso.
Atenção
Chamadas para alertar detalhes/tópicos importantes que contribuam para a 
síntese/conclusão do assunto abordado.
7
Saiba mais
Informações complementares para elucidar a construção das sínteses/conclusões 
sobre o assunto abordado.
Sintetizando
Trecho que busca resumir informações relevantes do conteúdo, facilitando o 
entendimento pelo aluno sobre trechos mais complexos.
Para (não) finalizar
Texto integrador, ao final do módulo, que motiva o aluno a continuar a aprendizagem 
ou estimula ponderações complementares sobre o módulo estudado.
8
Introdução
O estudo da química geral é bastante amplo e de extrema importância para entendermos 
os divesos materiais e seus respectivos usos no nosso cotidiano. Os metais, os semimetais 
e os ametais são estudados e explicados pela química geral.
Os átomos, as moléculas e a tabela periódica são itens obrigatórios de nosso estudo, e 
faz parte dos nossos objetivos, como estudante deste curso, ter claro como as ligações 
entre átomos ocorrem, formando moléculas de características específicas.
Tudo se inicia no nivel atômico. A estrutura dos átomos, suas partículas constituintes, 
seus tamanhos e energia são as bases de toda a existência dos diferentes elementos, de 
características peculiares, de suas propriedades e de suas aplicações.
A tabela periódica é um importante guia para nossos estudos. Construída com bases 
sólidas de conhecimentos experimentais no descobrimento e isolamento dos elementos, 
ela torna possível a previsão de características de elementos da mesma família.
As diferentes formas dos materiais – sólidos, liquidos e gasosos –, bem com a passagem 
desses materiais de um estado físico para outro, podem ser explicadas com o estudo da 
química dos elementos.
As propriedades coligativas e suas mudanças ao formarmos soluções (mistura de 
solventes e solutos) também são apresentadas neste módulo, explicando por que pontos 
de ebulição e de fusão são alterados em certas condições, bem como a densidade e a 
viscosidade.
Com muitas informaçõese explicações importantes para a vida no planeta, este módulo 
se torna aplicável a diversas áreas de formação pessoal. Espero que aproveite esta leitura 
e que possa fazer paralelos entre o que será estudado aqui e sua vida prática!
Objetivos
 » Conhecer os átomos, as moléculas e a tabela periódica.
 » Entender como os elementos foram dispostos na tabela periódica.
 » Aprender a estrutura atômica e como os elétrons estão distribuídos na 
eletrosfera.
9
 » Correlacionar os elementos e suas propriedades.
 » Compreender as diferenças de estados da matéria, bem como as interações 
moleculares existentes em cada estado e as propriedades que tais forças 
conferem às moléculas.
 » Conhecer as ligações químicas, as forças que as mantêm e como são 
quebradas.
 » Aprender sobre como as soluções são formadas e os seus comportamentos.
 » Estudar os elementos das famílias A, sua abundância, utilização e 
características, com foco em alguns elementos essenciais para a vida na 
Terra. 
 » Conhecer os elementos das famílias B.
10
11
UNIDADE I
ÁTOMOS, MOLÉCULAS 
E A TABELA 
PERIÓDICA
CAPÍTULO 1
Estrutura atômica e distribuição 
eletrônica
A estrutura dos átomos – revisão dos modelos 
atômicos
Sabemos que os átomos são constituídos por um núcleo e por uma eletrosfera. O núcleo 
é a parte central do átomo, e nele encontram-se dois tipos de partículas: os prótons e os 
nêutrons. Os prótons são partículas de massa unitária e possuem carga elétrica positiva. 
Os nêutrons também são partículas de massa unitária, porém são eletricamente nêutros. 
A eletrosfera, por sua vez, cindunda o núcleo. Nela estão dispostos os elétrons, que 
são partículas de carga negativa. O número de elétrons na eletrosfera de um átomo é 
exatamente igual ao número de prótons contidos no núcleo desse mesmo átomo. Dessa 
forma, um átomo sempre se encontra eletricamente neutro. Os elétrons são muito leves: 
sua massa é cerca de 1/1836 da massa de 1 próton. Sendo assim, podemos dizer que a 
massa total de um átomo está quase que exclusivamente concentrada no seu núcleo, e 
é a soma de prótons e nêutrons (LEE, 1999).
Figura 1. Uma das representações mais conhecidas da estrutura de um átomo
Fonte: <http://www.explicatorium.com/cfq-9/constituicao-do-atomo.html>. Acesso em: 4, mar. 2018.
12
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
A palavra átomo vem do grego – “a” significa não, e “tomo”, parte – e quer dizer algo 
que não se pode dividir. Foi um longo caminho percorrido por cientistas e filósofos para 
que chegássemos ao modelo atômico conhecido hoje e representado na figura acima. 
Para aqueles que não se recordam, a seguir leremos um breve resumo dos principais 
fatos históricos e modelos atômicos sugeridos durante seu descobrimento.
O conceito do átomo surgiu, aproximadamente, no ano 450 a.C., quando os 
filósofos gregos Leucipo e Demócrites sugeriram que a matéria não poderia ser 
infinitamente dividida, chegando-se, assim, à menor porção divisível da matéria, 
à qual chamaram-na de átomo. Suas ideias não foram bem aceitas naquela época 
e, somente no século XIX, a idéia do átomo foi retomada, devido à possibilidade 
dos cientistas de comprovarem na prática, por meio de experimentos, muitas de 
suas teorias. Surgiram, então, alguns modelos atômicos, que não eram exatamente 
correspondentes à realidade, mas que explicavam corretamente o comportamento 
do átomo nos experimentos realizados.
 Modelo atômico de Dalton 
Como descrito por Oliveira, Junior e Schulenzen (2013), o químico inglês John Dalton 
(1766-1844) baseou-se nas ideias de Leucipo e Demócrito e nas leis já comprovadas na 
época, apresentando sua teoria baseada nas 4 ideias a seguir:
1. a matéria é composta de partículas indivisíveis e indestrutíveis chamadas 
átomos, de estrutura semelhante a uma bola de bilhar, ou seja, esférica e 
maciça;
2. todos os átomos de um dado elemento são iguais, com mesma massa 
atômica e propriedades;
3. os átomos de elementos diferentes têm diferentes massas atômicas;
4. compostos são formados por átomos de um elemento combinados com 
átomos de outros elementos. A relacão entre os átomos são números 
inteiros pequenos, como 1:1, 2:1 etc.
13
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA │ UNIDADE I
Figura 2. Dalton e o átomo esférico, maciço e indivisível sugerido em seu modelo atômico.
Fonte: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/evolucao-dos-modelos-atomicos.htm>. Acesso em: 5 mar. 2018.
Essa última ideia é a lei das proporções multiplas de Dalton, que foi acrescentada às 
outras leis conhecidas na época, a saber: lei da convervação de massa, de Lavoisier, e lei 
das proporções definidas, de Proust.
Dalton também criou símbolos para representar diferentes elementos. Alguns desses 
símbolos são representados abaixo:
Figura 3. Símbolos de alguns elementos definidos por Dalton.
Fonte: <http://3.bp.blogspot.com/-Sy0SeJieAj4/VUU4K7cFe4I/AAAAAAAAH8g/zeQL9Q7FQeU/s1600/tabela_small.png>. Acesso 
em: 4 mar. 2018.
A lei da conservação da massa diz que se uma reação química é a redistribuição 
de átomos de um composto a outro, sem que nada seja perdido, a massa total é 
constante em qualquer momento da reação.
A lei das proporções definidas diz que se uma substância é formada por 2 
átomos do elemento A e 1 átomo do elemento B, a proporção entre A e B será 
2:1. Independentemente de ter 10 gramas ou 1.000 quilos dessa substância, a 
proporção entre A e B continuará sendo 2:1.
Modelo atômico de Thomson
O modelo de Dalton não explicava a natureza elétrica da matéria, provada por Tales 
de Mileto na Grécia Antiga, há 2.500 anos. O físico inglês Joseph John Thomson 
14
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
(1856-1940), por meio de experimentos, comprovou a existência de partículas negativas 
no átomo, que foram nomeadas de elétrons. Porém, como a natureza da matéria é 
eletricamente neutra, Thomson propôs que haveria cargas positivas neutralizando as 
negativas. Dessa forma, modificou o modelo de Dalton e propôs o seguinte modelo:
 » os átomos não são maciços, e sim uma esfera de carga positiva, com 
elétrons (carga negativa) incrustrados, neutralizando-o. Esse modelo foi 
comparado ao famoso pudim de passas, como ficou conhecido. 
Figura 4. Thomson e seu modelo atômico conhecido como pudim de passas.
Fontes: Adaptado de: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/evolucao-dos-modelos-atomicos.htm>. Acesso em: 5 
mar. 2018.
 Modelo atômico de Rutherford
Por meio de experimentos, o físico neozelandês Ernest Rutherford (187-1937) observou 
que os átomos deviam ter espaços vazios em sua estrutura. No seu modelo atômico, 
Rutherford sugeriu o seguinte: 
 » o átomo era formado por um pequeno núcleo de carga positiva, 
denominado próton;
 » os elétrons, de carga negativa e na mesma quantidade das cargas positivas 
do núcleo, ficavam girando ao redor do núcleo;
 » o átomo teria estrutura semelhante ao sistema solar, em que o núcleo 
estaria no interior, e os elétrons, girando ao seu redor, como se fossem os 
planetas em torno do sol.
Chadwick, em 1934, completou essa teoria ao descobrir que os núcleos dos átomos 
também possuíam outras partículas, eletricamente neutras, que ajudavam a diminuir 
a repulsão das partículas positivas dos prótons. Essas partículas são conhecidas como 
nêutrons.
15
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA │ UNIDADE I
Figura 5. Rutherford e seu modelo atômico baseado no sistema solar.
Fonte: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/evolucao-dos-modelos-atomicos.htm>. Acesso em: 5 mar. 2018.
 Modelo atômico de Rutherford-Bohr
O físico dinamarquês Niels Bohr (1885-1962), por meio de estudos eletromagnéticos, 
acrescentou algumas observações à proposta de Rutherford, formulando um modelo 
atômico que estudamosna química até hoje. Segundo esse modelo:
 » os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo;
 » quanto mais afastado do núcleo, mais energia tem o elétron;
 » existem 7 camadas eletrônicas – representadas pelas letras K, L, M, N, 
O, P e Q – que constituem os 1o, 2o, 3o, 4o, 5o, 6o e 7o níveis de energia, 
ou ainda os números quânticos de 1 a 7, definindo qual das órbitas da 
eletrosfera se encontra ocupada por elétrons, respectivamente. 
Figura 6. Bohr e sua contribuição para o novo modelo atômico Rutherford-Bohr.
Fontes: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/o-atomo-bohr.htm> e <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/
quimica/evolucao-dos-modelos-atomicos.htm>. Acesso em: 5 mar. 2018.
16
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
Um refinamento da teoria de Bohr ainda divide as camadas de elétrons em diferentes 
orbitais. Quando um elétron se move de uma órbita para outra (após excitação 
elétrica para liberar a energia acumulada e voltar ao seu estado fundamental), ele 
gera uma linha no espectro de energia do átomo em estudo. Linhas diferentes foram 
observadas e explicadas pelas diferentes energias e formas dos orbitais. Assim, eles 
podem ser circulares, elípticos e mais elípticos ainda (LEE, 1999). Esses orbitais foram 
denomidados segundo as linha vistas no espectro de energia, sendo: s (de sharp), p (de 
principal), d (de difuse), f (de fundamental). 
Ainda, em estudos avançados de química quântica e pelo princípio da exclusão de Pauli 
(LEE, 1999), definiu-se quantos elétrons poderiam ser acomodados ao máximo em 
cada orbital, sendo:
 » orbital s → acomoda no máximo 2 elétrons; 
 » orbital p → acomoda no máximo 6 elétrons; 
 » orbital d → acomoda no máximo 10 elétrons;
 » orbital f → acomoda no máximo 14 elétrons.
Para facilitar a compreensão, dizemos que os elétrons de um átomo estão distribuídos 
em camadas, e cada camada tem um nível de energia (K = 1o nivel de energia; L= 2o 
nível, M = 3o nível; N = 4o nível; O = 5o nível; P = 6o nível; Q = 7o nível). Em cada uma 
dessas camadas/níveis de energia, existem “subníveis de energia”, que são os orbitais s, 
p, d, f. Esses orbitais acomodam diferentes números de elétrons cada e, portanto, cada 
camada comporta, NO MÁXIMO, os números de elétrons a seguir.
 » Camada K – possui o orbital s (que comporta 2 elétrons). 
Total = 2 elétrons. 
 » Camada L – possui os orbitais s (2 elétrons) e p (6 elétrons). 
Total = 8 elétrons.
 » Camada M – possui os orbitais s (2 elétrons), p (6 elétrons) e d (10 
elétrons). 
Total = 18 elétrons.
 » Camada N – possui os orbitais s (2 elétrons), p (6 elétons), d (10 elétrons) 
e f (14 elétrons). 
Total 32 = elétrons.
17
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA │ UNIDADE I
 » Camada O – possui os orbitais s (2 elétrons), p (6 elétons), d (10 elétrons) 
e f (14 elétrons). 
Total 32 = elétrons.
 » Camada P – possui os orbitais s (2 elétrons), p (6 elétons) e d (10 elétrons). 
Total = 18 elétrons.
 » Camada Q – possui o orbital s (que comporta 2 elétrons). 
Total = 2 elétrons 
Alguns autores e químicos aceitam até 8 elétrons na camada Q, adicionando um orbital 
p a esse nível de energia (SOUZA, 2016).
Talvez você esteja um pouco confuso com a quantidade de informação até o 
momento, mas respire fundo, pois essas informações ficarão mais claras a seguir 
e farão sentido ao estudarmos a disposição dos elementos na tabela períódica, 
nosso próximo tópico de estudos.
O átomo de hidrogênio é o mais simples dos átomos. Ele possui somente 1 próton no 
seu núcleo e 1 elétron na sua eletrosfera, balanceando, assim, sua carga elétrica. Sua 
massa atômica é 1, devido ao próton de seu núcleo. O hidrogênio não possui nêutrons 
no seu núcleo, diferentemente de todos os outros elementos. Se pensarmos em como 
esse único elétron está disposto na eletrosfera, entenderemos que ele está na camada K 
(1o nível de energia) e na subcamada ou orbital s (pois, como descrito acima, a camada 
K somente possui o orbital s).
Figura 7. A estrutura do hidrogênio, símbolo H, número atômico 1.
Fonte: LEE, J. D. Química Inorgânica não tão Concisa. 5. ed. São Paulo: Edgard Blucher,1999, p. 1.
O segundo elemento é o hélio (símbolo He), que possui 2 prótons e 2 nêutrons no seu 
núcleo. Para balancear as cargas elétricas positivas dos prótons no núcleo, ele possui 
também 2 elétrons (carga negativa) na eletrosfera, ficando, assim, eletricamente neutro. 
Sua massa atômica é aproximadamente 4, devido à soma dos prótons e dos nêutrons 
do seu núcleo. Como estão dispostos esses elétrons na eletrosfera? Assim como no 
18
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
hidrogênio, os dois elétrons estão na camada K e orbital s, pois, como dito, a camada K 
somente possui o orbital s, que, por sua vez, comporta até 2 elétrons. 
No caso do elemento lítio (símbolo Li), o próximo da tabela periódica, com número 
atômico 3 (ou seja, 3 prótons no núcleo e 3 elétrons na elestrosfera), os elétrons estão 
distribuídos nas camadas K e L, sendo que K está com seu orbital s completo com dois 
elétrons, e a camada L, que é o próximo nivel de energia, tem 1 elétron no seu orbital s. 
Lembre-se: a camada L pode comportar até 8 elétrons, sendo 2 no orbital s e 6 no 
orbital p.
Figura 8. As estruturas do hélio (símbolo He) e lítio (símbolo Li).
Fonte: adaptado de LEE, J. D. Química Inorgânica não tão Concisa. 5. ed. São Paulo: Edgard Bluncher, 1999, p. 1.
Um químico americano chamado Linus Carl Pauling elaborou um esquema que coloca 
os subníveis s, p, d e f em ordem crescente de energia. Esse esquema é conhecido como 
diagrama de Pauling. Para usar o diagrama, devem-se seguir as diagonais.
Figura 9. Diagrama de Linus Pauling – sequência de preenchimento dos níveis de energia.
Fonte: adaptado de <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/distribuicao-eletronica-de-eletrons>.htm. Acesso em: 7 mar. 
2018.
Seguindo as setas do diagrama de Pauling, a ordem crescente dos níveis de energia é:
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10.
19
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA │ UNIDADE I
Os números maiores (de 1 a 7) representam as camadas ou níveis de energia. As letras 
s, p, d e f representam os subníveis de energia existentes em cada nível de energia 
ou camada. Os números sobrescritos (pequenos) representam o número máximo de 
elétrons que cada subnível acomoda por camada.
Figura 10. Diagrama de Linus Pauling – sequência de preenchimento dos níveis de energia.
Fonte: autoria própria.
Observe a distribuição eletrônica dos elementos abaixo. Seguindo o diagrama de Pauling 
e representando os subníveis por quadrados que comportam até 2 elétrons de spins 
opostos, fica mais fácil compreender como os elétrons desses elementos estão dispostos 
nas camadas eletrônicas e seus respectivos subníveis de energia. Veja a tabela abaixo.
Tabela 1. Distribuições dos elétrons nos subníveis de energia, segundo a ordem energética.
Elemento Símbolo do elemento 
Quantidade de 
elétrons 
 
Hidrogênio H 1 
 
Hélio He 2 
 
Lítio Li 3 
 
Berílio Be 4 
 
Boro B 5 
 
Carbono C 6 
 
Nitrogênio N 7 
 
Oxigênio O 8 
 
Flúor F 9 
 
Neônio Ne 10 
 
Sódio Na 11 
 
Magnésio Mg 12 
 
Alumínio Al 13 
 Representação dos Elétrons nos Níveis e subníveis de energia 
Fonte: adaptado de LEE, J. D. Química Inorgânica não tão Concisa. 5. ed. São Paulo: Edgard Bluncher, 1999, p. 10.
20
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
Se quisermos escrever a distribuição eletrônica seguindo o diagrama de Pauling, 
teremos:
Tabela 2. Distribuição eletrônica de alguns elementos, notação como diagrama de Pauling.
Elemento Símbolo do elemento
Quantidade de elétrons do 
elemento
Distribuição eletrônicaHidrogênio H 1 1s1
Hélio He 2 1s2
Lítio Li 3 1s2 2s1
Berílio Be 4 1s2 2s2
Boro B 5 1s2 2s2 2p1
Carbono C 6 1s2 2s2 2p2
Nitrogênio N 7 1s2 2s2 2p3
Oxigênio O 8 1s2 2s2 2p4
Flúor F 9 1s2 2s2 2p5
Neônio Ne 10 1s2 2s2 2p6
Sódio Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1
Magnésio Mg 12 1s2 2s2 2p6 3s2
Alumínio Al 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Fonte: autoria própria.
Agora que você conheceu (ou recordou) o diagrama de Pauling, conseguiria 
fazer a distribuição eletrônica dos elétrons contidos em cada um dos elementos 
abaixo?
Cloro (símbolo Cl) – elemento com 17 elétrons.
Césio (símbolo Cs) – elemento com 55 elétrons.
Tungstênio (símbolo W) – elemento com 74 elétrons.
Siga esse resumo e lembre-se das diagonais.
Respostas:
Cloro: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5.
Césio: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1.
Tungstênio: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d4.
21
CAPÍTULO 2
A tabela periódica
A origem da tabela periódica
No início do século XIX, os químicos da época procuravam formas de organizar os 
elementos químicos conhecidos até o momento. Em 1829, o químico alemão Johann 
Wolfgang Dobereiner dispôs os trinta elementos químicos conhecidos em grupos de 3, 
baseado nas semelhanças entre propriedades dos elementos em termos massa atômica. 
Esse sistema de organização ficou conhecido como tríade de Dobereiner. Como resumido 
por Dias (2018), Dobereiner mostrou que a média aritmética das massas atômicas dos 
elementos mais leve e mais pesado de uma tríade resultava no valor de massa atômica 
do elemento intermediário.
Figura 11. Exemplo de uma tríade de Dobereiner e cálculo de massa atômica do sódio pela média aritmética da 
massa do lítio e do potássio.
Elemento Massa atômica (g)
Lítio 6,9
Sódio 23
Potássio 39
Msódio = 6,9 + 39
2
Msódio = 22,95 g
Fonte: adaptado de <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/origem-tabela-periodica.htm>. Acesso em: 8 mar. 2018.
Em 1862, o geólogo e mineralogista francês Alexandre de Chancourtois propôs outra 
organização dos elementos químicos conhecidos, denominada parafuso telúrico – 
telúrico referia-se à terra (DIAS, 2018).
Segundo Peruzzo e Canto (1998), referenciados por Silva, “ao redor do cilindro foram 
feitas dezesseis divisões, e os elementos com propriedades semelhantes apareciam uns 
sobre os outros em voltas consecutivas da espiral”. Esse modelo de organização foi 
descartado por não conseguir posicionar todos os elementos em relação às propriedades 
observadas.
22
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
Figura 12. Parafuso telúrico de Alexandre Chancourtois.
Fonte: <https://www.infoescola.com/quimica/parafuso-telurico-de-chancourtois/>. Acesso em: 8 mar. 2018.
Em 1865, o químico (e também músico) inglês J. A. R. Newlands propôs uma outra 
organização de elementos chamada lei das oitavas, de acordo com as notas musicais 
(DIAS, 2018). Colocando em colunas os 61 elementos conhecidos até então em ordem 
crescente de massa atômica, ele percebeu que as propriedades dos elementos que 
ocupavam a primeira posição em cada coluna eram semelhantes. E a mesma semelhança 
se repetia para os elementos na segunda posição de cada coluna, e na terceira etc. Em 
cada coluna, havia 7 elementos (DIAS, 2018).
Tabela 3. Lei das oitavas proposta por Newlands para organizar os elementos químicos conhecidos.
Escala musical 1ª oitava 2ª oitava
dó H F
ré Li Na
mi Be Mg
fá Be Al
sol C Si
lá N P
si O S 
Fonte: adaptado de <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/origem-tabela-periodica.htm>. Acesso em: 8 mar. 2018.
Em 1869, um professor da Universidade de São Petersburgo (Rússia), Dimitri Ivanovich 
Mendeleev (1834-1907), organizou os elementos conhecidos até o momento em ordem 
crescente de massa atômica, e também colocou em colunas e linhas elementos com 
características semelhantes. Nessa organização, foi possível observar que algumas 
propriedades se repetiam periodicamente entre os elementos – daí o nome tabela 
periódica. Seu trabalho ainda possibilitou prever a posição e as propriedades de 
23
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA │ UNIDADE I
elementos que ainda não haviam sido descobertos. Mendeleev é considerado, por essa 
razão, o pai da tabela periódica (SOUZA, 2017). 
Finalmente em 1913, o físico inglês Henry Moseley provou, por meio de experimentos, 
que o responsável pelas propriedades de cada elemento era o número de prótons 
existentes no núcleo de cada elemento, e não a massa atômica, como acreditava 
Mendeleev. Moseley organizou os elementos em ordem de número atômico (quantidade 
de prótons no núcleo do elemento), manteve as linhas e as colunas conforme Mendeleev e 
posicionou elementos de características semelhantes nas mesmas colunas. Esse formato 
de tabela é o que conhecemos e utilizamos no dia de hoje, salvo alterações de inclusão 
de elementos que foram descobertos com o passar dos anos. A última atualização da 
tabela periódica ocorreu em 2016, quando os elementos de números atômicos 113, 115, 
117 e 118 foram oficialmente introduzidos na tabela.
Elementos, símbolos e definições 
Os símbolos dos elementos, algumas terminologias e as definições devem estar bem 
claros para que entendamos bem a tabela periódica. Então vamos recordar alguns 
conceitos básicos para prosseguir.
 » Número atômico: representado pela letra Z, é o número de prótons (p+), 
ou carga positiva, existente no núcleo do átomo de um elemento químico. 
Podemos escrever: Z = p+, já que o próton tem massa igual a uma unidade 
de massa atômica (1 u.m.a).
 » Elementos químicos: são átomos de mesmo número atômico. Cada 
elemento tem um número atômico diferente. Sendo assim, dois átomos 
com mesmo número atômico são, consequentemente, átomos do mesmo 
elemento químico. Na tabela periódica, os elementos são apresentados 
por símbolos, que são letras. Cada elemento tem um símbolo diferente de 
forma a não se repetirem, sendo as primeiras letras sempre escritas com 
maiúsculas, e as próximas, quando existirem, sempre são escritas como 
letras minúsculas.
Tabela 4. Nome dos elementos químicos e seus respectivos símbolos.
Nome do elemento Símbolo Nome do elemento Símbolo
Actínio Ac Lítio Li
Alumínio Al Livermório Lv
Amerício Am Lutécio Lu
Antimônio Sb Magnésio Mg
24
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
Nome do elemento Símbolo Nome do elemento Símbolo
Argônio Ar Manganês Mn
Arsênio As Meitnério Mt
Astato At Mendelévio Md
Bário Ba Mercúrio Hg
Berílio Be Molibdênio Mo
Berquélio Bk Neodímio Nd
Bismuto Bi Neônio Ne
Bóhrio Bh Netúnio Np
Boro B Nióbio Nb
Bromo Br Níquel Ni
Cádmio Cd Nitrogênio N
Cálcio Ca Nobélio No
Califórnio Cf Ósmio Os
Carbono C Ouro Au
Cério Ce Oxigênio O
Césio Cs Paládio Pd
Chumbo Pb Platina Pt
Cloro Cl Plutônio Pu
Cobalto Co Polônio Po
Cobre Cu Potássio K
Copernício Cn Praseodímio Pr
Criptônio Kr Prata Ag
Crômio Cr Promécio Pm
Cúrio Cm Protactínio Pa
Darmstádtio Ds Rádio Ra
Disprósio Dy Radônio Rn
Dúbnio Db Rênio Re
Einstênio Es Ródio Rh
Enxofre S Roentgênio Rg
Érbio Er Rubídio Rb
Escândio Sc Rutênio Ru
Estanho Sn Rutherfórdio Rf
Estrôncio Sr Samário Sm
Európio Eu Seaborgio Sg
Férmio Fm Selênio Se
Ferro Fe Silício Si
Fleróvio Fl Sódio Na
Flúor F Tálio Tl
Fósforo P Tântalo Ta
Frâncio Fr Tecnécio Tc
Gadolínio Gd Telúrio Te
Gálio Ga Térbio Tb
Germânio Ge Titânio Ti
Háfnio Hf Tório Th
Hássio Hs Túlio Tm
25
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA │ UNIDADE I
Nome do elemento Símbolo Nome do elemento Símbolo
Hélio He Tungstênio W
Hidrogênio H Ununóctio Uuo
Hólmio Ho Unúnpetio Uup
Índio In Ununséptio Uus
Iodo Ir Unúntrio Uut
Irídio Ir Urânio U
Itérbio Yb Vanádio V
Ítrio Y XenônioXe
Lantânio La Zinco Zn
Laurêncio Lr Zircônio Zr
Fonte: autoria própria.
 » Massa atômica: é a massa de um átomo. Representada pela letra A, é 
definida como a soma de prótons e nêutrons contidos no núcleo de um 
átomo. Podemos escrever: A = p+ + n. A massa do nêutron também é de 
uma unidade de massa atômica (1 u.m.a).
Na tabela periódica, os elementos estão organizados em ordem crescente de número 
atômico e, para cada elemento, a massa atômica também está descrita, conforme 
apresenta figura abaixo.
Figura 13. Representação de um elemento na tabela periódica.
Fonte: adaptado de <https://www.todamateria.com.br/tabela-periodica.pdf>. Acesso em: 8 mar. 2018.
 » Número de elétrons: é sempre igual ao número de prótons de um átomo. 
A matéria é eletricamente neutra, pois o número de prótons e elétrons se 
balanceia de modo a neutralizarem suas cargas (os prótons são partículas 
elétricas de carga positiva, e os elétrons, partículas elétricas de carga 
negativa). Sendo assim, podemos escrever: e- = p+.
26
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
 » Camadas eletrônicas e níveis de energia: são as camadas da eletrosfera em 
volta do núcleo que comporta os elétrons. Existem 7 camadas e, quanto 
mais afastadas do núcleo, maior seu nível de energia, sendo: camada K = 
1o nível de energia; camada L= 2o nível, camada M = 3o nível; camada N = 
4o nível; camada O = 5o nível; camada P = 6o nível; e camada Q = 7o nível.
 » Subníveis de energia: conforme estudamos acima, são os orbitais s, p, d 
e f onde se encontram os elétrons de um átomo.
 » Camada de valência: dado um elemento, ao fazer a distribuição eletrônica 
segundo diagrama de Pauling, a camada de valência é a camada mais 
externa (de maior energia ou a última camada) que os elétrons distribuídos 
ocupam.
 » Isótopos: são átomos que possuem o mesmo número atômico (número 
de prótons), porém diferentes números de massa (diferentes quantidades 
de nêutrons no núcleo). Por terem o mesmo número atômico, ocupam o 
mesmo lugar na tabela periódica, ou melhor, trata-se do mesmo elemento 
químico (daí o nome isótopo: iso = mesmo; topo = lugar). 
Por se tratar do mesmo elemento químico, esses isótopos apresentam as mesmas 
propriedades químicas, que são definidas pelo número de prótons no seu núcleo 
(número atômico). Porém, as propriedades físicas, tais como densidade, que são 
definidas pelo número de massa do elemento são diferentes, já que esses isótopos 
têm diferentes números de massa. Outra propriedade que se diferencia é a nuclear, 
sendo radioativos, às vezes (FOGAÇA, 2016). Exemplos de isótopos encontrados na 
natureza são:
 » 6C
12 (carbono-12): elemento abundante na natureza (98,89%) – possui 6 
prótons e 6 nêutrons no núcleo.
 » 6C
13 (carbono-13): raro na natureza (aprox. 1%) – possui 6 prótons e 7 
nêutrons no núcleo.
 » 6C
14 (carbono-14): encontrado traços na natureza – possui 6 prótons e 8 
nêutrons no núcleo.
Outro exemplo é o hidrogênio. Seus isótopos possuem nomes próprios, tais como é 
apresentado abaixo.
27
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA │ UNIDADE I
Tabela 5. Isótopos do hidrogênio e seus números atômicos e de massa.
Nome do isótopo do hidrogênio
Número atômico (quantidade de 
prótons no núcleo)
Número de massa (soma de 
prótons + nêutrons no núcleo)
Prótio ou hidrogênio 
1
H1 1 1
Deutério ou hidrogênio pesado 
1
H2 1 2
Trítio ou hidrogênio superpesado 
1
H3 1 3
Fonte: adaptado de <https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/isotopos.htm>. Acesso em: 8 mar. 2018.
Figura 14. Representação dos átomos isótopos do hidrogênio.
Fonte: adaptado de <https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/isotopos.htm>. Acesso em: 8 mar. 2018.
 » Isóbaros: são átomos que possuem o mesmo número de massa (A), mas 
diferentes números atômicos (Z). São exemplos de isóbaros os elementos 
cálcio, potássio e argônio.
Tabela 6. Exemplo de isóbaros.
Ca K Ar
A (número de massa) 40 40 40
Z (número atômico) 20 19 18
p+ (quant. prótons) 20 19 18
n (quant. nêutrons) n = A - p+ = 20 n = A – p+ = 21 n = A - p+ = 22
Fonte : <https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/isotonos-isobaros-isoeletronicos.htm>. Acesso em: 8 mar. 2018.
 » Isótonos: são átomos que possuem a mesma quantidade de nêutrons no 
núcleo, mas diferentes números atômicos (número de prótons). Como 
descrito, a quantidade de nêutrons e prótons forma a massa do átomo; 
sendo assim, podemos calcular a quantidade de nêutrons, conforme 
abaixo:
A = n + p+ → n = A – p+
28
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
São exemplos de isótonos os elementos cloro e cálcio e os elementos magnésio e silício.
Tabela 7. Exemplos de isótonos.
Cl Ca Mg Si
A (número de massa) 37 40 A (número de massa) 26 28
Z (número atômico) 17 20 Z (número atômico) 12 14
p+ (quant. Prótons) 17 20 p+ (quant. Prótons) 12 14
n (quant. nêutrons) n = A - p+ = 20 n = A – p+ = 20 n (quant. nêutrons) n = A - p+ = 14 n = A - p+ = 14
Fonte : <https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/isotonos-isobaros-isoeletronicos.htm>. Acesso em: 8 mar. 2018.
Resumindo, os átomos podem ser isótopos, isóbaros ou isótonos, dependendo 
de suas semelhanças entre número atômico, número de massa ou quantidade 
de nêutrons.
Tabela 8. Semelhanças entre átomos para serem considerados isótopos, isóbaros ou isótonos.
Lembre-se: Isótopos Isóbaros Isótonos
Z (número atômico) Z = p+ =
A (número de massa) A = p+ + n =
n (quantidade de nêutrons) n = A – p+ =
Fonte: autoria própria.
A disposição dos elementos na tabela 
periódica
A organização dos elementos na tabela distribuiu os elementos em linhas e colunas, como 
mostrado abaixo. Como já lemos, os elementos não foram organizados aleatoriamente, 
mas sim em ordem de número atômico e semelhanças químicas. Vamos olhar a tabela 
periódica em mais detalhes: 
Figura 15. A tabela períódica apresentando somente os símbolos dos elementos e seus números atômicos.
Fonte: <http://wikiciencias.casadasciencias.org/wiki/index.php/Tabela_Peri%C3%B3dica_dos_Elementos>. Acesso em: 8 mar. 
2018.
29
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA │ UNIDADE I
No link abaixo, você pode encontrar tabelas periódicas completas, com muitas 
outras informações, tais como massa atômica, nome, distribuição eletrônica etc. 
Acesse essa tabela durante o estudo desta apostila, sempre que precisar!
<https://www.tabelaperiodicacompleta.com/>.
As 7 linhas da tabela periódica, chamadas de períodos, correspondem às camadas 
eletrônicas K, L, M, N, O, P e Q. A quantidade máxima de elétrons que cada 
camada comporta foi respeitada, de modo que o primeiro período (primeira linha), 
correspondente à camada K, comporta no máximo elementos com 2 elétrons; o segundo 
período, ou camada L, comporta no máximo 8 elétrons; o terceiro período, ou camada 
M, comporta no máximo elementos que possuam 18 elétrons, e assim por diante. 
Em Lee (1999), encontramos o seguinte pressuposto: 
As propriedades químicas de um elemento são em grande parte 
determinadas pelo número de elétrons existentes no nível mais externo e 
sua distribuição nos orbitais. Se os elementos químicos forem dispostos 
em grupos com a mesma distribuição eletrônica no nível mais externo, 
então tais elementos devem apresentar propriedades químicas e físicas 
semelhantes.
Em outras palavras, os elementos químicos estão dispostos na tabela periódica de 
forma que seus elétrons distribuídos em camadas apresentam semelhanças nos orbitais 
de suas últimas camadas (camadas de valência). Assim, todos os elementos que estão 
na primeira coluna, chamada de grupo 1, têm sua distribuição eletrônica finalizada em 
s1. Elementos do grupo 2 (segunda coluna) têm o último orbital eletrônico preenchido 
sendo o s2; o grupo 17 tem o últimoorbital eletrônico preenchido como p5 etc. 
A principal importância dessa organização é que elementos dispostos na mesma coluna 
apresentam propriedades químicas semelhantes.
Dentro dessas camadas, como já estudamos, temos os subíveis de energia s, p, d e f. 
Na tabela periódica, esses subníveis estão organizados nos 18 grupos existentes. Os 
elementos que finalizam sua distribuição eletrônica com o orbital s ocupado passaram a 
ser chamados de elementos representativos do bloco s. Os elementos que possuem 
elétrons de valência nos orbitais p foram chamados de elementos representativos 
do bloco p. Os elementos cuja distribuição eletrônica termina em orbitais d são 
conhecidos com metais de transição e, finalmente, aqueles com elétrons de valência 
nos orbitais f são chamados de metais do bloco f ou de transição interna.
30
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
Figura 16. Distribuição dos elementos segundo os subníveis de energia.
Fonte: <http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=qwyitvwhn&paged=2>. Acesso em: 8 mar. 2018.
A principal importância dessa organização é que elementos dispostos na mesma coluna 
apresentam propriedades químicas semelhantes. Dessa forma, não é necessario estudar 
os elementos um a um, mas sim em grupos, também chamados de famílias.
A tabela periódica é dividida, ainda, em famílias A e B. Os elementos representativos 
do bloco s e p formam a família A, enquanto os metais de transição e transição interna 
(d e f) formam a família B. Os grupos (colunas) de numeração 1,2 e de 13 a 18 são 
classificados como elementos representativos, e constituem a família A. Do grupo 3 ao 
grupo 12 estão os elementos de transição que constituem a família B.
Figura 17. Os grupos (colunas) correspondentes às família A e B da tabela periódica.
Fonte: <https://www.tabelaperiodicacompleta.com/wp-content/uploads/2011/08/familias-tabela-periodica.gif>. Acesso em: 8 
mar. 2018.
31
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA │ UNIDADE I
A família A compreende os elementos representativos dos blocos s e p. Cada grupo 
da família A possui um nome diferente, dependendo das características dos elementos 
nela contidos. Sendo assim, temos:
 » grupo 1 (família 1A) → metais alcalinos;
 » grupo 2 (família 2A) → metais alcalinos terrosos;
 » grupo 13 (família 3A) → família do boro;
 » grupo 14 (família 4A) → família do carbono;
 » grupo 15 (família 5A) → família do nitrogênio;
 » grupo 16 (família 6A) → calcogênios;
 » grupo 17 (família 7A) → halogênios;
 » grupo 18 (família 8A) → gases nobres.
As tabelas abaixo apresentam os elementos de cada família, bem como a distribuição 
eletrônica de cada um. Observe que, a cada linha, o orbital final se repete, de forma 
que os elementos de mesmo orbital na camada de valência estão no mesmo grupo e 
apresentam as mesmas características químicas, repetindo-se periodicamente – daí o 
nome tabela periódica.
Tabela 9. Grupo 1 – metais alcalinos (família 1A).
METAIS ALCALINOS – Grupo 1 
Elementos desta 
família / símbolo
Z Distribuição eletrônica
Camada 
valência
Período 
Lítio Li 3 1s2 2s1 L 2o
Sódio Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1 M 3o
Potássio K 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 N 4o
Rubídio Rb 37 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 O 5o
Césio Cs 55 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 P 6o
Frâncio Fr 87 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s1 Q 7o
Z = número atômico, que é o número de prótons e consequentemente o número de elétrons do átomo.
Fonte: sutoria própria.
Tabela 10. Grupo 2 – metais alcalinos terrosos (família 2A).
METAIS ALCALINOS TERROSOS – Grupo 2
Elementos desta 
família / símbolo
Z Distribuição eletrônica
Camada 
valência
Período 
Berílio Be 4 1s2 2s2 L 2o
Magnésio Mg 12 1s2 2s2 2p6 3s2 M 3o
Cálcio Ca 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 N 4o
Estrôncio Sr 38 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 O 5o
Bário Ba 56 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 P 6o
Rádio Ra 88 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 Q 7o
Z = número atômico, que é o número de prótons e consequentemente o número de elétrons do átomo.
Fonte: autoria própria.
32
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
Tabela 11. Grupo 13 – família do boro (família 3A).
FAMÍLIA DO BORO – Grupo 13
Elementos desta 
família / símbolo
Z Distribuição eletrônica
Camada 
valência
Período 
Boro B 5 1s2 2s2 2p1 L 2o
Alumínio Al 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 M 3o
Gálio Ga 31 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 N 4o
Índio In 49 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p1 O 5o
Tálio Tl 81 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p1 P 6o
Z = número atômico, que é o número de prótons e consequentemente o número de elétrons do átomo.
Fonte: autoria própria.
Tabela 12. Grupo 14 – família do carbono (família 4A).
FAMÍLIA DO CARBONO - Grupo 14
Elementos desta 
família / símbolo
Z Distribuição eletrônica
Camada 
valência
Período 
Carbono C 6 1s2 2s2 2p2 L 2o
Silício Al 14 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 M 3o
Germânio Ge 32 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2 N 4o
Estanho Sn 50 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2 O 5o
Chumbo Pb 82 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p2 P 6o
Z = número atômico, que é o número de prótons e consequentemente o número de elétrons do átomo.
Fonte: autoria própria.
Tabela 13. Grupo 15 – família do nitrogênio (família 5A).
FAMÍLIA DO NITROGÊNIO – Grupo 15
Elementos desta 
família / símbolo
Z Distribuição eletrônica
Camada 
valência
Período 
Nitrogênio N 7 1s2 2s2 2p3 L 2o
Fósforo P 15 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 M 3o
Arsênio As 33 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 N 4o
Antimônio Sb 51 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p3 O 5o
Bismuto Bi 83 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p3 P 6o
Z = número atômico, que é o número de prótons e consequentemente o número de elétrons do átomo.
Fonte: autoria própria.
Tabela 14. Grupo 16 – calcogênios (família 6A).
CALCOGÊNIOS – Grupo 16
Elementos desta 
família / símbolo
Z Distribuição eletrônica
Camada 
valência
Período 
Oxigênio O 8 1s2 2s2 2p4 L 2o
Enxofre S 16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 M 3o
Selênio Se 34 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 N 4o
Telúrio Tu 52 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4 O 5o
Polônio Po 84 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p4 P 6o
Z = número atômico, que é o número de prótons e consequentemente o número de elétrons do átomo.
Fonte: autoria própria.
33
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA │ UNIDADE I
Tabela 15. Grupo 17 – halogênios (família 7A).
HALOGÊNIOS – Grupo 17
Elementos desta 
família / símbolo
Z Distribuição eletrônica
Camada 
valência
Período 
Flúor F 9 1s2 2s2 2p5 L 2o
Cloro Cl 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 M 3o
Bromo Br 35 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 N 4o
Iodo I 53 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5 O 5o
Astato At 85 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p5 P 6o
Z = número atômico, que é o número de prótons e consequentemente o número de elétrons do átomo.
Fonte: autoria própria
Tabela 16. Grupo 18 – gases nobres (família 0 ou 8A).
GASES NOBRES – Grupo 18
Elementos desta 
família / símbolo
Z Distribuição eletrônica
Camada 
valência
Período 
Hélio He 2 1s2 K 1o
Neônio Ne 10 1s2 2s2 2p6 L 2o
Argônio Ar 18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 M 3o
Criptônio Kr 36 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 N 4o
Xenônio Xe 54 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 O 5o
Radônio Rn 86 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 P 6o
Z = número atômico, que é o número de prótons e consequentemente o número de elétrons do átomo.
Fonte: autoria própria.
A família B compreende os metais de transição e os metais de transição internaf. 
Os elementos da família B, chamados de metais de transição ou bloco d, têm distribuição 
eletrônica terminada nos orbitais d e estão dispostos em 4 períodos (linhas) relacionados 
aos subníveis mais energéticos 3d, 4d, 5d e 7d do diagrama de Pauling. Também 
existem 10 grupos, que se diferenciam com a quantidade de elétrons nesse orbital, o 
qual comporta até 10 elétrons. 
Figura 18. Os metais de transição (orbital d).
Fonte: <https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/familias-b-tabela-periodica-sua-distribuicao-eletronica.htm>. 
Acesso em: 8 mar. 2018.
34
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
Já os elementos chamados de elementos de transição interna, ou bloco f, estão apenas 
presentes no grupo 3, dos 6o e 7o períodos, e são apresentados na série de lantanídeos e 
actinídeos (em vermelho, na figura abaixo).
Figura 19. Os metais de transição interna na tabela periódica.
Fonte: <https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/familias-b-tabela-periodica-sua-distribuicao-eletronica.htm>. 
Acesso em: 8 mar. 2018.
Os elétrons disponíveis nos orbitais da camada de valência, ou seja, nos orbitais mais 
energéticos do tipo s, p, d e f são os responsáveis pelas ligações químicas dos átomos, 
formando moléculas, como veremos a seguir.
35
CAPÍTULO 3
Átomos, moléculas e ligações químicas
No capítulo 1, aprendemos que átomos são partículas de um elemento químico 
constituídas de núcleo e eletrosfera. No núcleo, encontram-se os prótons (partículas 
elétricas positivas) e os nêutrons (partículas elétricas neutras), que, somados, resultam 
na massa atômica do átomo. A quantidade de prótons é chamada de número atômico, e 
este é utilizado para organizar os elementos em ordem na tabela periódica.
Na eletrosfera, encontram-se os elétrons (partículas elétricas negativas), na mesma 
quantidade dos prótons para cada elemento, de modos que o átomo seja eletricamente 
neutro.
Os elétrons estão distribuídos na eletrosfera em diferentes camadas e subníveis de 
energia. Esses subníveis de energia, quando não completos, apresentam alta energia. 
Nesse sentido, os átomos tendem a formar moléculas de forma a diminuírem seus níveis 
de energias, tornando-se mais estáveis. 
Para melhor entender, observe o grupo 18 (família 8A ou 0), chamado de gases nobres. 
Todos os elementos dessa família possuem as camadas e os subníveis. A camada K 
comporta até 2 elétrons, conforme ocorre ao observarmos a distribuição eletrônica 
do elemento hélio (camada K = 1s2). A camada L comporta até 8 elétrons, como 
ocorre com o neônio, possuindo as camadas K e L completas (distribuição eletrônica: 
K = 1s2; e L = 2s2 2p6). O mesmo ocorre com todos os outros elementos do grupo 
dos gases nobres, preenchendo com 8 elétrons as últimas camadas de sua eletrosfera. 
Essa é a regra do octeto.
O fato de os gases nobres possuírem as camadas eletrônicas mais externas completamente 
preenchidas os torna estáveis. Já possuem energia baixa e não formam moléculas, 
pois isso não abaixaria mais ainda sua energia. Então, são pouco reativos e também 
chamados de gases inertes. Sendo assim, as moléculas dos gases nobres são todas 
monoatômicas, isto é, contêm apenas 1 átomo (LEE, 1999).
Os outros elementos que não possuem as camadas mais externas preenchidas possuem 
alta energia e tentam ligar-se a outros átomos, formando moléculas de energias 
mais baixas. Ao ocorrer a formação de uma molécula, os orbitais mais energéticos 
dos átomos constituintes dessa molécula ficam completos (com 8 elétrons na última 
camada, assim como os gases nobres, seguindo a regra do octeto), com menor energia 
e, consequentemente, mais estáveis.
36
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
A formação de moléculas ocorre de 3 formas: 
1. a partir de átomos eletropositivos, ou seja, átomos que perdem um ou 
mais elétrons para ficarem com sua camada mais externa completa;
2. a partir de elementos eletronegativos, que recebem elétrons a fim de 
completarem suas camadas mais externas;
3. a partir de compartilhamento de elétrons entre elementos que não 
perdem nem ganham elétrons para completar suas camadas de valência.
A combinação desses elementos de diferentes caracteres (eletropositivo ou 
eletronegativo) formam ligações químicas diferentes: 
 » dois elementos, sendo um eletropositivo e outro eletronegativo, formam 
uma molécula através de uma ligação chamada de ligação iônica;
 » dois elementos eletronegativos formam uma molécula através de uma 
ligação chamada de covalente;
 » dois elementos eletropositivos formam uma molécula por uma ligação 
chamada ligação metálica.
Ligação iônica
Uma ligação iônica ocorre entre um átomo eletropositivo e um átomo eletronegativo. 
Nesse tipo de ligação, o átomo eletropositivo transfere completamente um ou mais 
elétrons da sua camada mais externa para o átomo eletronegativo, de forma que ambos 
fiquem com suas camadas externas completas, ou seja, com energias mais baixas que 
os átomos individuais.
Os elementos eletropositivos são os chamados metais alcalinos, metais alcalinos 
terrosos e os elementos da família do boro. Os elementos dessas famílias perdem 1, 2 
e 3 elétrons, respectivamente, para formarem ligações químicas, devido ao número de 
elétrons que possuem nos seus orbitais mais externos.
Todos os metais alcalinos (elementos do grupo 1, família 1A) possuem 1 elétron na 
camada mais externa (distribuição termina em s1). Sendo assim, têm a tendência de 
perder esse elétron.
37
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA │ UNIDADE I
Os metais alcalinos terrosos (grupo 2, família 2A) possuem 2 elétrons na camada mais 
externa (distribuição eletrônica termina em s2). Sendo assim, tendem a perder esses 
dois elétrons, tornando-se energeticamente mais estáveis. 
Os elementos da família do boro possuem 3 elétrons na camada de valência, que são 
transferidos de forma a ficarem energeticamente mais estáveis. 
A perda de 1, 2 e 3 elétrons pelos átomos citados acima faz com que fiquem desbalanceados 
em relação às cargas positivas e negativas. Ao transferirem elétrons, esses átomos ficam 
positivamente carregados, com 1, 2 e 3 prótons em excesso. Os átomos carregados são 
chamados de íons. Os íons de cargas positivas são chamados de cátions. 
Para ocorrer uma ligação iônica, além dos átomos eletropositivos, necessitamos da 
presença dos eletronegativos. Os elementos eletronegativos estão nos grupos 15, 16 e 17. 
Os elementos da família do nitrogênio (grupo 15, família 5A) precisam de 3 elétrons 
para completar sua camada mais externa, ficando, assim, energeticamente mais 
estáveis. Dessa forma, ao receberem esses elétrons, ficam negativamente carregados – 
tornam-se íons (átomos eletricamente carregados) de carga negativa, chamados ânions.
Os calcogênios (grupo 16, família 6A) precisam de 2 elétrons para completar sua última 
camada, e os halogênios (grupo 17, família 7A) precisam de 1 elétron para tornarem-se 
mais estáveis.
Para formar ligações iônicas, os elementos eletropositivos ligam-se a elementos 
eletropositivos, formando moléculas energeticamente mais estáveis ao ficarem 
com 8 elétrons na última camada. Essas ligações ocorrem por transferências 
eletrônicas.
Os elementos eletropositivos “doam” elétrons. São eles: 
 » elementos da família 1A → perdem 1 elétron e tornam-se cátions de 
carga +1.
 » elementos da família 2A → perdem 2 elétrons e tornam-se cátions de 
carga +2.
 » elementos da família 3A → perdem 3 elétrons e tornam-se cátions de 
carga +3.
Os elementos eletronegativos “recebem” elétrons. São eles:
 » elementos da família 5A → recebem 3 elétrons e tornam-se ânions de 
carga -3.
38
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
 » elementos da família 6A → recebem 2 elétrons e tornam-se ânions 
de carga -2.
 » elementos da família 7A →recebem 1 elétron e tornam-se ânions de 
carga -1.
Vejamos agora exemplos de ligações iônicas.
a. Cloreto de sódio (sal de cozinha): NaCl.
 › Na → doa 1 elétron para ficar estável, pois é um metal alcalino 
(família 1A).
 › Cl → recebe 1 elétron para ficar estável, pois é um halogênio 
(família 7A).
b. Óxido de magnésio: MgO.
 › Mg → doa 2 elétrons para ficar estável, pois é um metal alcalino terroso 
(família 2A).
 › O → recebe 2 elétrons para ficar estável, pois é um calcogênio 
(família 6A).
c. Cloreto de cálcio: CaCl2.
 › Ca → doa 2 elétrons para ficar estável, pois é um metal alcalino terroso.
 › Cl → recebe 1 elétron, pois é um halogênio. 
 › São necessários 2 átomos de Cl para receber os 2 elétrons doados pelo 
cálcio.
d. Sulfeto de alumínio – Al2S3.
 › Al → doa 3 elétrons para ficar estável, pois é da família do boro.
 › S → necessita de 2 elétrons para ficar estável, pois é um calcogênio. 
São necessários 2 átomos de alumínio e 3 átomos de enxofre para formar uma molécula 
de sulfeto de alumínio.
39
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA │ UNIDADE I
Ligação covalente
Uma ligação covalente se forma pela ligação de dois átomos eletronegativos entre si, que 
compartilham os elétrons de suas camadas mais externas. Observe que, diferentemente 
das ligações iônicas, não há transferência de elétrons, mas, sim, compartilhamento, 
pois ambos têm a tendência de receber elétrons.
Um exemplo é a molécula de cloro, que é formada por dois átomos desse elemento. 
O cloro é um halogênio e necessita de 1 elétron para chegar à configuração eletrônica 
estável como a de um gás nobre (ou seja, completar sua última camada eletrônica). 
Sendo assim, duas moléculas de cloro compartilham um de seus elétrons, formando a 
molécula do cloro: Cl2.
Outro exemplo é o tetraclorometano, em que o carbono, que possui 4 elétrons na sua 
camada mais externa (família 4A), compartilha seus elétrons com 4 átomos de cloro 
(família 7A). Sendo assim, cada átomo de cloro estabiliza-se com 8 elétrons, bem como 
o átomo de carbono (regra do octeto).
Figura 20. Fórmula eletrônica do tretaclorometano, mostrando elétrons compartilhados.
Fonte: adaptado de Lee, 1999.
Ligação metálica
As ligações metálicas são formadas por átomos eletropositivos, conectados segundo um 
dos três tipos de arranjos: cúbico de face centrada, hexagonal compacto ou cúbico de 
corpo centrado (LEE, 1999). 
Figura 21. Os três diferentes arranjos formados por ligações metálicas.
a. Estrutura cúbica de face centrada b. Estrutura hexagonal compacta c. Estrutura cúbica de corpo centrado
Fontes: a) <https://engenhariadeelite.files.wordpress.com/2015/09/cfc.png>. Acesso em: 8 mar. 2018. b) <http://www.ebah.
com.br/content/ABAAAgntoAJ/trabalho-ciencias-dos-materiais>. Acesso em: 8 mar. 2018. c) <http://www.ebah.com.br/
content/ABAAAeiygAI/apostila-materiais-contrucao-mecanica-2011?part=3>. Acesso em: 8 mar. 2018.
40
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
Os elétrons desses átomos eletricamente negativos mantêm os átomos eletropositivos 
unidos e movem-se livremente pela superfície dos arranjos. Daí vêm as características 
tão conhecidas dos metais: alta condutividade elétrica e alta condutividade térmica.
O tipo de ligação é determinante para as propriedades das moléculas 
 » Ponto de fusão e ebulição: os compostos formados por ligações iônicas 
são normalmente sólidos duros, com altos pontos de fusão e ebulição. 
Isso porque esse tipo de ligação é de natureza eletrostática, estendendo-se 
igualmente em toda a estrutura da molécula. Para quebrar essa estrutura, 
é necessária uma alta energia. 
 » Os compostos formados por ligações do tipo covalente são normalmente 
discretos, podendo ser sólidos moles, líquidos ou gases. Essa ligação é 
somente direcional e, no caso dos sólidos, as estruturas são formadas por 
forças de van der Waals fracas, que são quebradas com pouca energia 
(por isso os sólidos são moles e com baixos pontos de fusão). 
 » Existem, ainda, casos de ligações covalentes que formam um retículo 
gigante, como os diamantes e a sílica (SiO2). Esse retículo tridimensional 
apresenta ligações do tipo covalente em todas as direções, de forma que 
resultam em sólidos com altíssimos pontos de fusão e extremamente 
duros (LEE, 1999).
Figura 22. Estrutura cristalina do diamante.
Fontes: <https://quimicaostentacao.files.wordpress.com/2013/11/estrutura-diamante.jpg>. Acesso em: 8 mar. 2018.
Você sabia que o diamante e o grafite são formados exatamente do mesmo 
elemento, o carbono puro? A diferença entre esses materiais está na forma em 
que esses átomos de carbono estão agrupados. Dependendo da temperatura 
e da pressão a que esses átomos estavam submetidos no momento de seu 
agrupamento, formam-se estruturas diferentes. O diamante, formado em altas 
condições de temperatura e pressão, possui ligações muito fortes entre os 
átomos de carbono, como vimos acima, formando uma rede cristalina muito 
41
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA │ UNIDADE I
dura de ser quebrada. O grafite, ou diamante bruto, por sua vez, é formado 
sob condições de temperatura e pressão bem menores que o diamante – sua 
estrutura final é uma rede frouxa de átomos de carbono e, por isso, é maleável.
Para saber mais, acesse os sites: 
<http://www.carbonoamericana.com.br/noticia/1/diversos-sobre-grafite-e-
carbono/diferenca-entre-o-diamante-e-o-grafite>
<https://luciana1206.wordpress.com/2009/04/17/voce-sabia-que-o-grafite-
e-o-diamante-sao-feitos-do-mesmo-material-descubra-como-o-mesmo-
elemento-quimico-pode-dar-origem-a-dois-minerais-tao-diferentes/>
Figura 23. Comparação entre as estruturas do diamante e do grafite.
Fonte: <http://www.carbonoamericana.com.br/noticia/4/carbono/grafite-e-diamante-sao-feitos-do-mesmo-material>. Acesso 
em: 14 mar. 2018.
Condutividade: os compostos formados por ligações iônicas, ao serem dissolvidos em 
água, formam soluções iônicas que conduzem eletricidade. Isso porque os seus íons 
(positivos e negativos) migram para os pelos eletrizados, ou seja, os cátions (íons de 
carga positiva) movem-se em direção ao eletrodo negativo, enquanto os ânions (íons 
com cargas negativas) movem-se em direção ao eletrodo positivo. Essa migração conduz 
eletricidade e, na base dos eletrodos, os íons sofrem reações chamadas de eletrólise 
(reações causadas por uma aplicação de diferença de potencial na solução).
Os materiais metálicos são melhores condutores de eletricidade que os compostos 
iônicos, pois a condutividade ocorre pela movimentação dos elétrons na sua superfície, 
e não por íons.
Os compostos formados por ligações covalentes, conforme vimos anteriormente, 
não contêm íons ou elétrons móveis. Sendo assim, não conduzem eletricidade e são 
chamados de isolantes.
42
UNIDADE I │ ÁTOMOS, MOLÉCULAS E A TABELA PERIÓDICA
Solubilidade: nesse caso, para os compostos solúveis, seguimos uma regra: “semelhantes 
dissolvem semelhantes”, isto é:
Compostos iônicos solúveis serão dissolvidos em solventes polares, 
ou seja, solventes iônicos, tais como água e ácidos minerais.
Compostos covalentes, quando solúveis, se dissolverão em 
solventes apolares (não iônicos), como no caso benzeno ou 
tetraclorometano (LEE, 1999).
Velocidade das reações: em geral, os compostos iônicos reagem mais rapidamente que 
os compostos covalentes, isso porque, em solução, os íons estão livres e basta colidirem 
com outros íons para a reação acontecer. No caso de compostos covalentes, é necessário 
primeiramente fornecer uma energia para quebrar a ligação covalente (energia chamada 
de energia de ativação) para, então, após colisão, fazer outro grupo se ligar. Essa reação 
é lenta e muitas vezes ocorre em mais de uma etapa até chegar ao produto final.
43
UNIDADE IIOS ELEMENTOS E A 
MATÉRIA
CAPÍTULO1
Propriedades gerais dos elementos
Considerando a tabela periódica, algumas outras propriedades dos elementos também 
estão organizadas, tais como: tamanho dos átomos, energia de ionização, afinidade 
eletrônica, eletronegatividade, eletropositividade, potencial de ionização e caráter 
metálico.
Tamanho dos átomos
O tamanho dos átomos é dado pela medida do seu raio atômico, consideranto seu núcleo 
e sua eletrosfera. Como explicado por Fogaça (2017), na matéria sobre raio atômico, o 
raio atômico (r) é a metade da distância (d) entre o núcleo de dois átomos vizinhos.
Figura 24. Definição de raio atômico.
Fonte: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/raio-atomico-tamanho-atomo.htm>. Acesso em: 8 mar. 2018.
Os elementos de um mesmo período (mesma linha) têm seu tamanho diminuído no 
sentido da esquerda para a direita. 
Considerando os elementos de uma mesma família (coluna), quanto maior o período, 
maior o tamanho do átomo, pois mais camadas eletrônicas esses átomos possuem em 
sua estrutura. 
44
UNIDADE II │ OS ELEMENTOS E A MATÉRIA
Figura 25. Direções de aumento do tamanho do átomo nos períodos e nas famílias da tabela periódica.
Fonte: <http://mundoquimico.com.br/wp-content/uploads/2013/06/Tabela-e-o-raio-at%C3%B4mico.jpga>. Acesso em: 8 mar. 
2018.
Energia de ionização
A energia de ionização é a energia fornecida a um átomo no estado gasoso para retirar 
da camada mais externa o elétron mais fracamente ligado, formado, assim, um íon. 
Quanto maior o átomo, menor será a energia de ionização. 
Em um mesmo período (linha) da tabela periódica, os átomos aumentam a sua energia 
de ionização da esquerda para a direita. 
Em uma mesma família (coluna), a energia de ativação é menor quanto maior for o 
período.
Figura 26. Direções de aumento da energia de ionização nos períodos e nas famílias da tabela periódica.
Fonte: adaptado de <https:<//www.infoescola.com/quimica/energia-de-ionizacao/>. Acesso em 8 mar. 2018.
Afinidade eletrônica
Afinidade eletrônica é a energia liberada quando um elétron é adicionado a um 
átomo neutro no estado gasoso, formando um íon. 
45
OS ELEMENTOS E A MATÉRIA │ UNIDADE II
Em um mesmo período da tabela periódica, a afinidade eletrônica cresce da esquerda 
para a direita. Em uma mesma família (coluna), a afinidade diminui conforme aumenta 
o período. A afinidade eletrônica aumenta de maneira inversa ao raio atômico, ou seja, 
quanto menor o raio, maior a sua afinidade eletrônica.
Figura 27. Direções de aumento da afinidade eletrônica nos períodos e nas famílias da tabela periódica.
Fonte: adaptado de <https://www.estudopratico.com.br/afinidade-eletronica/>. Acesso em: 8 mar. 2018.
Nos gases nobres, família 8A, grupo 18, a afinidade eletrônica não é significativa.
Eletronegatividade
Em uma ligação covalente, os elétrons estão destribuídos em torno dos elementos do 
composto. Um elemento atrai mais os elétrons do que outro. Essa atração é chamada de 
eletronegatividade. Não é possível calcular a eletronegatividade de um átomo isolado, 
já que a definição consiste na posição dos elétrons em uma molécula. Essa propriedade 
tem relação com o raio atômico, pois, quanto menor o raio, maior a força de atração 
sobre os elétrons.
Em um mesmo período (linha) da tabela periódica, observou-se que a eletronegatividade 
aumenta da esquerda para a direita. Em uma mesma família (coluna), a eletronegatividade 
aumenta de baixo para cima.
Os gases nobres não fazem ligações químicas, pois, como já estudamos, 
possuem seus orbitais eletrônicos completos. Sendo assim, não se aplica a eles a 
eletronegatividade. O flúor, por sua posição na tabela periódica, é o elemento de 
maior eletronegatividade.
46
UNIDADE II │ OS ELEMENTOS E A MATÉRIA
Figura 28. Direções de aumento da eletronegatividade nos períodos e nas famílias da tabela periódica.
Fonte: adaptado de <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/eletronegatividade.htm>. Acesso em: 8 mar. 2018.
Eletropositividade ou caráter metálico
A tendência de perder elétrons é chamada de eletropositividade. Quanto maior seu 
valor, maior será o caráter metálico. Os metais, em geral, têm menos de 4 elétrons 
na sua camada de valência – vimos isso no capítulo anterior, em que os elementos da 
família 1A, 2A e 3A perdem respectivamente 1, 2 e 3 elétrons para formarem ligações 
iônicas com outros elementos de menor eletropositividade. 
Em um mesmo período (linha) da tabela periódica, a eletropositividade aumenta da 
direita para a esquerda. Em um mesmo grupo, a eletropositividade aumenta da cima 
para baixo. 
Os gases nobres não têm tendência a perder elétrons, portanto a eletropositividade não 
se aplica aos elementos desse grupo. O elemento de maior eletropositividade é o frâncio.
Figura 29. Direções de aumento da eletropositividade nos períodos e nas famílias da tabela periódica.
Fonte: adaptado de <https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletropositividade.htm>. Acesso em: 8 mar. 2018.
47
CAPÍTULO 2
Gases e suas propriedades
Propriedade geral dos gases
Um gás é o estado mais simples da matéria. As moléculas ou átomos estão sempre em 
movimento, colidem em suas trajetórias, mas tendem a ficar separadas. O aumento da 
temperatura causa um aumento no grau de agitação das moléculas. O gás ainda pode 
ser compressível quando dentro de um recipiente maleável. Essas são as características 
que definem um gás chamado de perfeito ou ideal.
O estado físico de um gás ideal depende de 4 parâmetros: da pressão (p), do volume 
que ocupa (V), da quantidade de gás (número de mols – n) e da temperatura (T). 
Ao determinar três desses parâmetros, o quarto pode ser calculado. 
Pressão e lei de Boyle
A pressão de um gás está relacionada às colisões desse gás, ou seja, a força que essas 
colisões exercem sobre uma área definida. 
Imagine um recipiente contendo gás: as colisões exercem uma força na parede 
do recipiente; essa é a pressão do gás, praticamente constante no recipiente todo. 
A unidade da pressão segundo o sistema internacional (SI) é o pascal (Pa). 
O pascal (Pa) é definido como sendo 1 newton (N) por metro quadrado. Existem 
outras unidades conhecidas para pressão, tais como bar, Kgf/cm2, libras por 
polegadas, psi, atm. Veja algumas aqui: 
Figura 30. Relação entre diferentes unidades de pressão, tomando-se 1 bar como base.
1 bar = 0,1Mpa = 100kPa = 100.000 Pa = 105 Pa = 1,0197 kgf/cm2 = 14,5 lbf/pol2 = 14,5 psi = 0,987atm.
1kgf/cm2 = 0,987 bar
1psi = 6,98 kPa = 0,0689 bar
Fonte: adaptado de <http://www.benflex.com.br/dados-para-especificacao/conversao-das-medidas-de-pressao/>. Acesso 
em: 28 mar. 2018.
48
UNIDADE II │ OS ELEMENTOS E A MATÉRIA
O instrumento que mede pressão atmosférica é chamado de barômetro. Quando 
Torricelli inventou o barômetro, utilizou um cheio de mercúrio, selado numa 
extremidade, mergulhado com outra extremidade aberta numa cuba também cheia 
de mercúrio (símbolo Hg). Dessa forma, a altura da coluna de mercúrio dependia da 
pressão atmosférica, e esta foi expressa em milímetros de mercúrio (mmHg).
A determinação da pressão pelo barômetro de Torricelli segue a equação:
Patm = dhg, em que: d é a densidade do mercúrio (em kg/m
3); h é a altura da coluna de 
mercúrio (em metros); e g é a aceleração da gravidade (9,8 m/s2).
A relação entre a pressão e o volume de um gás é explicada pela lei de Boyle, que diz 
que essas duas propriedades são inversamente proporcionais, ou seja, quanto maior 
o volume, menor a pressão e vice-versa. A pressão e o volume se relacionam por uma 
constante k. Essa lei é válida para temperaturas constantes (condição isotérmica).
P.V = k , sendo para o gás 1 → P1V1 = k e para o gás 2 → P2V2 = k.
Podemos escrever a equação: P1V1 = P2V2.
Veja o exercício a seguir como aplicação dessa equação.
Considereque um recipiente com êmbolo móvel, capaz de deslizar sem atrito, contém 
4 litros de O2(g) sob pressão de 160 kPa a 298 K. Que volume o gás passará a ocupar se a 
pressão for reduzida para 80 kPa nessa mesma temperatura? 
Figura 31. Resolução do exercício e relação entre o volume e a pressão conforme a lei de Boyle.
Resolução: P1V1 = P2V2 
1 1
2
2
P . VV 
P
=
( ) ( )
( )2
160 kPa . 4 L
V 
80 kPa
=
V2 = 8L
Fonte: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/lei-boyle-sobre-transformacao-isotermica.htm>. Acesso em: 28 mar. 
2018.
O efeito da temperatura sobre o volume e a 
lei de Charles
A uma pressão constante (condição isobárica), um aumento de temperatura causa a 
expansão dos gases (aumento de volume). Jacques Alexandre César Charles observou 
49
OS ELEMENTOS E A MATÉRIA │ UNIDADE II
esse efeito da temperatura no volume e, apesar de não haver publicado seu trabalho, 
este foi reconhecido anos depois, quando Gay-Lussac o formulou.
O grau de expansão de diversos gases é praticamente constante para um mesmo 
intervalo de temperatura (esses gases podem ser ditos como gases ideais). A equação 
aplicada a essa expansão é ΔV = c⋅V0⋅ΔT, sendo: V0 = o volume inicial do gás; ΔV e 
ΔT são a variação do volume e da temperatura, respectivamente; e c é o coeficiente de 
expansão, cujo valor aceito hoje é 1/273,15ºC. 
As temperaturas (T) são utilizadas na escala kelvin, K. Para converter esse valor na 
escala Celsius, deve-se seguir a expressão: T (K) = T (ºC) + 273,15. Dessa forma, no 
zero absoluto postulado por Kelvin (0 K = -273,15ºC), todas as expressões para gases 
são simplificadas, de modo que a lei de Charles pode ser escrita como V = kT, sendo k 
uma constante, e a relação entre volume e temperatura em duas condições diferentes é: 
V1/V2 = T1/T2 (AROEIRA, 2014).
O aumento da temperatura, para um volume constante, também afeta a pressão de 
maneira a aumentá-la, isso porque o aumento de temperatura causa maior desordem 
no sistema (mais colisões contra a parede do recipiente, aumentando, assim, a pressão). 
Outra versão da lei de Charles considera que p = kT, sendo k uma constante. Assim, 
quando a temperatura tende a zero, a pressão também tende a zero.
Lei geral dos gases
A equação de estado de um gás foi elaborada pela combinação das leis aplicadas aos 
gases estudadas acima, com a contribuição do princípio de Avogadro, adicionando às 
variáveis a quantidade de gás em número de mols. 
O número de mols é a relação entre a massa (m) de um componente (g) dividido 
pela massa molecular (M) desse componente (em gramas): n = m/M. 
O número de mols n não tem unidade.
A lei de Clapeyron, conhecida como a equação geral dos gases, relaciona a pressão 
(atm), o volume (L), o número de mols (n), a temperatura (K) e a constante universal 
dos gases perfeitos R, definida como 0,082 atm . L / mol . K.
Lei geral dos gases: PV = nRT.
Veja, no exercício a seguir, um exemplo de uso da lei geral dos gases.
50
UNIDADE II │ OS ELEMENTOS E A MATÉRIA
Determine o volume de um balão que contém 8,0 g de gás hélio num dia em que a 
temperatura está igual a 28ºC, e a pressão no interior do balão é de 2 atm.
Dados:
P = 2 atm
V = ?
m = 8,0 g
M (massa molar do hélio) = 4,0 g/mol
T = 28 ºC (tem que ser em kelvin) = 28 + 273 = 301 K
R (possui as mesmas unidades das outras grandezas) = 0,082 atm . L/mol . K
Substituindo os valores na equação de Clapeyron, temos:
mRTPV 
M
=
mRTV 
PM
=
1 1
1
8,0 g . 0,082 atm . L . mol . K . 301 KV 
2 atm . 4,0 g . mol
− −
−=
V = 24,682L
Mistura de gases e pressão parcial
Um gás pode ser formado por uma mistura de diferentes gases. Em condições de baixas 
pressões, essa mistura de gases se comporta como sendo um único gás. Porém, existe 
uma maneira de se determinar a contribuição de cada componente da mistura: por 
meio da lei de Dalton das pressões parciais, que afirma que a pressão de uma mistura 
de gases é a soma das pressões parciais de cada componente da mistura. 
Considerando uma mistura de dois gases perfeitos A e B em uma mesma temperatura, 
se a pressão parcial do gás A for pA, e a do gás B for pB, a pressão total será p = pA + pB.
Assim como a pressão, o numero de mols (n) da mistura de gases pode ser calculado 
pela contribuição da quantidade de cada componente. Para a mesma mistura de gases 
A e B acima, a fração molar de A (XA) pode ser calculada pela quantidade de mols de 
51
OS ELEMENTOS E A MATÉRIA │ UNIDADE II
a (nA) dividida pela quantidade de mols total (nTOTAL ou nA + nB). Dessa mesma forma, 
pode-se calcular a fração molar de B (XB). As fórmulas para cálculo da fração molar são: 
XA = nA / nA + nB (cálculo para o gás A); XB = nB / nA + nB (cálculo para o gás B) e nA + nB = nTOTAL. 
Comportamento não ideal: gases reais e 
equação de van der Waals
Os gases reais não cumprem exatamente a lei dos gases perfeitos, devido às interações 
moleculares – forças de repulsão e atração entre as moléculas fazem com que se 
expandam e contraiam seu volume. As forças repulsivas são de baixo alcance e só 
ocorrem quando as moléculas estão próximas. Já as forças atrativas têm alcance grande. 
Essas forças são dependentes da pressão, conforme explicação a seguir.
 » Pressões baixas: o gás ocupa volume grande, e as moléculas estão muito 
afastadas umas das outras. Nesse caso, as forças intermoleculares são 
insignificantes, e o gás se assemelha ao comportamento de um gás 
perfeito. 
 » Pressões médias: as moléculas estão pouco mais próximas, e as forças 
atrativas são mais efetivas que as repulsivas. Nessa situação, o gás está 
mais comprimido que um gás ideal. Gás mais comprimido tende a 
condensar em líquido quando resfriado.
 » Pressões elevadas: as moléculas estão muito próximas umas das outras, e 
as forças repulsivas são mais expressivas. O gás está menos comprimido 
que um gás ideal. 
Para que a equação dos gases ideais pudesse ser utilizada para gases não ideais, que 
sofrem interações moleculares de atração e repulsão molecular, o cientista holandês J. 
H. van der Waals, em 1873, sugeriu a seguinte fórmula: p = (nRT/V-nb) - a (n/V)2.
O parâmetro a é o representante das atrações, e o parâmetro b, o representante das 
repulsões. Cada gás tem suas próprias constantes de van der Waals (a e b), independentes 
da temperatura e determinadas experimentalmente.
52
CAPÍTULO 3
Líquidos, sólidos e soluções
As forças atrativas intermoleculares (que estudamos no capítulo anterior) são muito 
mais fortes no líquido, a ponto de manter as moléculas juntas, porém elas ainda têm 
certa liberdade de se movimentarem no interior de um recipiente. Diferentemente dos 
gases, o volume do líquido é definido, independentemente do recipiente que o contém. 
Por causa das forças intermoleculares, os líquidos são mais densos em comparação 
aos gases. Também são menos capazes de serem comprimidos, já que há pouco espaço 
entre as moléculas, que estão mais próximas uma das outras. 
Já nos sólidos, as forças atrativas intermoleculares são fortes o bastante para manter as 
moléculas juntas, em posições quase fixas e ordenadas em relação às outras – estruturas 
rígidas chamadas de cristalinas. Também são pouco compressíveis, já que há pouco 
espaço livre entre as moléculas. Os gases, à temperatura ambiente, têm atrações mais 
fracas que os líquidos, que, por sua vez, têm atrações mais fracas que os sólidos. 
Uma substância pode mudar seu estado físico (sólido, líquido e gasoso) pela variação 
da temperatura, o que, consequentemente, faz variar a energia das moléculas da 
substância.
Figura 32. Comparação entre as estruturas de gases, líquidos e sólidos.
Gás: muitos espaços vazios, 
moléculas separadas, liberdade 
de movimento total.
Líquido: moléculas mais 
próximas, com liberdade de 
movimento em