Química Geral e Orgânica

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QUÍMICA GERAL E ORGÂNICA
Prof.ª Renata Joaquim Ferraz Bianco
UNIASSELVI
2012
Caderno de Estudos
NEAD
Educação a Distância
GRUPO
CENTRO UNIVERSITÁRIO
LEONARDO DA VINCI
Rodovia BR 470, Km 71, nº 1.040, Bairro Benedito
89130-000 - INDAIAL/SC
www.uniasselvi.com.br
Copyright  UNIASSELVI 2012
Elaboração:
Prof.ª Renata Joaquim Ferraz Bianco
Revisão, Diagramação e Produção:
Centro Universitário Leonardo da Vinci - UNIASSELVI
Ficha catalográfica elaborada na fonte pela Biblioteca Dante Alighieri
UNIASSELVI – Indaial.
547
B578q Bianco, Renata Joaquim Ferraz
 Química geral e orgânica / Renata Joaquim Ferraz Bianco. 
 Indaial : Uniasselvi, 2012. 
 221. p.: il
 Inclui bibliografia.
 ISBN 978-85-7830- 549-9
 1. Química orgânica.
 I. Centro Universitário Leonardo da Vinci
 II. Núcleo de Ensino a Distância III. Título
 
Impresso por:
QUÍMICA GERAL E ORGÂNICA
APRESENTAÇÃO
Caro(a) acadêmico(a), neste momento você está iniciando o estudo da disciplina de 
Química Geral e Orgânica, que tem como objetivo específico construir de maneira eficiente 
conhecimentos gerais, teóricos e práticos de química em sua totalidade, bem como associar 
sua importância e aplicação em outras áreas e disciplinas. 
Minha meta, como professora, é através deste Caderno de Estudos despertar seu 
interesse pela disciplina e pela pesquisa científica, preparando-o(a) para uma formação 
profissional promissora e concreta.
A química é a ciência que estuda a composição, interação e transformação da matéria. 
Desta forma, sua aplicação é muito vasta, não há um segmento em que ela não se encontre. 
Podemos citar a química têxtil, de alimentos, farmacêutica, metalúrgica, nanotecnologia entre 
outras. Seu conhecimento é de extrema importância para o desenvolvimento científico e 
tecnológico da sociedade como um todo. 
Atualmente, um dos maiores desafios da química é melhorar a qualidade de vida das 
pessoas com a síntese de novos produtos de forma sustentável, ou seja, com o foco no setor: 
econômico, social e ecológico.
Assim, com o intuito de criar um conhecimento básico sobre essa ciência tão fascinante, 
os estudos de Química Geral e Orgânica, neste caderno, serão divididos em três unidades.
Na Unidade 1, estudaremos a estrutura atômica que aborda as unidades fundamentais 
da matéria. Primeiramente, faremos um estudo sobre a definição de matéria, do átomo e 
dos modelos atômicos. Estudaremos a Tabela Periódica que dispõe de forma organizada os 
elementos químicos e suas propriedades periódicas e aperiódicas. Em seguida, conheceremos 
a formação das moléculas através das ligações químicas. Com esses estudos, você será capaz 
de identificar a química em seu cotidiano.
 
Na segunda unidade, iremos conhecer as funções inorgânicas da química. Essa unidade 
mostrará as características químicas dos produtos que utilizamos em nosso dia a dia, afinal as 
funções inorgânicas englobam os ácidos, as bases ou hidróxidos, os sais e os óxidos.
 
A Unidade 3 contempla a Química Orgânica, que é a parte da química que estuda os 
compostos do elemento Carbono. Através dessa unidade, você conhecerá milhares de produtos 
naturais e sintéticos que nos rodeiam, bem como a ocorrência, a produção e as aplicações 
em nosso cotidiano das funções orgânicas. Conheceremos os benefícios e malefícios dos 
compostos orgânicos ao meio ambiente e aos seres humanos.
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QUÍMICA GERAL E ORGÂNICA iv
UNI
Oi!! Eu sou o UNI, você já me conhece das outras disciplinas. 
Estarei com você ao longo deste caderno. Acompanharei os seus 
estudos e, sempre que precisar, farei algumas observações. 
Desejo a você excelentes estudos! 
 UNI
Com os conteúdos desse caderno, caro(a) acadêmico(a), você terá conhecimentos 
básicos de química, suficientes para aplicá-los em sua vida e no meio em que vive. Torne-se 
um profissional consciente em relação aos produtos e às atividades que desenvolve, sempre 
focado no futuro da humanidade.
Bons estudos!
Prof.a Renata Joaquim Ferraz Bianco
Sou Mestre em Química, Especialista em Educação a Distância em Tutoria e Gestão, 
Especialista em Metadisciplinaridade na Educação, Gestão Escolar e Licenciada Plena em 
Química. Atualmente, leciono as disciplinas de Química Geral e Química Tecnológica nos 
Cursos de Engenharia Civil e Engenharia Ambiental no Centro Universitário Leonardo da Vinci. 
Atuo como supervisora das disciplinas de Química Geral, Química Tecnológica e Química 
Geral e Orgânica do Núcleo de Educação a Distância (NEAD). Também leciono a disciplina de 
Química no Ensino Médio. Possuo experiência técnica em análises físico-químicas de águas 
e cosméticos, manipulação de medicamentos e controle de qualidade. E-mail: <renatabianco_
quimica@yahoo.com.br>.
QUÍMICA GERAL E ORGÂNICA v
SUMÁRIO
UNIDADE 1: ESTRUTURA ATÔMICA .............................................................................. 1
TÓPICO 1: MODELOS ATÔMICOS ................................................................................. 3
1 INTRODUÇÃO ............................................................................................................... 3
2 MODELOS ATÔMICOS ................................................................................................. 6
2.1 MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON .................................................................... 7
2.2 MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON ................................................ 8
2.3 MODELO ATÔMICO DE ERNEST RUTHERFORD .................................................... 9
2.4 MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR – TEORIA ATÔMICA ATUAL ....................... 10
3 MATÉRIA ...................................................................................................................... 13
3.1 PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DA MATÉRIA ................................................ 13
3.2 ELEMENTO QUÍMICO .............................................................................................. 16
3.2.1 Íons ......................................................................................................................... 19
4 SEMELHANÇAS ATÔMICAS ...................................................................................... 20
4.1 ISÓTOPOS ................................................................................................................ 21
4.2 ISÓBAROS ................................................................................................................ 22
4.3 ISÓTONOS ................................................................................................................ 23
4.4 ISOELETRÔNICOS ................................................................................................... 23
5 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS ................................ 25
5.1 DIAGRAMA DE LINUS PAULING ............................................................................. 26
5.2 NÚMEROS QUÂNTICOS .......................................................................................... 28
5.2.1 Número quântico principal (n) ................................................................................ 28
5.2.2 Número quântico secundário (ℓ) ou azimutal .......................................................... 29
5.2.2.1 Orbitais atômicos ................................................................................................. 29
5.2.2.2 Número quântico magnético (mℓ) ........................................................................ 30
5.2.2.3 Número quântico de Spin (ms) ............................................................................30
LEITURA COMPLEMENTAR .......................................................................................... 32
RESUMO DO TÓPICO 1 ................................................................................................. 35
AUTOATIVIDADE ........................................................................................................... 37
TÓPICO 2: TABELA PERIÓDICA .................................................................................. 41
1 INTRODUÇÃO ............................................................................................................. 41
2 ORGANIZAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS NA TABELA ............. 43
2.1 PERÍODOS DA TABELA PERIÓDICA ....................................................................... 46
2.2 FAMÍLIAS OU GRUPOS ........................................................................................... 47
2.3 METAIS, SEMIMETAIS E NÃO METAIS ................................................................... 50
2.4 CLASSIFICAÇÕES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS ............................................... 51
2.5 CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA E A CAMADA DE VALÊNCIA .............................. 58
RESUMO DO TÓPICO 2 ................................................................................................. 59
AUTOATIVIDADE ........................................................................................................... 60
QUÍMICA GERAL E ORGÂNICA vi
TÓPICO 3: LIGAÇÕES QUÍMICAS ................................................................................ 63
1 INTRODUÇÃO ............................................................................................................. 63
2 AS LIGAÇÕES QUÍMICAS .......................................................................................... 64
2.1 A REGRA DO OCTETO ............................................................................................. 64
3 LIGAÇÕES IÔNICAS ................................................................................................... 66
3.1 CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS ............................................... 69
4 LIGAÇÕES COVALENTES OU MOLECULARES ...................................................... 70
4.1 LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA DATIVA .................................................... 72
4.2 LIGAÇÃO METÁLICA ................................................................................................ 74
4.3 COMPOSTOS METÁLICOS E AS LIGAS METÁLICAS ........................................... 75
5 GEOMETRIA E POLARIDADE DAS MOLÉCULAS ................................................... 77
6 FORÇAS INTERMOLECULARES ............................................................................... 82
6.1 FORÇAS DE VAN DER WAALS ............................................................................... 83
6.2 DIPOLO-DIPOLO OU DIPOLO INSTANTÂNEO ....................................................... 83
6.3 PONTES DE HIDROGÊNIO OU LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO .............................. 84
LEITURA COMPLEMENTAR .......................................................................................... 85
RESUMO DO TÓPICO 3 ................................................................................................. 89
AUTOATIVIDADE ........................................................................................................... 91
PRÁTICA – PROPRIEDADES DO SABÃO .................................................................... 93
AVALIAÇÃO .................................................................................................................... 97
UNIDADE 2: FUNÇÕES INORGÂNICAS ....................................................................... 99
TÓPICO 1: ÁCIDOS ...................................................................................................... 101
1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................... 101
2 NOX: NÚMERO DE OXIDAÇÃO ............................................................................... 101
3 ÁCIDOS ...................................................................................................................... 106
3.1 DEFINIÇÃO SEGUNDO ARRHENIUS .................................................................... 107
3.2 CLASSIFICAÇÃO .................................................................................................... 108
3.3 QUANTO AO NÚMERO DE ELEMENTOS DIFERENTES ..................................... 109
3.3.1 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis ...................................................... 109
3.3.2 Quanto à presença de oxigênio ............................................................................ 109
3.3.3 Quanto à força ....................................................................................................... 110
3.4 NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS ............................................................................ 111
LEITURA COMPLEMENTAR ......................................................................................... 113
RESUMO DO TÓPICO 1 ................................................................................................ 117
AUTOATIVIDADE .......................................................................................................... 118
TÓPICO 2: BASES OU HIDRÓXIDOS ......................................................................... 121
1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................... 121
2 DEFINIÇÃO, SEGUNDO ARRHENIUS ..................................................................... 122
3 CLASSIFICAÇÃO DAS BASES OU HIDRÓXIDOS .................................................. 123
3.1 QUANTO AO NÚMERO DE HIDROXILAS (OH-) .................................................... 123
3.2 QUANTO À SOLUBILIDADE EM ÁGUA ................................................................. 123
QUÍMICA GERAL E ORGÂNICA vii
3.3 QUANTO À FORÇA ................................................................................................ 124
4 NOMENCLATURA DAS BASES OU HIDRÓXIDOS ................................................. 124
RESUMO DO TÓPICO 2 ............................................................................................... 125
AUTOATIVIDADE ......................................................................................................... 126
TÓPICO 3: SAIS ........................................................................................................... 127
1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................... 127
2 DEFINIÇÃO E COMPOSIÇÃO DOS SAIS ................................................................ 127
3 REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO .............................................................................. 127
3.1 REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO TOTAL E PARCIAL .......................................... 128
4 NOMENCLATURA DOS SAIS ................................................................................. 129
5 PROPRIEDADES FUNCIONAIS DOS SAIS ............................................................. 130
6 SAIS DUPLOS OU MISTOS ...................................................................................... 131
RESUMO DO TÓPICO 3 ............................................................................................... 132
AUTOATIVIDADE ......................................................................................................... 133
TÓPICO 4: ÓXIDOS ...................................................................................................... 135
1 INTRODUÇÃO ...........................................................................................................135
2 DEFINIÇÃO E COMPOSIÇÃO DOS ÓXIDOS ........................................................... 135
3 CLASSIFICAÇÃO ...................................................................................................... 136
3.1 ÓXIDOS BÁSICOS .................................................................................................. 136
3.1.1 Óxidos ácidos ou anidridos .................................................................................. 137
3.2 NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS ........................................................................... 137
3.3 ÓXIDOS ANFÓTEROS ........................................................................................... 138
3.4 ÓXIDOS INDIFERENTES OU NEUTROS .............................................................. 139
3.5 ÓXIDOS DUPLOS, MISTOS OU SALINOS ............................................................ 139
3.6 PERÓXIDOS ........................................................................................................... 135
3.7 POLIÓXIDOS OU SUPERÓXIDOS ......................................................................... 140
RESUMO DO TÓPICO 4 ............................................................................................... 142
AUTOATIVIDADE ......................................................................................................... 143
AVALIAÇÃO .................................................................................................................. 145
UNIDADE 3: QUÍMICA ORGÂNICA ............................................................................. 147
TÓPICO 1: QUÍMICA ORGÂNICA - O ELEMENTO CARBONO ................................. 149
1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................... 149
2 PROPRIEDADES DO CARBONO ............................................................................. 150
3 TIPOS DE LIGAÇÕES ............................................................................................... 151
4 CLASSIFICAÇÕES DOS CARBONOS ..................................................................... 152
5 FÓRMULAS MOLECULARES E ESTRUTURAIS .................................................... 154
6 CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS ................................................... 154
7 NOMENCLATURA DAS CADEIAS CARBÔNICAS .................................................. 159
LEITURA COMPLEMENTAR ........................................................................................ 161
RESUMO DO TÓPICO 1 ............................................................................................... 163
QUÍMICA GERAL E ORGÂNICA viii
AUTOATIVIDADE ......................................................................................................... 164
TÓPICO 2: PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS .............................. 167
1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................... 167
2 GEOMETRIA E POLARIDADE .................................................................................. 167
3 FORÇAS INTERMOLECULARES ............................................................................. 168
4 DIPOLO INDUZIDO-DIPOLO INDUZIDO .................................................................. 169
5 DIPOLO PERMANENTE-DIPOLO PERMANENTE .................................................. 170
6 LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO OU PONTES DE HIDROGÊNIO .............................. 171
7 PONTO DE FUSÃO (PF) E PONTO DE EBULIÇÃO (PE) ........................................ 172
8 SOLUBILIDADE DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS ................................................ 173
RESUMO DO TÓPICO 2 ............................................................................................... 175
AUTOATIVIDADE ......................................................................................................... 177
TÓPICO 3: FUNÇÕES ORGÂNICAS – OS HIDROCARBONETOS ............................ 179
1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................... 179
2 HIDROCARBONETOS .............................................................................................. 179
2.1 ALCANOS ................................................................................................................ 179
2.2 ALCENOS ................................................................................................................ 180
2.3 ALCADIENOS .......................................................................................................... 180
2.4 ALCINOS ................................................................................................................. 181
2.5 CICLANOS .............................................................................................................. 181
2.6 CICLENOS .............................................................................................................. 182
3 COMPOSTOS AROMÁTICOS ................................................................................... 182
4 FUNÇÕES ORGÂNICAS OXIGENADAS .................................................................. 184
4.1 ALCOÓIS ................................................................................................................. 184
4.2 ENÓIS ..................................................................................................................... 187
4.3 ALDEÍDOS ............................................................................................................... 187
4.4 CETONAS ............................................................................................................... 189
4.5 ÉTERES .................................................................................................................. 191
4.6 ÉSTERES ................................................................................................................ 193
4.7 ÁCIDOS CARBOXÍLICOS ....................................................................................... 197
4.8 FENÓIS ................................................................................................................... 200
AUTOATIVIDADE ......................................................................................................... 203
5 FUNÇÕES ORGÂNICAS NITROGENADAS ............................................................. 204
AUTOATIVIDADE .......................................................................................................... 211
LEITURA COMPLEMENTAR ........................................................................................ 213
RESUMO DO TÓPICO 3 ............................................................................................... 217
AUTOATIVIDADE ......................................................................................................... 219
AVALIAÇÃO .................................................................................................................. 220
REFERÊNCIAS ............................................................................................................. 221
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UNIDADE 1
ESTRUTURA ATÔMICA
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
 A partir desta unidade você estará apto(a) a:
	reconhecer os modelos atômicos, as unidades fundamentais da 
matéria;
	identificar a organização atual dos elementos químicos periodicamente;
	realizar a configuração eletrônica e identificar o número de elétrons 
da camada de valência dos elementos químicos e os quatro números 
quânticos;
	compreender a estabilidade química dos elementos através da Regra 
do Octeto e suas exceções;	definir e realizar os três tipos de ligações químicas.
TÓPICO 1 – MODELOS ATÔMICOS
TÓPICO 2 – TABELA PERIÓDICA
TÓPICO 3 – LIGAÇÕES QUÍMICAS
PLANO DE ESTUDOS
Esta unidade está dividida em três tópicos. Em cada um deles 
você encontrará atividades visando à compreensão dos conteúdos 
apresentados.
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MODELOS ATÔMICOS
1 INTRODUÇÃO
TÓPICO 1
UNIDADE 1
A química está presente em todos os momentos de nossas vidas, mesmo que, muitas 
vezes, não nos damos conta disso. Nossas roupas, por exemplo, podem ter origem natural ou 
artificial, como: lã, algodão, seda, náilon, couro, que são obtidos através de reações químicas 
industriais ou de ocorrência natural.
Muitas pessoas fazem mau uso da definição da química, relacionando-a com produtos 
tóxicos, carcinogênicos e causadores de vários impactos ambientais. De certa forma, muitas 
dessas informações possuem fundamento, porém nem todas são verdadeiras, afinal, não 
podemos nos esquecer dos medicamentos, dos bactericidas, dos alimentos e entre outros, 
que nos trazem muitos benefícios. 
Atualmente, fala-se muito em sustentabilidade e este é um dos desafios da indústria 
química. Criar produtos em geral que facilitem e aumentem a qualidade de vida de forma 
sustentável, ou seja, que este desenvolvimento se apoie nos três pilares da sustentabilidade: 
a preocupação com o meio social, o meio econômico e o meio ambiente.
Podemos citar o desastre ambiental que ocorreu em 2011, ao norte da capital de 
Tóquio, após o terremoto de magnitude 8,9 na escala Richter, que causou um tsunami e o 
vazamento de radiação do Reator Daiichi 1, gerando tremores de um derretimento nuclear. 
Desde os ataques com bombas atômicas em Hiroshima e Nagasaki, em 1945, que 
causaram mais de 200 mil mortes, esta foi a primeira vez que o Japão confrontou uma ameaça 
significativa de radiação. Autoridades afirmam que os níveis de radiação em Fukushima 
estavam elevados antes da explosão. Num dado momento, a usina liberava a cada hora a 
quantidade de radiação que uma pessoa normalmente absorve do ambiente em um ano. 
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Notícias informaram que os reatores japoneses são melhores protegidos do que os 
de Chernobyl, local que ocorreu o pior acidente nuclear civil da história onde mais de 30 
bombeiros foram mortos na explosão, milhares de pessoas adoeceram e morreram devido 
à radiação. 
O governo do Japão avisou aos agentes de inspeção nuclear da ONU (Organização 
das Nações Unidas) que distribuíram iodo às pessoas que moram perto das usinas nucleares 
afetadas pelo terremoto em 11/04/11. 
O elemento químico Iodo ajuda na proteção da tireoide, no caso de exposição 
radioativa em um acidente nuclear. Após o desastre de Chernobyl, milhares de casos de 
câncer de tireoide foram registrados em crianças e adolescentes, expostas no momento do 
acidente. Mais casos são esperados. 
FONTE: Disponível em: <http://www1.folha.uol.com.br/mundo/887878-acidente-nuclear-no-japao-e-
pior-na-escala-desde-tchernobil.shtml>. Acesso em: 20 jan. 2012.
A química é uma ciência experimental, por isso seu estudo e aplicação é indispensável 
para o desenvolvimento científico e tecnológico. A tecnologia, por exemplo, apresenta os 
conhecimentos de forma aplicada. Antigamente, o homem já a aplicava sem ter noção, como: 
na fabricação de cerveja, vinho e ligas metálicas. Hoje, a tecnologia é encontrada na produção 
industrial e, muitas vezes, sem domínio dos princípios envolvidos.
Desde os primórdios, o homem tentava entender a origem da vida, a relação entre o 
homem e o seu meio e as transformações ocorridas na natureza. Povos da antiguidade criaram 
mitos e lendas sobre deuses e figuras sobrenaturais. Com isso, explicavam a origem do mundo, 
do fogo, da água, dos alimentos etc.
Foi na Grécia, no século V a.C, que surgiram as primeiras tentativas de se entender os 
fenômenos da natureza, desvinculadas de forças sobrenaturais ou religiosas.
Empédocles, um filósofo grego, idealizou a explicação da constituição da matéria. Para 
ele a matéria era constituída por quatro elementos primários: o fogo, o ar, a água e a terra. Tais 
elementos sofriam constantes mudanças, porém, eram indestrutíveis.
Em seguida, Aristóteles divulgou sua ideia de que esses quatro elementos poderiam 
ser diferenciados através de suas propriedades:
•	 A terra seria fria e seca.
•	 A água seria fria e úmida.
•	 O fogo seria quente e seco.
•	 O ar seria quente e úmido.
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FIGURA 1 – OS QUATRO ELEMENTOS VITAIS: TERRA, ÁGUA, AR E FOGO
FONTE: Disponível em: <http://www.clubedotaro.com.br/site/n43_4_simb_quatro.
asp>. Acesso em: 18 jan. 2012.
Assim, uma substância poderia ser transformada na outra, apenas alterando suas 
propriedades. Ex.: a chuva era resultado do resfriamento do ar quente e úmido.
No entanto, por volta de 400 a.C., os filósofos Leucipo e Demócrito divulgaram que a 
matéria seria formada por pequenas partículas indivisíveis que seriam: os átomos.
FIGURA 2 – SELO EM HOMENAGEM A DEMÓCRITO
FONTE: Disponível em: <http://oatomodedemocrito.blogspot.com/2010/09/pre-
socraticos-democrito.html>. Acesso em: 2 jan. 2012.
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A alquimia foi muito importante para o desenvolvimento da química. Os alquimistas 
criaram equipamentos de laboratório e desenvolveram várias metodologias para a obtenção 
de metais, na produção de papiros, sabões e de funções inorgânicas como: o ácido sulfúrico, 
o ácido nítrico, o hidróxido de sódio e o hidróxido de potássio.
FONTE: Disponível em: <www.voni.leao.nom.br/ifro/unidade-1.pdf>. Acesso em: 5 mar. 2012.
CHYMIA = fundir, moldar. Origem grega.
KHEMEIA = terra ou país. Origem egípcia.
Atualmente, com o avanço da tecnologia, podemos comparar os químicos com os 
antigos alquimistas.
MATÉRIA-PRIMA PRODUTO
Areia Transistores, chips. 
Petróleo Plásticos, pesticidas, detergentes etc.
Sal Alvejantes, desinfetantes. 
Gás de lixo (metano) Diamantes.
QUADRO 1 – TRANSFORMAÇÃO DA MATÉRIA-PRIMA EM PRODUTOS
FONTE: Usberco; Salvador (2006)
2 MODELOS ATÔMICOS
Caro(a) acadêmico(a), como vimos, o interesse pela composição da matéria é antigo. 
Foi nos séculos XVIII e XIX, que os cientistas definiram teorias para explicar a constituição 
microscópica da matéria. A partir dos estudos das transformações da matéria conseguiu-se 
entender, a nível macroscópico, principalmente com o uso da balança para mensuração das 
massas.
Com estes estudos, os químicos conseguiram explicar as razões das combinações 
entre os elementos químicos na formação de novos compostos.
UNI
Antonie Laurent – Lavoisier (1743 – 1794) é considerado como o 
fundador da Química Moderna, pois iniciou trabalhos com o uso 
da balança em seus estudos científicos.
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“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. Esta famosa 
frase é uma lei que foi enunciada por Lavoisier em meados de 1775, definida como a Lei da 
Conservação das Massas.
 
Como vimos anteriormente, no século V a.C., Demócrito e Leucipo, ambos filósofos 
gregos, acreditavam que a matéria era constituída por pequenas partículas indivisíveis, os átomos. 
Porém, em 1808, John Dalton, retornou essa ideia através de sua teoria atômica, sugerindo que 
os átomos eram esferas maciças (rígidas) e indivisíveis. No final do século passado, muitos 
cientistas desenvolveram vários experimentos para demonstrar que os átomos são constituídos 
por partículas ainda menores,subatômicas. (USBERCO; SALVADOR, 2006). 
Modelo é uma forma de se representar a realidade. Neste sentido, muitos estudiosos 
resolveram demonstrar a constituição de um átomo. Modelo atômico é uma representação 
gráfica que procura explicar, de maneira científica, os fenômenos relacionados à composição da 
matéria e suas formas. Um modelo atômico tem como função explicar a estrutura microscópica 
da matéria.
2.1 MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON
O cientista inglês John Dalton (1766 – 1844) propôs em meados de 1800, o modelo 
conhecido como Teoria Atômica de Dalton:
 
1 A matéria é constituída por pequenas partículas esféricas maciças e indivisíveis, 
denominadas átomos.
2 Elemento químico é a junção de átomos com a mesma massa, tamanho e as mesmas 
propriedades.
3 Elementos químicos diferentes possuem propriedades diferentes, tais como tamanho e 
massa.
4 A combinação de átomos de elementos diferentes, forma substâncias diferentes.
5 Durante uma reação química os átomos não são criados, nem destruídos, são reorganizados, 
formando novas substâncias.
FONTE: Adaptado de: <http://www.alunosonline.com.br/quimica/constituicao-materia.html>. Acesso 
em: 6 mar. 2012.
John Dalton ficou conhecido como: “O Pai da Teoria Atômica” e o seu modelo ficou 
conhecido conforme a figura a seguir:
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FIGURA 3 – REPRESENTAÇÃO DO MODELO ATÔMICO DE DALTON 
– “BOLA DE BILHAR”
FONTE: Disponível em: <www.grupoescolar.com/.../modelo_atomico2.
GIF>. Acesso em: 20 jan. 2012.
2.2 MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON
Joseph John Thomson (1856-1940), no final de 1800, conseguiu demonstrar que o átomo 
não era divisível, utilizando uma aparelhagem denominada tubo de raios catódicos. Com base 
nas evidências deste experimento, Joseph John Thomson concluiu que:
•	 Os raios eram partículas (corpúsculos) menores que os átomos.
•	 Os raios apresentavam carga elétrica negativa, denominados elétrons.
•	 O átomo era uma esfera maciça, positiva incrustada de elétrons (carga negativa), de modo 
que a carga total fosse nula.
Em sua totalidade, o átomo seria eletricamente neutro.
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Para obter maiores informações sobre o experimento de Joseph John 
Thomson com o Tubo de Raios Catódicos, leia o livro indicado 
a seguir: USBERCO, João; SALVADOR, Edgar. Química. 5. ed. v. 
único. São Paulo: Saraiva, 2006.
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O modelo atômico de Joseph John Thomson ficou conhecido conforme a figura a seguir:
FIGURA 4 – REPRESENTAÇÃO DO MODELO ATÔMICO DE 
THOMSON – “PUDIM DE PASSAS”
FONTE: Disponível em: <fisicacampusararangua.blogspot.com/2010/04/
mo...>. Acesso em: 20 jan. 2012.
2.3 MODELO ATÔMICO DE ERNEST RUTHERFORD
Ernest Rutherford (1871 – 1937) em 1904, ao realizar um experimento com gás 
hidrogênio (H2) detectou a presença de partículas com cargas elétricas positivas ainda menores, 
as quais ele denominou prótons (p).
A massa de um próton é aproximadamente 1836 vezes maior que a de um elétron. Em 
1911, Ernest Rutherford contribui para um significativo avanço na estrutura do átomo.
Ele propôs que o átomo seria constituído no centro, por um núcleo positivo que continha 
a massa e os nêutrons do átomo. A região fora do núcleo, chamada de eletrosfera, deveria ser 
ocupada pelos elétrons de carga negativa, orbitando ao redor do núcleo. 
Os nêutrons (n) foram descobertos em 1932 por Chadwick, durante suas experiências 
radioativas. Essas partículas apresentam massa próxima à dos prótons, porém são nulas, ou 
seja, não apresentam carga elétrica.
Este modelo lembrava um sistema solar, conhecido como modelo planetário, 
representado na figura a seguir.
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FIGURA 5 – MODELO PLANETÁRIO
FONTE: Disponível em: <www.racionalismo-cristao.org.br/gazeta/
divers...>. Acesso em: 5 mar. 2012.
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Saiba mais sobre a experiência de Ernest Rutherford utilizando 
material radioativo e uma finíssima lâmina de ouro para verificar 
se os átomos eram maciços. Leia o livro indicado a seguir: REIS, 
Martha. Completamente Química: Química Geral. São Paulo: 
FDT, 2001.
2.4 MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR – TEORIA ATÔMICA ATUAL
Após Ernest Rutherford, muitos cientistas aproveitaram os conhecimentos já adquiridos e 
progrediram, focando seus estudos na distribuição dos elétrons na eletrosfera. Robert Bunsen, 
por volta de 1855, verificou que alguns metais como sódio, cobre, potássio etc., emitiam luz 
colorida diferente quando aquecidos em chama. 
Veja o exemplo no quadro a seguir:
ELEMENTO Na (sódio) Sr (estrôncio) K (potássio) Pb (Chumbo)
COLORAÇÃO 
DA CHAMA
Amarelo Laranja Violeta azul
QUADRO 2 – EXEMPLOS DE EMISSÃO DE LUZ COLORIDA
FONTE: A autora
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FIGURA 6 – EMISSÃO DE LUZES COLORIDAS
FONTE: Disponível em: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Bico_de_Bunsen>. Acesso 
em: 20 jan. 2012.
As cores vibrantes dos fogos de artifício, também chamados de foguetes pirotécnicos, 
são produzidas através de diversos elementos químicos.
Em homenagem a Robert Bunsen, o equipamento utilizado em laboratório químico 
para emitir chama recebeu o nome: Bico de Bunsen, conforme a figura a seguir.
FIGURA 7 – BICO DE BUNSEN
FONTE: Disponível em: <http://educador.brasilescola.com/estrategias-ensino/
combustao-bico-bunsen.htm>. Acesso em: 25 jan. 2012.
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Niels Bohr (1885 – 1962) desenvolveu um modelo atômico partindo dos seguintes 
postulados:
1 Os elétrons movimentam-se em órbitas circulares ao redor do núcleo do átomo.
2 Cada órbita possui energia constante, estacionária. Os elétrons que estiverem nas órbitas 
mais afastadas do núcleo serão mais energéticos.
3 Absorvendo certa quantidade de energia o elétron salta para uma órbita mais energética. 
Voltando à sua órbita original, perde a mesma quantidade de energia, na forma de luz (ondas 
eletromagnéticas).
4 O núcleo é positivo e as órbitas são regiões específicas disponíveis para acomodar os 
elétrons, de carga negativa, as chamadas camadas eletrônicas ou níveis de energia.
5 Cada camada eletrônica ou nível de energia foi representado por uma letra: K, L, M, N, O, 
P e Q, recebendo um número quântico principal (n): 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7, respectivamente.
Cada camada eletrônica ou nível de energia comporta um número máximo de elétrons, 
conforme a figura a seguir:
FIGURA 8 – ESQUEMA FIGURATIVO DO ÁTOMO DE BOHR
FONTE: Disponível em: <http://aprendendoquimicaonline.blogspot.com/2011/03/o-
estudo-do-atomo.html>. Acesso em: 20 jan. 2012.
Obs.: A camada eletrônica ou nível de energia mais afastada do núcleo é a mais energética e 
recebe o nome de Camada de Valência.
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3 MATÉRIA
A Química é a ciência que estuda a composição, as interações e as transformações 
da matéria. A composição química de um material se refere aos elementos químicos que nele 
estão presentes, ou seja, que o constituem.
A matéria é definida como tudo que possui massa, volume e ocupa lugar no espaço. 
Se olharmos ao nosso redor perceberemos que estamos cercados de matéria, como: árvores, 
carros, ar, alimentos, água etc. No entanto, devemos ter o cuidado para não confundir energia 
com matéria. Energia não pode ser considerada como matéria, pois não ocupa lugar no espaço. 
Existem vários tipos de energia, como: solar, elétrica, cinética, sonora, mecânica etc., sendo 
assim, energia é uma transformação, realização de trabalho.
 A impenetrabilidade é uma propriedade da matéria,onde dois corpos não podem 
ocupar, ao mesmo tempo, o mesmo lugar. Desta forma, confirma-se a exclusão de energia 
como matéria, afinal a luz solar é capaz de atravessar os vidros de portas e janelas. A energia 
térmica é capaz de penetrar e aquecer utensílios metálicos, entre outros.
Toda matéria é formada por átomos, estes que são definidos como as menores partículas 
que constituem a matéria. Ao se definir a composição de um material ou substâncias, consegue-
se identificar quais ou átomos que a formam, ou seja, quais os elementos químicos que estão 
presentes.
Exemplo: a água do mar é composta, principalmente por sais, como: cloreto de sódio 
(NaCl), gases dissolvidos como o nitrogênio (N2), oxigênio (O2) e dióxido de carbono (CO2), 
macronutrientes como fósforo (P) e enxofre (S), íons de magnésio (Mg+2), potássio (K+1), cálcio 
(Ca+2) e sulfato (SO4)-2.
3.1 PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DA MATÉRIA
Em nosso cotidiano, podemos perceber a presença de vários materiais nos três estados 
físicos da matéria: SÓLIDO, LÍQUIDO OU GASOSO. Nos três estados físicos, cada substância 
possui uma identidade específica que é apontada pelas suas propriedades físico-químicas. 
Em relação às propriedades físicas, podemos citar alguns exemplos, além dos estados 
sólido, líquido e gasoso que podem ser modificados através da variação de:
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- temperatura; 
- a densidade que é a relação entre a massa e o volume da substância;
 
- a ductibilidade que é a capacidade de formar fios, a maleabilidade que é a capacidade de 
formar lâminas, (ductibilidade e maleabilidade são propriedades reconhecidas na maioria 
dos metais); 
- pontos de fusão, pontos de ebulição e a viscosidade que está relacionada com o escoamento 
das substâncias.
• Ponto de fusão (PF): é a temperatura na qual um material passa do estado sólido para o 
estado líquido. Este processo é chamado de fusão.
• Ponto de ebulição (PE): é a temperatura na qual um material passa do estado líquido para 
o estado gasoso. Este processo é chamado de ebulição.
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Caro(a) acadêmico(a), a densidade é uma propriedade física 
das substâncias, onde massa e volume são inversamente 
proporcionais. Exemplo: uma tonelada de pena tem um volume 
muito superior a uma tonelada de chumbo, porém a pena tem 
densidade inferior a do chumbo. Logo, quanto maior o volume, 
menor a densidade.
Com relação às propriedades químicas, podemos citar:
•	 a polaridade que explica a solubilidade das substâncias umas com as outras;
•	 a reatividade química;
•	 a acidez e a basicidade as quais são definidas pelo pH (potencial hidrogeniônico);
•	 o caráter eletrolítico ou não eletrolítico;
•	 os compostos inorgânicos (reino mineral);
•	 os compostos orgânicos (compostos do elemento carbono);
a capacidade oxidante e redutora.
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Substâncias iônicas quando dissolvidas em água são ótimas 
condutoras de eletricidade, por isso, são chamadas de eletrolíticas. 
Já as substâncias covalentes ou moleculares não são boas 
condutoras de eletricidade, portanto são chamadas de não 
eletrolíticas.
Portanto, a matéria é dividida em substâncias e misturas. Segue no quadro as 
subdivisões das mesmas.
SUBSTÂNCIA ELEMENTAR
É formada por um mesmo ele-
mento químico.
EX: He, Al, Fe etc.
SUBSTÂNCIA PURA
Não pode ser separada, pois 
apresenta composição cons-
tante.
EX: H2O, O2, CO2 etc.
SUBSTÂNCIA SIMPLES
É formada por átomos do mes-
mo elemento químico.
EX: O3, N2, Cl2 etc.
SUBSTÂNCIA COMPOSTA
É formada por átomos de ele-
mentos químicos diferentes.
EX: Ca(OH)2, SO3, Al2(SO4)3 
etc.
MISTURA
É a junção de duas ou mais 
substâncias, simples ou com-
postas. Podem ser classifica-
das como misturas homogê-
neas ou heterogêneas. 
EX: H2O + NaCl, H2O + CO2, 
O2 + N2 etc.
HOMOGÊNEA
Apresenta apenas uma fase, 
um aspecto visual.
EX: H2O + açúcar, Misturas de 
gases, ligas metálicas etc.
HETEROGÊNEA
Apresenta duas ou mais fa-
ses, dois ou mais aspectos 
visuais.
EX: H2O + óleo, EX: H2O + 
pedra + CO2 etc.
QUADRO 3 – SUBSTÂNCIAS E MISTURAS
FONTE: A autora
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Caro(a) acadêmico(a), quando falamos em sistemas homogêneos 
ou monofásicos estamos nos relacionando a apenas um aspecto 
visual, uma fase líquida, oleosa, sólida ou gasosa, separadamente. 
Já os sistemas heterogêneos podem ser bifásicos, trifásicos, 
tetrafásicos etc. e apresentam duas ou mais fases: líquida, sólida, 
oleosa ou gasosa ao mesmo tempo.
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FIGURA 9 – SISTEMAS HOMOGÊNEOS
FONTE: Disponível em: <http://sardinhablog.blogspot.com/2008/11/solues-de-
qumica.html>. Acesso em: 28 jan. 2012.
Para finalizar este conteúdo veremos: As Partículas Fundamentais da Matéria: 
prótons, elétrons e nêutrons.
•	 Prótons: são partículas positivas representadas por: p+
•	 Elétrons: são partículas negativas representadas por: e-
•	 Nêutrons: são partículas neutras, ou seja, não apresentam carga positiva ou negativa e são 
representadas por: n.
3.2 ELEMENTO QUÍMICO
A junção de vários átomos iguais, ou seja, que apresentam o mesmo número atômico 
(Z) é chamado de: elemento químico.
O número atômico (Z) é a característica mais importante de um elemento químico, pois 
ele indica o número de prótons (p) e o número de elétrons (e-) do elemento.
Logo, em um elemento químico: Z = p = e-
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Traduzindo, número atômico é igual ao número de prótons e número de 
elétrons.
Todo elemento químico é representado por um símbolo, seguindo a padronização da 
IUPAC (UNIÃO INTERNACIONAL DE QUÍMICA PURA E APLICADA), onde a primeira letra 
do elemento químico deve ser maiúscula e a segunda letra, se houver, deve ser minúscula. 
Em relação à nomenclatura dos elementos químicos, esta origina do latim. Veja no quadro a 
seguir, alguns exemplos:
ELEMENTO SÍMBOLO NOMENCLATURA (LATIM)
Antimônio Sb Stibium
Chumbo Pb Plumbum
Cobre Cu Cuprum
Enxofre S Sulfur
Escândio Sc Scandium
Estanho Sn Stannum
Estrôncio Sr Strontium
Fósforo P Phosphorus
Itérbio Yb Ytterbium
Ítrio Y Yttrium
Mercúrio Hg Hydrargyrus
Ouro Au Aurum
Potássio K Kalium
Prata Ag Argentum
Sódio Na Natrium
Tungstênio W Wolfram
QUADRO 4 – ELEMENTO QUÍMICO: SÍMBOLOS E NOMENCLATURAS
FONTE: A autora
Todo elemento apresenta um número atômico (Z), um número de massa atômica (A) 
e um número de nêutrons (n). Para verificar estas informações, basta consultar uma Tabela 
Periódica, contudo o número de nêutrons deve ser calculado através da fórmula a seguir:
n = A – Z
Lembrando: 
 n = número de nêutrons
 A = número de massa atômica
 Z = número atômico
Exemplo: 17 Cl 35,5 n = A – Z ------ n = 35,5 – 17 ------ n = 18,5
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Assim, o valor de massa atômica é a soma do número atômico com o número de 
nêutrons. 
A = Z + n
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Caro(a) acadêmico(a), repare em sua Tabela Periódica que o valor 
da massa atômica sempre será maior que o valor do número 
atômico e por convenção é colocada sobre o elemento químico e 
o número atômico é colocado sob o elemento químico, conforme 
o exemplo anterior do elemento cloro (Cl).
ALOTROPIA
É a capacidade apresentada por um mesmo elemento químico em formar duas ou mais 
substâncias simples diferentes, que são chamadas de variedades alotrópicas do elemento. 
Essas variedades alotrópicas podem ser diferenciadas pela atomicidade e/ou estrutura. Veja 
no quadro a seguir, alguns exemplos de alótropos (átomos que apresentam variedadesalotrópicas) encontrados na natureza.
QUADRO 5 – EXEMPLOS DE ALÓTROPOS (ÁTOMOS QUE APRESENTAM VARIEDADES 
ALOTRÓPICAS) ENCONTRADOS NA NATUREZA
FONTE: Disponível em: <http://www.gsmfans.com.br/index.php?topic=79513.0>. Acesso em: 28 jan. 
2012.
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Para saber mais sobre as variedades alotrópicas, leia o livro indicado 
a seguir. CANTO, E.L do; PERUZZO, T. Química na abordagem do 
cotidiano. 3. ed. São Paulo: Moderna, 2007.
3.2.1 Íons
Os elementos químicos apresentam a tendência de perder ou ganhar elétrons para 
se estabilizar quimicamente, ou seja, alcançar os oito elétrons na camada de valência, tal 
estabilidade é explicada pela regra do octeto. Quando um elemento químico perde ou ganha 
elétrons ele se torna uma espécie química carregada eletricamente chamada de íon.
REGRA DO OCTETO: os gases nobres, elementos da Família 8A ou grupo zero da Tabela 
Periódica, são elementos estáveis, pois já apresentam a camada de valência completa com oito 
elétrons, com exceção do gás hélio que é estável com dois elétrons na camada de valência, 
que é explicado pela regra do dueto. Por este motivo, os gases nobres não perdem ou ganham 
elétrons.
Os íons são espécies químicas carregadas eletricamente. Íons carregados com carga 
positiva são chamados de cátions e íons carregados com carga negativa são chamados de 
ânions. 
•	 CÁTIONS: são íons que doam (perdem) elétrons, desta forma adquirem carga positiva. 
Exemplo: Na+1, Ca+2, Al+3 etc.
•	 ÂNIONS: são íons que ganham (recebem) elétrons, desta forma adquirem carga negativa.
Exemplo: N-3, O-2, F-1 etc.
Exercício resolvido 1: 
Um átomo de cloro (Cl) apresenta número atômico (Z) igual a 17 e número de massa 
atômica (A) igual a 35,5.
Determine o número de prótons, nêutrons e elétrons que constituem esse átomo.
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Resolução:
Sabendo que para um átomo neutro (elemento químico) o número atômico (Z) é igual 
ao número de prótons e ao número de elétrons, temos:
Z = 17 ⇒ p = 17 e e- = 17
O número de massa atômica (A) é dado pela soma do número atômico e número de 
nêutrons:
A = Z + n
Logo: 35,5 = 17 + n ⇒ n = 18,5
Exercício resolvido 2:
Certo cátion trivalente (+3) contém 10 elétrons e 14 nêutrons. Determine o seu número 
atômico e o seu número de massa atômica.
Resolução:
O cátion trivalente pode ser representado por X3+, que contém: ⇒ 10 elétrons e 14 
nêutrons, logo, por ser um cátion trivalente significa que ele doou três elétrons e assim o seu 
número atômico (Z) é igual a treze.
13X3+ ⇒ 13 – 3 = 10.
Lembre-se: a perda ou ganho de elétrons ocorre sempre no número atômico da espécie 
química.
Como a massa atômica A = Z + n: 
A = 13 + 14 = 27
4 SEMELHANÇAS ATÔMICAS
No início do século XX, experiências realizadas por Soddy e outros cientistas com 
elementos radioativos mostraram evidências de que um elemento químico pode ser constituído 
por uma mistura de vários átomos com o mesmo número atômico, mas com diferentes números 
de massa. Esses átomos foram chamados por Soddy de isótopos. A diferença no número 
de massa é produzida pelas diferentes quantidades de nêutrons existentes em cada isótopo. 
(USBERCO; SALVADOR, 1999).
FONTE: Disponível em: <bento.ifrs.edu.br/site/midias/arquivos/2009558290143tcc_bruna.pdf>. 
Acesso em: 8 mar. 2012.
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Outros átomos com semelhanças atômicas também são estudados como os: isóbaros, 
isótonos e isoeletrônicos.
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Radioisótopo é um isótopo que emite radiação. Os radioisótopos 
podem ser aplicados na medicina no diagnóstico de muitas doenças 
e problemas fisiológicos, permitindo sua identificação para um 
futuro tratamento. 
Confira, no quadro a seguir, alguns exemplos.
RADIOISÓTOPOS APLICAÇÃO
F18 (Flúor) Mapeamento ósseo.
Tc99 (Tecnécio)
Mapeamento do coração, 
fígado, rins, cérebro.
I131 (Iodo) Mapeamento da tireoide.
Cr51 (Cromo) Mapeamento das hemácias.
QUADRO 6 – APLICAÇÃO DE RADIOISÓTOPOS NA MEDICINA
FONTE: A autora
4.1 ISÓTOPOS
São átomos de um mesmo elemento químico que apresentam o mesmo número atômico 
(Z) e diferentes números de massa de massa atômica (A).
O magnésio, por exemplo, é um elemento químico que ocorre na natureza na forma 
de três isótopos.
12Mg24 12Mg25 12Mg26
Note que os três isótopos apresentam número atômico igual a doze, ou seja, apresentam 
doze prótons e doze elétrons, porém, os números de massas atômicas são diferentes. Assim, 
como o número de nêutrons difere para os três, sendo: n = A –Z
12Mg24 24 – 12 = 12 nêutrons
12Mg25 25 – 12 = 13 nêutrons
12Mg26 26 – 12 = 14 nêutrons
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A maioria dos elementos químicos é encontrada na natureza na forma de mistura 
isotópica, ou seja, com um ou mais isótopos. Os isótopos apresentam-se em porcentagens 
diferentes, os mais estáveis são aqueles que ocorrem com maior frequência, que é representada 
por porcentagem.
Por exemplo, o hidrogênio, é o único elemento químico que os seus isótopos apresentam 
nomes diferentes. Confira no quadro a seguir.
ISÓTOPO NOMENCLATURA OCORRÊNCIA (aproximada)
1H1 Prótio, hidrogênio comum, leve. 99,985%
1H2 Deutério. 0,015%
1H3 Trítio, Tricédio, Tritério. 10-7%
QUADRO 7 – ISÓTOPOS DO HIDROGÊNIO
FONTE: A autora
OBS.: O 1H3 (Trítio) é um radioisótopo.
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Na Tabela Periódica, você encontrará os números atômicos e de 
massa dos elementos químicos. O valor da massa é determinado 
através da média ponderada das massas atômicas dos isótopos 
dos elementos químicos.
4.2 ISÓBAROS
São átomos que apresentam o mesmo número de massa atômica (A) e diferente 
número atômico (Z), logo, pertencem a elementos químicos diferentes. Na Tabela Periódica, 
encontram-se vários elementos químicos com o mesmo valor de massa atômica. 
Exemplo: 18 Ar40 (Argônio) e 20 Ca40 (Cálcio)
Note que os dois isóbaros apresentam número de massa atômica igual a quarenta, 
porém, os números atômicos, 18 e 20, respectivamente, são diferentes, assim como os números 
de nêutrons, sendo: n = A –Z
18 Ar40 40 -18 = 22 nêutrons
20 Ca40 40 - 20 = 20 nêutrons
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4.3 ISÓTONOS
São átomos de diferentes elementos químicos com números atômicos (Z) e números de 
massas atômicas (A) diferentes, porém, com mesmo número de nêutrons, sendo: n = A –Z
Exemplo: 7N14 14 – 7 = 7 nêutrons
 6C13 13 – 6 = 7 nêutrons
4.4 ISOELETRÔNICOS
São espécies químicas diferentes que apresentam o mesmo número de elétrons. Tais 
espécies englobam os íons, cátions e ânions, e os elementos químicos.
Ex: 13 Al+3 -> Z = 13, como é um cátion trivalente (+3) perde três elétrons e finaliza 
com 10 elétrons.
8O-2 -> Z = 8, como é um ânion bivalente (-2) ganha dois elétrons e finaliza com 10 
elétrons.
Portanto, o Al+3 e o O-2 são isoeletrônicos, pois no final apresentam o mesmo número 
de elétrons. Lembre-se de que a perda ou ganho de elétrons sempre ocorre com número 
atômico (Z) da espécie química. 
Veja outro exemplo: 
20Ca+2 -> Z = 20, como é um cátion bivalente (+2) perde dois elétrons e finaliza 
com 18 elétrons.
17Cl-1 -> Z = 17, como é um ânion monovalente (-1) ganha um elétron e finaliza com 18 
elétrons.
Logo, o Ca+2 e o Cl-1 são isoeletrônicos, pois no final apresentam o mesmo número 
de elétrons, que neste caso é igual a 18. 
Exercício Resolvido 1: 
São dados três átomos A, B e C. Sabe-se que:
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•	 Atem 21 prótons, B tem número de massa 43 e C tem número atômico 22.
•	 A e B são isótopos, B e C são isóbaros e A e C são isótonos.
Qual é o número de massa do átomo A?
Resolução:
21Ax yB43 22Cz 
A e B são isótopos ⇒ y = 21
B e C são isóbaros ⇒ z = 43
A e C são isótonos, então:
 x – 21 = z – 22
 x – 21 = 43 - 22
 x – 21 = 21
 x = 42
O número de massa de A é 42.
FONTE: Sardella; Falcone ( 2004, p. 75)
Exercício Resolvido 2:
Considere as representações:
3x + 32 R11x + 15 5x – 8 S12x – 2 4x + 10 T10x + 35
Sabendo que R e S são isótopos, determine os números atômicos (Z) e os números 
de massa (A) de R, S e T.
Resolução:
Como sabemos que R e S são isótopos, temos:
3x + 32 = 5x – 8
 40 = 2x
 20 = x
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DIC
AS!
Caro(a) acadêmico(a), é de grande valia que você aprimore seus 
conhecimentos e contextualize com o seu cotidiano. Sugerimos 
que você acesse as trilhas de aprendizagem no Ambiente Virtual 
de Aprendizagem (AVA) em nosso site: <www.nead.com.br>, lá 
você encontrará vários materiais como fóruns, enquetes, objetos 
de aprendizagem etc., que servirão de suporte para complementar 
o seu aprendizado.
5 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Linus Carl Pauling é reconhecido como um dos principais químicos do século XX. 
Estudou química quântica e bioquímica e também é reconhecido como cristalógrafo, biólogo 
molecular e pesquisador médico. Iniciou a aplicação da Mecânica Quântica em Química 
e, em 1954, foi galardoado com o prêmio Nobel de Química pelo seu trabalho relativo à 
natureza das ligações químicas.
Linus Carl Pauling é referenciado devido à sua intervenção e perícia em campos 
diversos como a Química Inorgânica, Química Orgânica, Metalurgia, Imunologia, 
Anestesiologia, Psicologia e Radioatividade.
Recebeu o prêmio Nobel da Paz de 1962, pelo seu movimento contra os testes 
nucleares e é o único a ter recebido dois Prêmios Nobel não compartilhados. Após sua carreira 
científica, advogou o uso em maiores concentrações, na alimentação, de vitamina C e outros 
nutrientes. Ampliou seus estudos nesta área com objetivo a definir Medicina Ortomolecular, 
que ainda é vista como método não ortodoxo pela Medicina convencional. 
FONTE: Adaptado de: <http://www.fnquimica.net/t33-biografias-linus-pauling>. Acesso em: 8 mar. 
2012.
Substituindo o x nas representações, teremos:
92 R235 92S238 90 T 235
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FIGURA 10 – LINUS PAULING (1901 – 1994)
FONTE: Disponível em: <http://polisoquimica.blogspot.com/2010/11/linus-pauling.
html>. Acesso em: 23 fev. 2012.
5.1 DIAGRAMA DE LINUS PAULING
Linus Pauling desenvolveu um diagrama para o preenchimento da elestrosfera pelos 
elétrons de um átomo em ordem crescente de energia, em níveis e em subníveis de energia. 
Cada camada eletrônica ou nível de energia apresenta um número quântico principal 
(n), que é o valor numérico que se localiza antes do subnível de energia. Confira no quadro 
a seguir.
Camadas eletrônicas ou Níveis de energia K L M N O P Q
Número Quântico Principal (n) 1 2 3 4 5 6 7
QUADRO 8 – NÚMEROS QUÂNTICOS PRINCIPAIS
FONTE: A autora
Exemplo: 1s2  1 = número quântico principal = camada eletrônica ou nível de energia = K 
s = subnível.
As camadas eletrônicas ou níveis de energia (K, L, M, N, O, P e Q) são subdivididas 
em quatro subníveis de energia, s, p, d e f. Cada subnível de energia comporta um número 
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máximo de elétrons, que é representado sobre o subnível de energia. Confira na figura a seguir 
o Diagrama de Linus Pauling.
FIGURA 11 – DIAGRAMA DE LINUS PAULING
FONTE: Disponível em: <http://elixirforexistence.blogspot.com/2009/06/
diagrama-de-linus-pauling.html>. Acesso em: 24 fev. 2012.
UNI
Caro(a) acadêmico(a), caso seja necessário volte ao assunto sobre 
o modelo atômico de Niels Bohr para relembrar as camadas ou 
níveis de energia.
Para realizar uma distribuição eletrônica deve-se usar o número atômico (Z) do átomo 
e respeitar a ordem do diagrama de Linus Pauling. Para isso, basta seguir as setas de cima 
para baixo na diagonal. A soma dos elétrons dos subníveis deve ser igual ao valor do número 
atômico do átomo. No final, deve-se indicar a Camada de Valência, ou seja, a camada ou nível 
com o maior número quântico principal. Veja o exemplo a seguir:
Exemplo: Ba56 - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
Neste caso, a Camada de Valência é 6s2, pois apresenta o maior número quântico 
principal, que neste caso é 6, assim: 
6s2  6 = número quântico principal = camada ou nível P
s = subnível
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5.2 NÚMEROS QUÂNTICOS
Foi a partir dos NÚMEROS QUÂNTICOS que se conseguiu definir de forma excelente 
a localização dos átomos na eletrosfera. São quatro os números quânticos: 
- o Número Quântico Principal (n); 
- o Número Quântico Secundário (ℓ) (ou azimutal);
- o Número Quântico Magnético (ml) e;
- o Número Quântico Spin (ms ou s).
5.2.1 Número quântico principal (n)
Como já vimos, o número quântico principal indica a camada eletrônica ou nível de 
energia. Esse número indica a distância do elétron em relação ao núcleo, caracteriza a energia 
do elétron e nos informa o seu nível energético, lembrando que o número quântico principal 
assume valores de 1 a 7 e que quanto mais afastada do núcleo mais energética é a camada. 
Veja no quadro a seguir.
Segundo o modelo atômico de Sommerfeld, uma mesma camada eletrônica era 
composta por orbitais de diferentes excentricidades, isso nos faz deduzir que numa mesma 
camada eletrônica ou nível de energia pode existir mais de um elétron.
O número máximo de elétrons que uma camada comporta é calculado pela equação de 
Rydberg (cientista sueco Johannes Robert Rydberg). Onde n é o número quântico principal.
Número máximo de elétrons na camada = 2 n2
Confira no Quadro 9, o número máximo de elétrons em cada camada eletrônica ou 
nível de energia.
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Camada eletrônica ou Nível de energia. K L M N O P Q
Número quântico Principal (n). 1 2 3 4 5 6 7
Número máximo de elétrons nas camadas 
eletrônicas ou níveis de energia.
2 8 18 32 32 18 8
QUADRO 9 – NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS EM CADA CAMADA ELETRÔNICA 
OU NÍVEL DE ENERGIA
FONTE: A autora
UNI
Na prática, só se utiliza a equação de Rydberg, até a quarta camada 
eletrônica, “N”, que apresenta o número quântico, n= 4. A partir 
da quinta camada eletrônica, “O”, o número máximo de elétrons 
não corresponde ao que se verifica na teoria.
5.2.2 Número quântico secundário (ℓ) ou azimutal
Conforme estudamos anteriormente, cada camada eletrônica ou nível de energia é 
subdividida em subníveis de energia, s, p, d e f, e cada subnível é representado por um número 
quântico secundário (ℓ), 0, 1, 2 e 3 respectivamente. 
Logo, cada subnível de energia recebe um número quântico secundário (ℓ) e ainda, 
comporta um número máximo de elétrons.
Subníveis s P d F
N° Máx. de elétrons 2 elétrons 6 elétrons 10 elétrons 14 elétrons
N° quântico secundário 0 1 2 3
QUADRO 10 – NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO E NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS NOS 
SUBNÍVEIS DE ENERGIA
FONTE: A autora
5.2.2.1 Orbitaisatômicos
Orbital atômico é o local mais provável de se encontrar os elétrons de um átomo. O 
orbital atômico é representado por um “quadradinho”.
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Cada subnível de energia possui um número de orbital, que será sempre a metade do 
número de elétrons que o subnível comporta. Cada orbital possui um número quântico magnético 
(ml) que se encontra abaixo do mesmo. Veja na figura a seguir, a quantidade de orbitais que 
cada subnível de energia comporta e a representação dos orbitais (“quadradinhos”).
FIGURA 12 – QUANTIDADE E REPRESENTAÇÃO 
DE ORBITAIS
FONTE: Disponível em: <professorandrebarbosa.blogspot.
com/2011/03/cp...>. Acesso em: 22 fev. 2012.
5.2.2.2 Número quântico magnético (mℓ)
O número quântico magnético está relacionado com a região de maior probabilidade 
de se encontrar um elétron, chamada de orbital. Como cada orbital comporta no máximo dois 
elétrons, estes são associados aos subníveis de energia, e devido a isso, apresentam valores 
variados, -mℓ, à esquerda do zero e +mℓ, à direita do zero. Cada subnível de energia pode 
apresentar um ou mais orbitais.
5.2.2.3 Número quântico de Spin (ms)
O número quântico de spin indica a rotação do elétron dentro do orbital. Esse número 
quântico diferencia os elétrons de um mesmo orbital. Conforme o princípio de exclusão de 
Pauling, cada orbital comporta no máximo dois elétrons de rotações contrárias. Os elétrons 
são representados por Spins (setas).
Note na figura 13, que o orbital do subnível s, está preenchido com dois elétrons, 
representados pelos spins.
Obs.: Tanto o número quântico magnético quanto o número de spin, são definidos através 
do elétron de diferenciação ou diferenciador, que é o último elétron (spin) distribuído nos 
orbitais.
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FIGURA 13 – SUBNÍVEIS DE ENERGIA E SEUS ORBITAIS ATÔMICOS
FONTE: Disponível em: <www.escolainterativa.com.br/.../img/quim01.
jpg>. Acesso em: 23 fev. 2012.
Número quântico de spin (ms): para cima ↑ = +1/2 
Número quântico de spin (ms) para baixo ↓ = -1/2
• Regra de Hund: os orbitais devem ser preenchidos primeiramente com todos os spins para 
cima e depois se necessário para baixo. Confira na figura a seguir que o elétron de diferenciação 
ou diferenciador se encontra no primeiro orbital, que foi o último elétron (spin) distribuído.
FIGURA 14 – PREENCHIMENTOS DOS ORBITAIS 
ATRAVÉS DOS SPINS
FONTE: Disponível em: <img193.imageshack.us/
img193/2124/figura.png>. Acesso em: 25 fev. 2012.
UNI
Caro(a) acadêmico(a), os orbitais completos com dois elétrons 
são chamados de emparelhados ou completos, com um elétron é 
chamado de desemparelhado ou incompleto e sem elétron, vazio.
Para se definir os quatros números quânticos deve-se utilizar o subnível mais 
energético que se encontra no final da distribuição eletrônica. São eles: número quântico 
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NÚMEROS QUÂNTICOS
Nível Principal (n) n = 1,2,3,4,5,6,7
Subnível Secundário (ℓ) ℓ = 0 → s ℓ = 1 → p ℓ = 2 → d ℓ = 3 → f
Orbital Magnético (m ou mℓ) □ □□□ □□□□□ □□□□□□□m = 0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3
Rotação do e- Spin (s ou ms)
1
2+ 
1
2
FIGURA 15 – NÚMEROS QUÂNTICOS
FONTE: Disponível em: <pessoal.educacional.com.br/up/50280001/.../EstruturaAtomica(1).ppt>. 
Acesso em: 23 fev. 2012.
LEITURA COMPLEMENTAR
ENERGIA NUCLEAR: PERIGO PARA O AMBIENTE OU SOLUÇÃO 
PARA O AQUECIMENTO GLOBAL?
Cláudio J. A. Mota, Nilton Rosenbach Jr., Bianca Peres Pinto
A estrutura atômica se assemelha ao sistema solar, onde temos o Sol, o maior astro do 
sistema, e os planetas girando ao seu redor. O átomo é formado por um núcleo, que concentra 
praticamente toda a sua massa, e elétrons que orbitam ao seu redor. Grande parte da Química 
não envolve o núcleo atômico, mas apenas os elétrons, responsáveis pelas ligações entre os 
átomos. O núcleo é composto por partículas subatômicas (Figura 47). O número de prótons 
caracteriza um determinado elemento químico. Por exemplo, o hidrogênio (H) possui apenas 
um próton e é o elemento mais simples da natureza. Já o carbono (C) se caracteriza por possuir 
seis prótons e o oxigênio (O), oito.
principal (n), número quântico secundário (ℓ) ou azimutal, número quântico magnético e número 
quântico de spin (ms).
A figura a seguir demonstra a configuração completa dos quatro números quânticos 
que acabamos de estudar.
FIGURA 47 – ESTRUTURA DO NÚCLEO ATÔMICO COM PRÓTONS E NÊUTRONS
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A massa do átomo é função do número de prótons e de nêutrons no núcleo. Um elemento 
químico como o urânio (U) pode ter número diferente de nêutrons no seu núcleo. É o que 
chamamos de isótopos. Por exemplo, hoje em dia é comum a datação de fósseis e objetos 
antigos com a técnica do carbono 14. A idade de muitas múmias do antigo Egito, assim como 
de fósseis de dinossauros, pode ser determinada com boa exatidão por esta técnica. Mas o 
que é carbono 14 e como ele está ligado à energia nuclear? O átomo de carbono pode existir 
na natureza com diferentes composições do seu núcleo. 
A forma mais abundante, o carbono 12 (12C) possui 6 prótons e 6 nêutrons. Entretanto, 
é possível haver átomos de carbono com 5, 7 e até 8 nêutrons, chamados isótopos. O número 
de prótons não muda, pois ele caracteriza o elemento químico, mas o número de nêutrons 
pode variar. O átomo de carbono que possui 6 prótons e 8 nêutrons é o carbono 14 (14C) e 
é instável. Um nêutron do núcleo atômico se transforma em um próton, formando o átomo de 
nitrogênio, liberando radiação. Isto mesmo, o carbono 14 é um isótopo radiativo do carbono 
e sua decomposição ocorre num ritmo bem conhecido. Assim, a determinação da quantidade 
de carbono 14 em um fóssil permite estabelecer sua idade.
As reações nucleares foram importantes no nascimento do universo, dando origem a 
todos os elementos químicos encontrados na natureza. Quase todos os elementos possuem 
isótopos radiativos que, em geral, estão em pequenas proporções. Entretanto, alguns elementos 
mais pesados, com maior número de prótons e nêutrons, são naturalmente radiativos. Isto 
ocorre porque seu núcleo é instável e tende a se decompor num ritmo conhecido para formar 
elementos mais leves. O urânio é um desses elementos. Assim, minerais e compostos de 
urânio emitem mais radiação que a encontrada na natureza (Figura 48).
FIGURA 48 – ESQUEMATIZAÇÃO DE UM PROCESSO NUCLEAR, COM A DESINTEGRAÇÃO 
DO NÚCLEO DO ELEMENTO 1 PARA FORMAR UM ELEMENTO 2, ELÉTRONS, 
RADIAÇÃO E ENERGIA
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As reações nucleares envolvem a transformação de massa em energia, segundo a 
equação de Einstein, E = mc2, onde c é a velocidade da luz (300.000 Km/s). O valor c2 é 
muito grande e, portanto, qualquer minúscula variação de massa importa na liberação de uma 
quantidade enorme de energia. O Sol e todas as estrelas são gigantescos reatores nucleares, 
explicando a imensa quantidade de energia que fornecem. Na Terra, as usinas nucleares 
transformam a energia do núcleo atômico do urânio em eletricidade. Os núcleos desse átomo, 
sob certas condições, se partem formando átomos menores num processo conhecido como 
fissão nuclear, desprendendo imensas quantidades de energia. Em tempos de aquecimento 
global, devido ao uso de combustíveis fósseis, muitas pessoas defendem a utilização da energia 
nuclear, pois ela não produz nenhuma emissão de gases causadores do efeito estufa, que 
retêm o calor do Sol na atmosfera. Entretanto, a energia nuclear gera resíduosradiativos, que 
podem ser extremamente nocivos ao homem e à natureza, e precisam ser armazenados em 
local seguro por muitos anos. Há também o risco de acidentes nessas usinas, com liberação 
de material radiativo para a atmosfera. Um grave acidente ocorreu na usina de Chernobyl, 
na antiga União Soviética, onde houve uma explosão do reator nuclear liberando grande 
quantidade de radiação para o ambiente, causando a morte de inúmeras pessoas devido aos 
efeitos nocivos da radiação.
O homem possui tecnologia para domar o átomo e utilizar, de forma segura, a energia 
nele contido. A energia nuclear é e continuará sendo utilizada pelo homem para satisfazer 
suas necessidades. Porém, não se pode esperar que ela resolva toda a questão energética 
e climática do planeta. O uso racional do átomo pode ajudar na diminuição do aquecimento 
global, mas a massificação das usinas nucleares pode trazer mais riscos ao meio ambiente, 
que soluções para o clima do planeta.
FONTE: Mota, Rosenbach Jr. e Pinto (2010, p. 94-98). Disponível em: <http://www.quimica.seed.
pr.gov.br/arquivos/File/AIQ_2011/quimica_energia.pdf>. Acesso em: 8 mar. 2012.
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RESUMO DO TÓPICO 1
 Neste tópico, você viu que:
• Toda matéria apresenta massa, volume e ocupa um lugar no espaço.
•	 A matéria pode ser classificada como uma substância pura ou mistura.
•	 Uma substância pode ser definida como elementar formada apenas por um elemento e 
uma mistura pode ser classificada como homogênea (uma fase e um aspecto visual) ou 
heterogênea (duas ou mais fases e dois ou mais aspectos visuais).
•	 Todas as substâncias são definidas por suas propriedades físicas e químicas.
•	 Os átomos são definidos como as menores partículas que constituem a matéria. Apresentam 
um núcleo positivo onde estão situados os prótons e nêutrons e uma eletrosfera onde estão 
situados os elétrons. 
•	 O número atômico (Z) é a característica mais importante de um elemento químico, pois é 
igual ao número de prótons (p) e elétrons (e-) do mesmo.
•	 A massa atômica (A) é resultante da soma do número atômico (Z) com o número de nêutrons 
(n) é o número de massa (A).
•	 Isótopos são átomos de mesmo elemento químico, possuem o mesmo número atômico (Z), 
porém apresentam números de massas atômicas (A) diferentes.
•	 Isóbaros são átomos que apresentam o mesmo número de massa atômica (A), porém 
apresentam números atômicos (Z) diferentes.
•	 Isótonos são átomos com o mesmo número de nêutrons (n), porém apresentam diferentes 
números atômicos (Z) e números de massas atômicas (A).
•	 Íons são espécies químicas carregadas eletricamente. Cátions são espécies carregadas 
positivamente e por isso doam elétrons. Ânions são espécies carregadas negativamente e 
por isso recebem elétrons.
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•	 Para os íons, cátions e ânions, o número atômico (Z) é igual ao número de prótons (p), 
porém, é diferente do número de elétrons (e-).
•	 Isoeletrônicos são espécies químicas que apresentam o mesmo número de elétrons.
•	 Segundo a teoria atômica atual, representada pelo modelo atômico de Niels Bohr, as camadas 
eletrônicas ou níveis de energia são representadas pelas letras e numeradas pelos números 
quânticos principais, respectivamente por, K, L, M, N, O, P e Q, 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7.
•	 As camadas eletrônicas são divididas em quatro subníveis de energia: (s, p, d e f) e cada 
subnível de energia apresenta um número de orbitais, 1, 3, 5 e 7, respectivamente.
•	 A distribuição eletrônica é realizada através do Diagrama de Linus Pauling, distribuindo-se 
o número de elétrons de um átomo, seguindo a ordem crescente de energia em níveis e 
subníveis, até que a somatória dos números de elétrons dos subníveis seja igual ao número 
de elétrons do átomo.
•	 Os números quânticos determinam a posição exata do elétron dentro do orbital.
 
•	 Número quântico principal (n) – determina a camada eletrônica ou nível de energia em que 
se encontra o elétron.
•	 Número quântico secundário (ℓ) ou azimutal – determina o subnível de energia em que se 
encontra o elétron.
•	 Número quântico magnético (mℓ) – determina o orbital em que está localizado o elétron.
•	 Número quântico spin (ms) – determina a rotação do elétron localizado no orbital.
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1 O titânio já foi conhecido como o “metal maravilha” devido às suas qualidades. É mais 
resistente à corrosão que o aço inoxidável, suas ligas metálicas são empregadas na 
indústria aeronáutica, em próteses e em implantes dentários. A produção mundial 
anual de titânio é cerca de 10 milhões de toneladas e as principais reservas estão 
no Canadá e na Austrália. Sobre o Titânio (Z=22), determine: 
 a) A configuração eletrônica dos elétrons. 
 b) O número de elétrons em cada camada (nível).
2 Faça a distribuição eletrônica dos seguintes elementos:
a) Na (Z=11) b) Br (Z=35) c) K (Z=19)
3 Faça a distribuição eletrônica dos seguintes ânions:
a) I- (Z=53) b) Cl- (Z=17) c) P3- (Z=15)
4 Faça a distribuição eletrônica dos seguintes cátions, considerando que os elétrons 
serão retirados do subnível mais energético da última camada.
a) Rb+ (Z=37) b) Sr+2 (Z=38) c) B3+ (Z=5)
5 Calcule o número atômico e o número de massa de um átomo que apresenta 30 
nêutrons e 26 prótons.
6 Temos os seguintes átomos: 20A40 18B40 20C42 20D44 18E38
a) quais são isótopos? b) quais são isóbaros? c) quais são isótonos?
7 Para o elemento Ouro, representado 79 AU197, pede-se:
a) o número atômico;
b) o número de massa; 
c) o número de prótons; 
d) o número de elétrons; 
e) o número de nêutrons.
8 Qual o número máximo de elétrons podem apresentar as camadas eletrônicas ou 
níveis de energia abaixo:
a) n=2 b) n=4 c) n=6
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9 Indique o número quântico secundário dos subníveis de energia a seguir.
a) f b) p c) d d) s
10 Quantos elétrons possui o átomo de enxofre na camada de valência?
11 Um átomo possui Z = 24 e A = 52. Calcule o número de prótons, elétrons e nêutrons 
existentes nesse átomo.
12 Um átomo neutro possui 28 elétrons e número de massa 59. Determine-lhe o número 
de nêutrons e o número atômico.
13 Dois átomos X e Y possuem o mesmo número de massa. Sabendo que o nº atômico 
de X é 64 e que o átomo Y possui 60 prótons e 94 nêutrons em seu núcleo, calcule 
o nº de nêutrons do átomo X.
14 Um átomo M possui Z = 17 e número de massa igual ao do átomo N, que apresenta 
18 prótons e 19 nêutrons em seu núcleo. Calcule o número de nêutrons existentes 
no núcleo do átomo M.
15 O elemento 20 A 42 é isótopo de B, que tem 20 nêutrons. B é isóbaro do elemento C. 
Sabendo-se que C tem 18 prótons, diga:
a) o número atômico dos três elementos;
b) número de massa e número de nêutrons dos três elementos;
c) qual é isótono de C.
16 Qual o número atômico de um átomo que apresenta, no último nível, os seguintes 
números quânticos: n = 5 L = 2 m = -1 ms = -1/2
 Convenção: o primeiro elétron a ocupar um orbital possui spin igual a +1/2.
17 A camada de valência de um átomo possui a configuração eletrônica 4s24p3. Qual 
o número atômico desse elemento?
18 Para um elemento genérico X de número atômico 34, faça o que se pede:
a) Utilizando o Diagrama de Linus Pauling, realize a distribuição eletrônica.
b) Indique os quatro números quânticos (n, ℓ, m ℓ e ms) para o último elétron distribuído.
c) Quantos orbitais desemparelhados existem no elemento neutro?
d) Realize a distribuição eletrônica para o íon 34X2+ 
19 Os átomos K e L são isóbaros