Apostila Química Geral

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SUMÁRIO 
 
Unidade I............................................................................................... 3 
1. Unidades de medidas............................................................................... 3 
1.1 Unidades do SI e unidades derivadas.......................................................... 4 
1.2 Conversões de unidades.......................................................................... 13 
1.3 Referências Bibliográficas........................................................................ 16 
Unidade II.............................................................................................. 18 
2. Átomos, moléculas e íons......................................................................... 18 
2.1 Tabela Periódica.................................................................................... 39 
2.2 Isótopos e radioatividade........................................................................ 50 
(i) Radiação α..................................................................................... 50 
(ii) Radiação β..................................................................................... 51 
(i) Radiação γ...................................................................................... 51 
2.3 Moléculas e compostos moleculares.......................................................... 52 
2.4 Conceito de Mol e Massa molar................................................................ 54 
2.5 Referências Bibliográficas........................................................................ 58 
Unidade III............................................................................................. 60 
3. Soluções................................................................................................ 60 
(i) Estado Físico................................................................................... 61 
(ii) Proporção soluto/solvente................................................................. 61 
(iii) Natureza do soluto........................................................................... 63 
3.1 Preparo de soluções: unidades de concentração........................................... 64 
(i) Concentração (C), g/L........................................................................ 64 
(ii) Título ou porcentagem em massa ().................................................... 66 
(iii) Concentração em mol por litro ou molaridade (M).................................. 70 
(iv) Fração em mols ou fração molar (X)..................................................... 72 
(v) Relações entre C, , d e M.................................................................. 74 
3.2 Diluição............................................................................................... 75 
3.3 Referências Bibliográficas........................................................................ 77 
Unidade IV............................................................................................. 78 
4. Estequiometria....................................................................................... 78 
(i) Tipos de fórmulas............................................................................. 78 
4.1 Cálculos estequiométricos....................................................................... 86 
(i) Cálculos envolvendo massa................................................................ 88 
(ii) Cálculos envolvendo massa e volume.................................................... 89 
(iii) Cálculos envolvendo somente volume................................................... 90 
(iv) Cálculos envolvendo massa e número de mols........................................ 90 
(v) Cálculos envolvendo massa e número de partículas................................. 91 
4.2 Íons e compostos iônicos........................................................................ 94 
(i) Ácidos e Bases................................................................................. 105 
 
2 
 
4.3 Nomenclatura de compostos inorgânicos.................................................... 109 
(i) Cátions (íons positivos)...................................................................... 109 
(ii) Ânions (íons negativos)..................................................................... 111 
(iii) Compostos iônicos............................................................................ 112 
(iv) Nomes de ácidos.............................................................................. 112 
(v) Nomes de bases............................................................................... 113 
4.4 Referências Bibliográficas........................................................................ 116 
Unidade V.............................................................................................. 116 
5. Equações químicas.................................................................................. 116 
5.1 Tipos de reações.................................................................................... 121 
(i) Reações de síntese ou de adição................................................ 121 
(ii) Reações de análise ou de decomposição...................................... 122 
(iii) Reações de deslocamento ou de substituição ou de simples troca..... 122 
(iv) Reações de dupla-troca ou de dupla substituição.......................... 123 
5.1.1. Combustão ao ar..................................................................... 124 
5.2 Equilíbrio Químico................................................................................. 126 
5.3 Constante de equilíbrio: A Lei da ação da massa........................................... 132 
5.4 Princípio de Le Chatelier. ........................................................................ 139 
(i) Concentração........................................................................ 139 
(ii) Pressão................................................................................ 140 
(iii) Temperatura......................................................................... 140 
(iv) Efeito dos catalisadores sobre o equilíbrio químico........................ 141 
5.5 Referências Bibliográficas........................................................................ 143 
Unidade VI............................................................................................. 145 
6. Ligações Químicas................................................................................... 145 
(i) Ligação iônica....................................................................... 148 
(ii) Ligação covalente.................................................................. 153 
(iii) Ligação metálica.................................................................... 161 
6.1 Polaridade........................................................................................... 163 
6.2 Forças Intermoleculares.......................................................................... 169 
(i) Forças íon-dipolo................................................................... 169 
(ii) Forças dipolo-dipolo............................................................... 170 
(iii) Forças de van der Waals (ou de London)..................................... 171 
(iv) Ligações de Hidrogênio........................................................... 171 
(v) Comparando as forças intermoleculares...................................... 173 
6.3 Referências Bibliográficas........................................................................ 177 
7. Anexo 1: Análises Laboratoriais................................................................................. 178 
8. Anexo 2: Gabarito Questões.....................................................................................285 
 
 
 
 
3 
 
Unidade I 
1. Unidades de medidas. 
O objetivo principal das unidades de medida é padronizar uma medida de grandeza. 
Para que isso possa ser feito, é necessário utilizar objetos específicos, conhecidos como 
padrões de medir, que informam a unidade de medida dessa grandeza. 
Nos tempos antigos, partes do corpo humano foram provavelmente, e 
convenientemente, os primeiros padrões utilizados para obtenção de unidades de medidas 
para comprimento ou distância. O sistema anglo-saxão (inglês) é um exemplo de medidas de 
comprimento padrão usado nessa época: 
 1 pé seria equivalente a 12 polegadas (0,305 m); 
 1 jarda (0,914 m) representaria a distância entre a ponta do nariz e o polegar do braço 
estendido do rei Henrique I (século XII). 
Já as primeiras unidades de massa e volume provavelmente surgiram do uso casual de 
certos recipientes ou de estimativas da quantidade de massa ou volume que um homem, ou 
animal, poderia levantar ou carregar. Um exemplo de medida de volume é a decisão do rei 
George III, Inglaterra: o volume de um galão seria igual ao volume do seu urinol, originando o 
“galão imperial”. Além dessa decisão, o rei George III enviou o urinol da rainha, sua esposa, 
para as colônias da Inglaterra para ser utilizada como padrão, conhecido como “galão 
americano”. 
Até meados do século XVIII, existiam vários sistemas de unidades de medidas em todo 
mundo. Consequentemente, havia inúmeras e diferentes unidades fundamentais em cada 
região ou país, dificultando assim a comparação entre as grandezas de medida. Assim, no final 
do século XVIII, para unificar as unidades de medida, um sistema de medidas científicas foi 
desenvolvido inicialmente na Academia de Ciências de Paris, França, e foi chamado de sistema 
métrico. 
Dessa forma, a unidade de medida de comprimento não precisaria ser obtida a partir 
de medidas humanas. Ao contrário, deveria ser obtida a partir de algum comprimento fixo e 
invariável da natureza. Segundo recomendações da Academia Francesa de Ciências, a unidade 
de comprimento seria o metro. Essa unidade foi definida como a décima milionésima parte da 
distância do Polo Norte ao Equador pelo meridiano que passa por Paris, França. Já a unidade 
básica de massa, o grama, foi definida como a massa de um centímetro cúbico de água aos 4oC 
(temperatura em que a densidade da água é máxima). Um cilindro de platina, chamado de 
Quilograma dos Arquivos, foi então fabricado e considerado como padrão para 1000 gramas. 
 
4 
 
Além disso, o sistema métrico permitiu a adoção de um sistema decimal de grandezas, com 
uma série de prefixos para os múltiplos e submúltiplos das unidades criadas. Alguns exemplos 
de prefixos usados do sistema métrico, para a unidade de comprimento m, podem ser 
observados na tabela 1. 
 
Tabela 1: Exemplos de alguns prefixos usados do sistema métrico na unidade de comprimento. 
Múltiplo Prefixo Símbolo Exemplo 
10-3 mili M 1 milímetro (mm) = 0,001 m 
10-2 centi C 1 centímetro (cm) = 0,01 m 
10-1 deci D 1 decímetro (dm) = 0,1 m 
100 metro M 1 metro (m) = 1 m 
101 deca Da 1 decâmetro (dam) = 10 m 
102 hecto H 1 hectômetro (hm) = 100 m 
103 quilo K 1 quilômetro (dm) = 1000 m 
 
Em 1960, um acordo internacional especificando uma escolha particular de unidades 
métricas, para uso em medidas científicas, foi estabelecido na 11º Conferência Geral de Pesos 
e Medidas (CGPM). Essas unidades preferenciais são chamadas de unidades do Sistema 
Internacional (SI), abreviatura de Système International d´Unitès. O objetivo desse acordo foi 
criar um sistema de unidades que pudesse ser adotado por todos os países. 
 
1.1 Unidades do SI e unidades derivadas. 
O Sistema Internacional (SI) de Unidades pode ser classificado como unidades SI de 
base e unidades SI derivadas. Essas duas classes são um sistema de unidades que estão 
relacionadas por regras de multiplicação e divisão, sem o envolvimento de quaisquer 
constantes de proporcionalidade. Além disso, o SI também compreende uma série de prefixos 
que permitem a formação de múltiplos e submúltiplos de todas as unidades. 
 
UNIDADES SI DE BASE 
O sistema SI foi construído a partir de 7 unidades de base consideradas 
independentes, do ponto de vista dimensional, sendo elas: massa, comprimento, tempo, 
temperatura, quantidade de matéria, corrente elétrica e intensidade luminosa. 
Massa é a medida da quantidade de material que um objeto tem. Destaca-se que 
massa e peso não são tem a mesma definição. O peso de um objeto é a força que a massa 
exerce devido à gravidade. Por exemplo, no espaço, onde as forças gravitacionais são muito 
 
5 
 
fracas, um astronauta pode não ter peso, mas ele terá massa. A unidade SI de base da massa é 
o quilograma (kg). Já a unidade SI de base para o comprimento é o metro (m). 
A temperatura, por sua vez, é a medida de calor de um objeto, determinando assim a 
direção do fluxo de calor. A unidade Celsius (oC) é muito empregada no cotidiano, sendo que 
sua escala foi baseada na atribuição de 0 oC ao ponto de congelamento da água e de 100 oC ao 
ponto de ebulição da água. Outra unidade bastante utilizada nos Estados Unidos é a escala 
Fahrenheit (oF). Nessa unidade, o ponto de congelamento da água é 32 oF e o ponto de 
ebulição da água é 212 oF. No entanto, a unidade SI de base da temperatura é o Kelvin (K). 
Historicamente, a escala Kelvin foi baseada nas propriedades dos gases: a menor temperatura 
que se pode atingir (-273,15K) é conhecida como zero absoluto. 
Destaca-se que as escalas Celsius e Kelvin têm unidades do mesmo tamanho, ou seja, 1 
K é do mesmo tamanho que 1 oC. Assim, é possível correlacionar essas duas unidades da 
seguinte forma: 
15,273 CK o
 
Já as escalas Celsius e Fahrenheit não têm unidades do mesmo tamanho, mas se 
correlacionam da seguinte maneira: 
 32
9
5
 FC oo
 e 
  32
5
9
 CF oo
 
 A figura 1 apresenta um esquema comparando as escalas de temperatura Kelvin, 
Celsius e Fahrenheit. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
Figura 1: Comparação entre as escalas de temperatura Celsius, Kelvin e Fahrenheit. 
 
 
 
 
 
COMO FAZER: 
A temperatura em um dia de verão é 87oF. Qual a temperatura (a) em OC e (b) em K? 
RESPOSTA: 
(a) Usando a equação 
 32
9
5
 FC oo
, tem-se: 
  CC ooo 6,303287
9
5

. 
(b) Usando a equação 
15,273 CK o
, tem-se: 
KK 75,30315,2736,30 
. 
 
PRATIQUE: 
1. Faça as seguintes conversões: (a) 72 oF para oC; (b) 316,7 oC para oF; (c) 248 oC para K; 
(d) 329 K para oF; (e) 3514 oF para K. 
 
2. O ponto de fusão do brometo de sódio é 755oC. Qual a temperatura em oF e em K? 
 
3. Muitos dados científicos são relatados à 25 oC. Qual é essa temperatura em oF e K? 
 
 
A tabela 2 relaciona as demais grandezas de base aos nomes, símbolos e definições 
(aprovadas e extraídas dos Compte-Rendus da CGPM) das unidades SI de base. A primeira 
 
7 
 
definição oficial de todas as unidades SI de base foi aprovada em 1889 pela Conferência Geral 
de Pesos e Medidas (CGPM). Para acompanhar a evolução das técnicas de medição, assim 
como permitir uma realização mais exata das unidades de base, essas definições são 
modificadas periodicamente. 
 
 
 
8 
 
 
Tabela 2: Relação das grandezas de base aos nomes, símbolos e definições das sete unidades SI de base. 
Grandeza de base Nome da unidade Símbolo Definição 
Massa Quilograma kg 
“O quilograma é a unidade de massa; ele é igual à massa do protótipo internacional do 
quilograma”* 
Comprimento Metro m 
“O metro é o comprimento do trajeto percorridopela luz no vácuo durante um intervalo de 
tempo de 1/299.792.458 de segundo” 
Tempo Segundo s 
“O segundo é a duração de 9.192.631.770 períodos da radiação correspondente à transição entre 
os dois níveis hiperfinos do estado fundamental do átomo de césio 133.” 
Temperatura Kelvin K 
“O kelvin, unidade de temperatura termodinâmica, é a fração 1/273,16 da temperatura 
termodinâmica no ponto tríplice da água.” 
Quantidade de 
matéria 
Mol mol 
“1. O mol é a quantidade de substância de um sistema que contém tantas entidades elementares 
quantos átomos existem em 0,012 kilograma de carbono 12; seu símbolo é “mol”.” 
“2. Quando se utiliza o mol, as entidades elementares devem ser especificadas, podendo ser 
átomos, moléculas, íons, elétrons, assim como outras partículas ou agrupamentos especificados 
de tais partículas.” 
Corrente elétrica Ampère A 
“O ampère é a intensidade de uma corrente elétrica constante que, mantida em dois condutores 
paralelos, retilíneos, de comprimento infinito, de seção circular desprezível, e situados à distância 
de 1 metro entre si, no vácuo, produz entre estes condutores uma força igual a 2 x 10-7 newton 
por metro de comprimento.” 
Intensidade 
luminosa 
Candela cd 
“A candela é a intensidade luminosa, numa dada direção, de uma fonte que emite uma radiação 
monocromática de frequência 540 x 1012 hertz e que tem uma intensidade radiante nessa direção 
de 1/683 watt por esferorradiano.” 
* Destaca-se que este protótipo internacional em platina iridiada é conservado no Bureau Internacional, nas condições fixadas pela 1ª CGPM em 1889. 
 
 
 
9 
 
UNIDADES SI DERIVADAS 
As unidades SI derivadas são definidas por expressões algébricas simples em que as 
unidades SI de base são utilizadas. Em outras palavras, pode-se obter uma série de unidades SI 
derivadas quando se multiplica uma unidade de base por si mesma, ou quando duas ou mais 
unidades de bases são associadas a partir de simples multiplicação, divisão, potenciação, entre 
outros. 
Por exemplo, a grandeza densidade é muito utilizada para caracterizar substâncias e 
pode ser definida como a quantidade de massa em uma unidade de volume, de acordo com a 
equação abaixo: 
volume
massa
densidade
 
Substituindo as unidades SI de base nas grandezas usadas acima, obtém-se a unidade 
da densidade kg/m3, uma unidade SI derivada: 
3m
kg
volume
massa
densidade 
 
A combinação de grandezas físicas na ciência é imensa, impossibilitando listar todas as 
grandezas derivadas e, principalmente, das suas unidades SI derivadas. Assim, a tabela 3 
apresenta alguns exemplos de grandezas derivadas expressas diretamente a partir das 
unidades SI de base, assim como suas respectivas unidades SI derivadas. 
 
Tabela 3: Exemplos de unidade SI derivadas expressas a partir das unidades SI de base. 
Grandeza derivada Unidade SI derivada 
Nome Símbolo Nome Símbolo 
Área A Metro quadrado m2 
Volume V Metro cúbico m3 
Velocidade v Metro por segundo m/s 
Aceleração a Metro por segundo ao quadrado m/s2 
Densidade, massa específica  Quilograma por metro cúbico kg/m
3 
Volume específico  Metro cúbico por quilograma m
3/kg 
Concentração de 
quantidade de substância 
c Mol por metro cúbico mol/m3 
Concentração mássica ,  Quilograma por metro cúbico kg/m3 
 
Algumas outras unidades SI derivadas recebem nome especial. Isso ocorre, 
normalmente, para homenagear cientistas que desenvolveram pesquisas de grande 
importância e que estão relacionadas à aplicação de unidades. 
 
10 
 
Por exemplo, se as unidades de base de comprimento (m), massa (kg) e tempo (s) 
forem combinadas, pode-se produzir a expressão da força (kg.m/s2), recebendo o nome de 
Newton (N), como observado abaixo: 
N
s
kgm
tempo
massaocompriment
força 


22
.
 
Se a unidade de força (N) for combinada novamente com a unidade de base de 
comprimento (m), pode-se obter a expressão N.m. Essa expressão, segundo o SI, é a unidade 
de energia e recebe o nome de Joule (J). 
JmNocomprimentforçaenergia  .
 
 A tabela 4 apresenta alguns exemplos de unidades SI derivadas de nomes especiais 
mais comumente utilizadas. 
 
Tabela 4: Exemplos de unidade SI derivadas expressas a partir das unidades SI de base e seus 
respectivos nomes especiais. 
Grandeza Nome Símbolo Unidades SI derivadas 
Unidades SI derivadas 
de nomes especiais 
Força Newton N m kg s-2 
Frequência Hertz Hz s-1 
Pressão Pascal Pa m-1 kg s-2 N m-2 
Energia Joule J m2 kg s-2 N m 
Potência Watt W m2 kg s-3 J/s 
Carga elétrica Coulomb C s A 
Diferença de 
potencial 
Volt V m2 kg s-3 A-1 W/A 
Resistência elétrica Ohm o m2 kg s-3 A-2 V/A 
Condutância elétrica Siemes S m-2 kg-1 s3 A2 A/V 
Capacidade elétrica Farad F m-2 kg-1 s4 A2 C/V 
 
 
COMO FAZER: 
Sabendo- que a equação dimensional da constante dos gases ideais, R, é: 
nT
PV
R 
, 
onde P é pressão, V é volume, né número de mols e T é temperatura. Encontre sua 
unidade SI derivada usando as unidades SI encontradas nas tabelas 2, 3 e 4. 
RESPOSTA: 
 
11 
 
 Usando a equação 
nT
PV
R 
, tem-se: 
Kmol
mPa
R



3 . 
 
PRATIQUE: 
4. Encontra as unidades SI derivadas (usando as unidades SI encontradas nas tabelas 2, 
3 e 4) das seguintes grandezas físicas: 
(a) 
hgmEnergiapotencial 
; onde: m = massa; g = gravidade; h = altura. 
(b) 
2
2Vm
Energiacinétical


; onde: m = massa; V = velocidade. 
(c) 
VFPotência tâneains tan
; onde: F =força; V = velocidade. 
(d) 
T
q
SEntropia 
; onde: q = calor (energia); T = temperatura. 
 
 
PREFIXOS DO SI 
O SI foi criado de tal modo que as magnitudes de quaisquer grandezas físicas possam 
ser expressas em termos de suas unidades. Consequentemente, para evitar expressar números 
muito longos, o SI definiu prefixos que permitem a formação de múltiplos e submúltiplos 
decimais de suas unidades. Assim, os múltiplos e submúltiplos são indicados pela justaposição 
do respectivo prefixo à unidade SI de base ou derivada, exceto a unidade de massa que é a 
junção dos prefixos ao termo grama (kg, mg, g, ng entre outros). A tabela 5 mostra os 
prefixos e símbolos dos múltiplos e submúltiplos das unidades decimais do SI. 
 
Tabela 5: Prefixos e símbolos dos múltiplos e submúltiplos das unidades decimais do sistema 
internacional. 
Múltiplos Submúltiplos 
Fator Prefixo Símbolo Fator Prefixo Símbolo 
1024 yotta Y 10-24 yocto y 
1021 zetta Z 10-21 zepto z 
1018 Exa E 10-18 atto a 
1015 peta P 10-15 femto f 
1012 tera T 10-12 pico p 
109 giga G 10-9 nano n 
106 mega M 10-6 micro  
103 quilo k 10-3 mili m 
 
12 
 
102 hecto h 10-2 centi c 
101 deca da 10-1 deci d 
 
 
COMO FAZER: 
Qual é o nome dado para a unidade que é igual a (a) 109 grama; (b) 10-6 segundo; (c) 
10-3 metro. 
RESPOSTA: 
Em todos os itens será usada a tabela 5 para encontrar o prefixo relacionado a cada 
fração decimal. Assim: 
(a) nanograma: ng 
(b) microssegundo, s 
(c) milímetro, mm. 
 
PRATIQUE: 
5. Qual potência decimal os seguintes símbolos representam: 
(a) d; 
(b) f; 
(c) M; 
(d) m; 
(e) p 
 
6. Use os prefixos apropriados do SI para descrever as seguintes grandezas físicas sem o 
uso de expoentes: 
(a) 6,5x10-6 m; 
(b) 6,35x10-4 L; 
(c) 12,5x10-8 kg; 
(d) 6,54x109 fs; 
(e) 4,23x10-9 m3. 
 
 
 
 
 
 
13 
 
 
1.2 Conversões de unidades 
 Define-se fator de conversão como uma fração cujos numerador e denominador 
possuem as mesmas grandezas físicas expressas em diferentes unidades. Por exemplo, 
sabendo-se que 1 L e 1000mL significam o mesmo volume, então 1 L = 1000 mL. A partir dessa 
relação é possível escrever dois fatores de conversão: 
RDENOMINADO
NUMERADOR
: 
L
mL
1
1000
 e 
mL
L
1000
1
 
 
 A partir desses fatores de conversão é possível converter mililitros (mL) em litros (L). 
Assim, a conversão do volume de 35 mL em litros é dada por: 
Número de Litros 
L
mL
L
mL 035,0
1000
1
35 
 
 
 A unidade mililitros no denominador do fator de conversão cancela a unidade mililitros 
do valor fornecido (35 mL). A unidade L no numerador do fator de conversão torna-se a 
unidade da resposta final. 
 Dessa forma, quando se multiplica uma grandeza física pelo fator de conversão é 
possível obter a unidade desejada. Assim: 
desejadaunidade
dadaunidade
desejadaunidade
dadaunidade 
 
 
 
 
COMO FAZER: 
Sabendo-se que 1 milha (mi) é igual a 1,60934 quilômetros (km), determine o 
comprimento em quilômetros de uma corrida automobilística de 500,0 mi. 
 
RESPOSTA: 
Uma vez que o objetivo é converter milha em quilômetros, procura-se uma relação 
entre essas duas unidades para se obter a unidade desejada. Assim: 
desejadaunidade
dadaunidade
desejadaunidade
dadaunidade 
 
 
14 
 
km
mi
km
mi 7,804
1
60934,1
0,500 
 
 
PRATIQUE: 
7. Faça as seguintes conversões 
(a) 25,5 mg para g; 
(b) 4x10-10 m para nm; 
(c) 0,575 m para m; 
(d) 0,0023 m para m; 
(e) 7,25x10-4 s para ms 
 
 
 Quando não há uma relação direta entre duas unidades, é necessário usar mais de um 
fator de conversão para a obtenção da unidade desejada. Por exemplo, para converter 10 nm 
para m, utiliza-se os prefixos das unidades decimais do SI (tabela 5) para encontrar os dois 
fatores de conversão necessários. Assim: 
m
mx
m
nm
mx
nmsmicrometrodeNúmero  01,0
101
1
1
101
)10(
6
9














 
 O primeiro fator de conversão utilizado acima é utilizado para cancelar a unidade nm e 
converter o comprimento para metros. Para isso, a unidade metro (unidade desejada) se 
encontra no numerador e a unidade nanometro se encontra no denominador. Em seguida, 
para converter a unidade metro em micrometro, utiliza-se um segundo fator de conversão 
para cancelar a unidade metro. Assim, tem-se a unidade metros o denominador e a unidade 
micrometro (unidade desejada) no numerador. 
 
 
COMO FAZER: 
A velocidade média de uma molécula de oxigênio no ar a 25 oC é de 630 m/s. 
Converta essa velocidade para milhas por hora. 
 
RESPOSTA: 
 
15 
 
Uma vez que o objetivo é converter m/s em mi/h, é necessário converter metros para 
milhas e segundos para horas. Sabe-se que 1 mi = 1,6093 km e 1 km = 103 m (tabela 
5). Assim, é possível converter m para km e em seguida converter km para mi. Sabe-
se também que 60 s = 1 min e que 60 min = 1 h. Logo, é necessário converter s em 
min e min em h. Assim: 
hmixhmihmiemVelocidade
h
s
km
mi
m
km
s
m
hmiemVelocidade
/104,1/1409/
1
min60
min1
60
6093,1
1
10
1
630/
3
3
































 
 
PRATIQUE: 
8. Faça as seguintes conversões 
(a) 0,575 nm para m; 
(b) 0,0023 m para nm; 
(c) 50 m para mm; 
(d) 1,15x103 mi/h para m/s; 
(e) 2,998x108 m/s para km/k. 
 
 
O fator de conversão também pode ser usado para converter uma unidade de uma 
grandeza para outra diferente, ou seja, é possível utilizar o fator de conversão para converter 
massa em volume. Nesse sentido, a densidade de uma substância pode ser considerada um 
fator de conversão entre massa e volume. 
Por exemplo, para saber a massa em gramas de 2 dm3 de água, é necessário conhecer, 
inicialmente, o valor de densidade da água (1,00 g/cm3). A partir da densidade, é possível 
escrever dois fatores de conversão: 
31
00,1
cm
g
 e 
g
cm
1
1 3
 
Como a proposta do exercício é obter a massa em gramas, o primeiro fator de 
conversão é o mais adequado, visto que a unidade desejada se encontra no numerador (massa 
em g). Mas, para poder usar esse fator, é necessário converter dm3 em cm3. Como não há uma 
relação direta entre essas unidades SI derivadas nas tabelas apresentadas, é necessário 
encontra-las. Assim, considera-se que: 
 
16 
 
cm
mx
cm
dm
mx
dmscentimetrodeNúmero 10
101
1
1
101
)1(
2
1














 
A partir da relação acima, sabe-se que 1 dm = 10 cm. Elevando-se ao cubo ambos os 
lados dessa equação, tem-se que: 
(1 dm)3 = (10 cm)3 
A próxima etapa é obter o fator de conversão desejado entre dm3 e cm3 da seguinte 
forma: 
 
 
 
  3
33
33
33
3
3
1
10
1
10
1
10
dm
cm
dm
cm
dm
cm

 
Utilizando os fatores de conversão, pode-se então conhecer a quantidade de massa (g) 
de água em um volume de 2 dm3. Assim: 
gx
cm
g
dm
cm
dmgramasemMassa 3
33
33
3 1000,2
1
00,1
1
10
)2( 












 
Dessa forma, há 2x103 g de água em um volume de 2 dm3. 
 
 
PRATIQUE: 
9. A densidade do ar a pressão atmosférica normal e 25 oC é 1,19 g/L. Qual é a massa, 
em quilogramas, do ar em uma sala que mede 12,5 x 15,5 x 8,0 cm? 
 
10. Sabendo-se que a densidade do ouro é 19,3 g/cm3, qual é a massa em gramas de 1 
mm3 de ouro? 
 
 
1.3. Referências Bibliográficas 
BROWN, T.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005. 
INMETRO. Sistema Internacional de Unidades - SI, 1 ed Brasileira da 8 ed do BIPM. Rio de 
Janeiro, INMETRO/CICMA/SEPIN, 2012. 
INMETRO. SISTEMA Internacional de Unidades -SI. 8. ed. Rio de Janeiro, 2003. 
ROCHA-FILHO, R.C. GRANDEZAS E UNIDADES DE MEDIDA: O sistema internacional de 
Unidades. Ática, 1988. 
 
17 
 
ROZENBERG, I. M. O Sistema Internacional de Unidades – SI. 3 ed. Instituto Mauá de 
Tecnologia, 2006. 
 
 
 
18 
Unidade II 
 
2. Átomos, moléculas e íons. 
No século V a.C., o filósofo grego Empédocles propôs que a matéria seria formada por 
quatro elementos primários: o fogo, o ar, a água e a terra. O conceito de que cada elemento 
poderia ser diferenciado por suas propriedades foi proposto mais tarde por Aristóteles. 
Consequentemente, uma substância poderia ser transformada em outra substância desde que 
uma de suas propriedades fosse alterada. O conceito de Aristóteles foi abandonado quando 
Robert Boyle, em 1661, mostrou não ser possível extrair os quatro elementos a partir de uma 
substância. Boyle propôs então que um elemento químico era toda substância que não 
pudesse ser decomposta em substâncias mais simples. 
O primeiro conceito sobre a natureza da matéria foi formulada pelos filósofos gregos 
Leucipo e Demócrito em torno de 400 a. C.. Segundo esse conceito, a matéria seria constituída 
por pequenas partículas indivisíveis chamadas átomos (que significava indivisíveis). Mas foi 
somente em 1807 que uma teoria atômica, baseada em dados experimentais, foi proposta 
pelo cientista britânico John Dalton. Segundo Dalton, existia uma tendência nas razões entre 
as massas dos elementos que se combinavam para formar as substâncias. Ele verificou que 
substâncias diferentes formadas pelos mesmos elementos apresentavam tendências 
diferentes nas razões entre as massas desses elementos. Amostras de água, por exemplo, 
apresentavam 8 g de oxigênio para cada 1 g de hidrogênio, enquanto que amostras deperóxido de hidrogênio apresentavam 16 g de oxigênio para cada 1 g de oxigênio. Essa 
tendência é conhecida como a lei das proporções múltiplas. Dalton então estabeleceu os 
seguintes postulados: 
1. Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas denominadas átomos; 
2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; 
3. Os átomos de diferentes elementos são diferentes e têm massas e propriedades 
diferentes; 
4. Uma substância tem uma combinação especifica de átomos de mais de um elemento, 
e determinada substância tem sempre o mesmo número relativo dos mesmos tipos de 
átomos; 
5. Em uma reação química, os átomos não são criados e nem destruídos, porém trocam 
de “parceiros” para produzir novas substâncias. 
 
19 
Em 1987, Joseph John Thomson demonstrou que o átomo não é indivisível, como 
proposto anteriormente por Dalton, após realizar uma série de experimentos com ar rarefeito, 
e outros tipos de gases, em uma ampola de Crookes. Dentro dessa ampola, feita de vidro ou 
quartzo, além de uma pequena quantidade de gás (sob pressão menor do que a pressão 
atmosférica), haviam dois eletrodos ligados em uma fonte de tensão elétrica externa, como 
pode ser observado na figura 1. 
Figura 1: Ampola de Crookes: tubo de raios catódicos com campo elétricos e magnéticos 
perpendiculares. 
Alta Voltagem 
Anteparo Fluorescemte
Ânodo Cátodo
 
Quando uma elevada tensão era aplicada, um feixe de raios provenientes do cátodo 
(eletrodo negativo) se dirigia ao ânodo (eletrodo positivo). Na presença de um campo 
magnético ou elétrico, esse feixe luminoso, chamado de raios catódicos, era desviado na 
direção do polo positivo do campo aplicado. Esse comportamento sugeria que os raios 
catódicos possuíam carga. Thomson observou também que a natureza desses raios era a 
mesma, independentemente da composição do cátodo. Além disso, a razão carga/massa das 
partículas dos raios catódicos era maior do que a razão carga/massa do íon H+ (menor átomo 
conhecido). A partir desses resultados, Thomson concluiu que: 
1. Os raios catódicos eram partículas menores que os átomos; 
2. Essas partículas apresentavam carga elétrica negativa e foram denominadas de 
elétrons (e). 
Thomson propôs então um novo modelo atômico chamado de “pudim de passas”. 
Nesse modelo o átomo era considerado maciço e constituído por um fluido com carga elétrica 
positiva em que estavam dispersos os elétrons, de carga negativa, como pode ser observado 
na figura 2. Como um todo, o átomo seria eletricamente neutro. 
 
 
 
20 
Figura 2: Esquema representativo do modelo atômico de Thomson.: elétrons imersos 
em um fluido de carga positiva 
 
 
Em 1904, Ernest Rutherford detectou a presença de partículas carregadas 
positivamente ao executar o mesmo experimento, realizado por Thomson, com o gás 
hidrogênio. Ele denominou essas cargas positivas de prótons (p). 
Em outro experimento, Rutherford bombardeou uma finíssima lâmina de ouro (de 
aproximadamente 0,0001 cm) com pequenas partículas de cargas elétricas positivas, 
denominadas partículas alfa (), emitidas por um material radioativo (figura 3). O objetivo 
desse experimento era determinar se os átomos eram maciços. Rutherford observou então 
que a maior parte das partículas  atravessava a lâmina de ouro sem sofrer desvios. No 
entanto, algumas das partículas  não atravessavam a lâmina, sofrendo desvios de trajetória 
ou sendo refletidas para trás. A partir desses resultados, Rutherford concluiu que: 
1. A maior parte da estrutura do átomo seria um espaço vazio, denominado 
eletrosfera, onde deveriam estar localizados os elétrons; 
2. Deveria existir uma pequena região, denominada núcleo, no átomo em estaria 
concentrada sua massa, 
3. O núcleo do átomo teria carga positiva, denominada de prótons, devido às 
repulsões das partículas  observadas. 
 
Figura 3: Experimento de Rutherford: comportamento das partículas  após serem 
bombardeadas um uma lâmina de ouro. 
 
 
21 
Entretanto, Rutherford observou que somente cerca da metade da massa do núcleo 
poderia ser atribuída à massa dos prótons. Ele então sugeriu que o núcleo do átomo pudesse 
conter partículas neutras com massa aproximadamente igual à massa dos prótons. Essa 
partícula subatômica foi encontrada experimentalmente, em 1932, pelo físico inglês James 
Chadwick ao bombardear berílio com partículas . Essas partículas foram denominadas de 
nêutrons (n). A tabela 1 apresenta então algumas propriedades das três partículas subatômicas 
fundamentais presentes em um átomo. 
 
Tabela 1: Algumas propriedades de três subpartículas de um átomo 
Subpartícula 
atômica 
Massa Carga 
gramas 
Unidades unificadas 
de massa atômica (u) 
Coulombs 
Unidade de 
carga elétrica 
próton 1,67x10-24 1,007276 +1,602x10-19 +1 
nêutron 1,67x10-24 1,008665 0 0 
elétron 9,11x10-27 0,0005486 -1,602x10-19 -1 
 
Rutherford propôs então um novo modelo atômico semelhante ao sistema solar. 
Nesse modelo, o átomo poderia ser comparado a um sistema solar em que o sol, o núcleo, 
concentrava toda a carga positiva do sistema, assim como quase toda a massa do átomo. Ao 
redor desse núcleo, os elétrons se encontrariam em órbitas elípticas, como pode ser 
observado na figura 4. A soma das cargas negativas seria igual à soma das cargas positivas, 
gerando um equilíbrio elétrico e, consequentemente, a estabilidade do átomo. 
 
Figura 4: Esquema representativo do modelo atômico de Rutherford, onde são elétrons, 
são prótons e são nêutrons. 
 
 
 
 
22 
 
 
-PRINCIPAIS CARCTERÍSTICAS DO ÁTOMO 
Em 1913, o físico inglês Henry Gwyn Jeffreys Moseley realizou alguns experimentos 
envolvendo o bombardeamento de elementos químicos com raios catódicos. Moseley 
observou que o comportamento dos elementos químicos estava relacionado com a 
quantidade de cargas positivas existentes nos seus núcleos. Por consequência, a carga do 
núcleo, que representa a quantidade de prótons presentes no átomo, seria uma grandeza 
característica de cada elemento, sendo então denominado de número atômico (Z). Assim, o 
número atômico (Z) seria o número que indicaria a quantidade de prótons existentes no 
núcleo de um átomo. Assim: 
prótonsdenZ o
 
Como o átomo é eletricamente neutro, o número de prótons seria igual ao número de 
elétrons presentes no elemento. Por exemplo: 
(i) cloro (Cl): Z = 17  prótons = 17, elétrons = 17; 
(ii) sódio (Na): Z = 11  prótons = 11, elétrons = 11. 
A massa de um elemento seria representada pelas massas dos prótons e nêutrons 
presentes no núcleo atômico, visto que os elétrons possuem massa desprezível (tabela 1). 
Dessa forma, a massa de um elemento atômico é representada pelo seu número de massa 
(A) que seria a soma do número de prótons (p) e número de nêutrons presentes (n) no núcleo 
de um átomo. Assim: 
npA 
 
Como o número de prótons (p) e o número de nêutrons (n) são inteiros, 
consequentemente o número de massa (A) sempre será um número inteiro. Por exemplo: 
(i) cloro (Cl): Z = 17; p = 17 e A = 35  
18
1735



n
n
npA ; 
(ii) sódio (Na): Z = 11; p = 11 e A = 23  
12
1123



n
n
npA 
Cada elemento químico (X) pode ser identificado pelo seu número atômico (Z) e seria 
representado da seguinte maneira: 
XAZ
 ou 
A
Z X
 
Por exemplo: 
 
23 
Z = 20  p = 20 
A = 40 
Se A = p + n
 n = 20 
CaCaAZ
40
20
40
20 


 
Os átomos podem facilmente ganhar ou receber elétrons. Assim, quando elétrons são 
adicionados ou retirados de um átomo neutro, são formadas partículas carregadas 
denominadasde íons. Um íon carregado positivamente é chamado de cátion, enquanto que 
um íon carregado negativamente é chamado de ânion. Assim, íons podem ser definidos como 
uma espécie química que apresenta o número de prótons diferente do número de elétrons. 
De maneira geral, átomos metálicos tendem a perder elétrons para formar cátions, 
enquanto que átomos não-metálicos tendem a receber elétrons para formar ânions. Por 
exemplo, quando um átomo de sódio (Z = 11) perde um elétron, a carga líquida dessa 
partícula será +1. 
11p+
11e-
11p+
10e-
perda de 1e-
Átomo de Na Íon Na+
 
1
11
1
11
 

NaNa
edeperda
 
0arg
11arg1111
11arg1111



totalac
negativasasce
positivasascp
 
1arg
10arg1010
11arg1111



totalac
negativasasce
positivasascp
 
 
Já o átomo de cloro (Z = 17) normalmente recebe um elétron, formando o íon Cl-1. 
17p+
17e-
17p+
18e-
ganho de 1e-
Átomo de Cl Íon Cl-
 
1
17
1
17
 

ClCl
edeganho
 
0arg
17arg1717
17arg1717



totalac
negativasasce
positivasascp
 
1arg
18arg1818
17arg1717



totalac
negativasasce
positivasascp
 
 
 
24 
O índice superior da fórmula química do íon representa a carga líquida resultante da 
perda ou ganho de elétrons do átomo neutro. Destaca-se que o número de elétrons que um 
átomo perde está relacionado com a sua posição na tabela periódica. A tendência de um 
átomo neutro ganhar ou receber elétrons será explicado detalhadamente na Unidade IV. 
 
 
 
 
COMO FAZER: 
Determine o número de prótons, nêutrons e elétrons do átomo neutro de 
C126
 e do 
íon 
1131
53
I
. 
 
RESPOSTA: 
Considerando-se que: 
• Em um átomo neutro, o número de prótons (p) é igual ao de elétrons (e). 
• A soma do número de prótons (p) com o de neutros (n) é o número de massa 
(
npA 
) de um átomo. 
Então: 
- para o átomo neutro
C126
: p= 6; e = 6; A = 12; n = A – p = 6 
- para o íon carregado negativamente (ânion) 
1131
53
I
: p= 53; e = 54; 
 A = 131; n = A – p = 131 – 53 = 78 
 
PRATIQUE: 
11. Complete as informações que faltam dos números atômicos, de massa, de prótons, 
nêutrons e elétrons dos átomos e íons listados abaixo na tabela. 
Elemento Z A n p e 
Na+ 12 11 
Co 60 27 
F 9 10 
U 92 238 
C 8 6 
Ca+2 20 40 8 6 
 
 
 
 
25 
Robert Bunsen verificou que após submeter diferentes elementos químicos a uma 
chama, era possível observar a emissão de radiação (luz) de cores características para cada 
elemento químico. A emissão da radiação emitida por corpos aquecidos foi explicada por Max 
Planck em 1900. Planck postulou o conceito de quantização de energia para descrever esse 
fenômeno: a energia emitida ou absorvida por um corpo deve ser um múltiplo inteiro de uma 
quantidade fundamental. 
Em 1913, Niels Henrick David Böhr utilizou o conceito de quantização dos níveis de 
energia descrito por Planck para descrever o comportamento do elétron no átomo de 
hidrogênio. Nesse modelo, Böhr considerou os seguintes postulados: 
1. Os elétrons se movimentam em órbitas circulares ao redor do núcleo; 
2. Cada órbita tem energia permitida e constante (órbita estacionária de energia): quanto 
mais afastada a órbita estiver do núcleo, maior seria sua energia; 
3. Um elétron poderia mudar seu estado estacionário para outro mediante a absorção 
(ou emissão) de energia igual à diferença de energia entre os estados. 
 
Considerando o modelo atômico de Böhr, o elétron não poderia estar a qualquer 
distância do núcleo. Porém, o elétron estaria limitado a poucas orbitas possíveis que seriam 
definidas por um parâmetro denominado número quântico principal n (n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, ..., 
). O modelo atômico de Böhr permitiu então relacionar as órbitas (níveis de energia) com os 
espectros descontínuos dos elementos descritos por Planck, como observado na figura 5. 
Destaca-se ainda que esses níveis de energia, ou camadas, podem ainda ser denominados por 
K, L, M, N, O, P, Q, e assim por diante. 
 
26 
Figura 5: O modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio: (a) movimento do elétron em órbitas 
circulares, com valores de energias permitidos, ao redor do núcleo; (b) mudança de estado 
estacionário do elétron para outro mediante a absorção (ou emissão) de energia igual à 
diferença de energia entre os estados. 
+
e-
n = 1
n = 2
n = 3
n = 5
n = 4
n = 3
n = 2
n = 1
Absorção de 
energia
Emissão de 
energia
En
er
gia
a) b)
 
 
 
No entanto, o modelo atômico de Böhr foi capaz de explicar somente o espectro do 
átomo de hidrogênio ou de átomos que tivessem apenas um elétron. Consequentemente, o 
modelo atômico proposto por Böhr sofreu algumas modificações após verificarem que um 
elétron, em uma mesma órbita, apresentava energias diferentes. O físico Arnold Johannes 
Wilhelm Sommerfeld sugeriu então que o elétron se moveria em orbitais elípticas ao redor do 
núcleo: o movimento elíptico seria capaz de gerar diferentes energias na mesma órbita. Além 
disso, Sommerfeld introduziu os conceitos de momentos magnéticos associados ao 
movimento do elétron em sua órbita e ao redor do seu próprio eixo. 
Em 1905, o físico alemão Albert Einstein usou a teoria quântica de Planck para explicar 
a emissão de elétrons de uma superfície metálica após ter recebido radiação eletromagnética 
(conhecido como efeito fotoelétrico). Segundo Einstein, a radiação eletromagnética (luz) seria 
quantizada, composta por um número inteiro de quanta de luz denominado fóton. A partir do 
efeito fotoelétrico, Einstein conseguiu então demonstrar que a luz, geralmente imaginada ter 
propriedades de onda, poderia também ter propriedades de partículas. Essa descrição é 
conhecida como natureza corpuscular da luz. 
 
27 
Em 1925, assumindo por analogia que partículas deveriam também ter 
comportamento de onda associado, Lowis de Broglie propôs que o elétron poderia apresentar, 
assim como a luz, uma natureza dualística de onda e partícula. Em 1927, Clinton Davisson e 
Lester Germer, a partir dos resultados de experimentos utilizando feixes de elétrons com 
energia conhecida, provaram que a hipótese da dualidade onda-partícula dos fótons, proposta 
por De Broglie, estava correta. 
Werner Heisenberg, em 1927, demonstrou matematicamente que seria impossível 
determinar simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron em um átomo. Esse 
princípio, conhecido por Princípio da Incerteza de Heisenberg, estabelecia que não seria 
possível considerar orbitas definidas para o elétron. O mais adequado seria considerar regiões 
em torno do núcleo, denominadas de orbitais, em que a probabilidade de se encontrar o 
elétron é máxima. 
O físico teórico austríaco Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger propôs, em 1933, 
uma equação matemática que relacionava os termos onda e partícula, energia, carga e massa 
do elétron. A resolução dessa equação fornecia funções de ondas que descreviam o contorno 
dos orbitais eletrônicos. Além disso, os quadrados dessas funções de onda forneciam a 
probabilidade de se encontrar o elétron em uma determinada região do espaço, ou seja, 
forneciam a densidade eletrônica para o átomo. Consequentemente, o modelo planetário do 
átomo de Rutherford-Böhr foi definitivamente abandonado, surgindo um novo modeloatômico proposto por Schrödinger: o mecânico-quântico do átomo. Segundo esse modelo, o 
átomo de hidrogênio poderia ser descrito da seguinte maneira: 
1. Somente determinadas funções de onda seriam permitidas para o elétron no átomo, 
sendo o comportamento melhor descrito como uma onda estacionária; 
2. Cada função de onda estaria associada a um valor permitido de energia para o elétron; 
3. A energia do elétron no átomo seria quantizada, 
4. O quadrado da função de onda seria a probabilidade de se encontrar o elétron em uma 
determinada região do espaço denominada de orbital; 
5. As resoluções da equação permitiram encontrar um conjunto de funções de onda 
(funções matemáticas) que forneceriam: 
(i) números quânticos; 
(ii) formas e energias dos orbitais. 
 
A resolução da equação matemática proposta por Schrödinger permitiu então a 
determinação dos números quânticos necessários para descrever o átomo de hidrogênio, 
 
28 
sendo três números quânticos relacionados aos orbitais e um número quântico relacionado ao 
elétron. 
O número quântico principal n poderia assumir valores inteiros positivos diferentes de 
zero, ou seja, os valores de n assumiriam valores entre 1 e o infinito (n = 1, 2, 3, 4, ...., ). O 
número quântico n define o nível de energia do elétron (ou camada eletrônica) e, 
consequentemente, o tamanho de um orbital. Quanto maior for o valor de n, maior será o 
orbital e maior será a distância média entre o elétron e o núcleo. Destaca-se que elétrons com 
o mesmo valor de n ocupam o mesmo nível eletrônico. 
O número quântico do momento angular orbital l poderia assumir quaisquer valores 
inteiros entre zero e n-1 (l =0, 1, 2, ... , n -1). Cada valor de l caracteriza um subnível de energia 
(subcamada) em que há a probabilidade de se encontrar o elétron, ou seja, o número quântico 
l corresponderia a um determinado orbital. 
Já o número quântico magnético orbital ml poderia assumir quaisquer valores inteiros 
entre –l e +l (ml = -l, -l + 1, ..., 0, ..., l – 1, l), totalizando 2l + 1 possíveis valores. O número 
quântico ml define o momento magnético quantizado gerado pelo movimento do elétron em 
torno do núcleo. Consequentemente, ml definiria a orientação espacial do orbital em uma 
determinada subcamada. 
O próprio movimento de rotação do elétron em torno do seu eixo também geraria um 
momento magnético de spin. O número quântico magnético do spin do elétron ms 
especificaria o spin do elétron e pode ter apenas dois valores: +½ () e -½ (). Isso ocorre 
porque o elétron poderia girar em apenas dois sentidos em torno do próprio eixo. Destaca-se 
que a representação gráfica dos elétrons em um mesmo orbital pode ser feita de duas 
maneiras: 
 ou 
 
  ou  
 
 
A tabela 2 apresenta então exemplos de valores permitidos dos números quânticos, os 
nomes e números de orbitais presentes em cada nível de energia. 
 
29 
Tabela 2: Exemplos de valores permitidos dos números quânticos (principal n, momento 
angular orbital l e magnético orbital ml), nomes e números dos orbitais. 
números quânticos 
Número 
de 
orbitais 
ml = 2l + 1 
principal n 
n = 1, 2, 3, 4, ...., 
 
Camada 
momento angular 
orbital l 
l =0, 1, 2, ... , n -1 
Subcamada 
Nome do 
Orbital 
magnético orbital ml 
ml = -l, -l + 1, ..., 0, ..., l – 
1, l 
Orientação do orbital 
n = 1 (K) s (l = 0) 1s 0 1 
n = 2 (L) 
s (l = 0) 
p (l = 1) 
2s 
2p 
0 
-1, 0, +1 
1 
3 
n = 3 (M) 
s (l = 0) 
p (l = 1) 
d (l = 2) 
3s 
3p 
3d 
0 
-1, 0, +1 
-2, -1, 0, +1, +2 
1 
3 
5 
n = 4 (N) 
s (l = 0) 
p (l = 1) 
d(l = 2) 
f (l = 3) 
4s 
4p 
4d 
4f 
0 
-1, 0, +1 
-2, -1, 0, +1, +2 
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 
1 
3 
5 
7 
 
 
 
COMO FAZER: 
Quais são os subníveis que formam a camada eletrônica L? 
 
RESPOSTA: 
Observando-se a tabela 3, conclui-se que a camada L (número quântico principal n = 
2) pode apresentar os subníveis s e p. 
 
 
COMO FAZER: 
Um átomo possui em uma camada os subníveis s, p e d com o máximo de elétrons. 
Quantos elétrons possui essa camada, supondo que apenas os subníveis s, p e d 
estejam presentes? 
 
RESPOSTA: 
Sabendo que o subnível s contém no máximo 2 elétrons; o subnível p contém no 
máximo 6 elétrons e o subnível d contém no máximo 10 elétrons: 
 
30 
TOTAL de elétrons = 2 + 6 + 10 = 18 elétrons 
 
PRATIQUE: 
12. Qual o número máximo de orbitais que podem existir no nível energético M? 
 
13. Quais são os subníveis que podem existir no nível energético de número quântico 
principal n igual a 4? 
 
14. Quantos elétrons tem um átomo que apresenta os subníveis 1s, 2s, 2p completos? 
 
15. Quantos elétrons são permitidos nos subníveis s, p, d e f? 
 
 
 
Já a figura 6 apresenta as energias relativas dos orbitais do átomo de hidrogênio até 
número quântico principal n = 3. Destaca-se que cada quadrícula representa um orbital; assim 
orbitais presentes no mesmo subnível, como os orbitais 3p, estão agrupados juntos. Quando o 
elétron está em um orbital de energia menor (orbital 1s), diz-se que o átomo de hidrogênio 
está no estado fundamental. No entanto, quando o elétron está em qualquer outro orbital de 
energia maior, diz-se que o átomo está no estado excitado. O elétron pode ser excitado para 
um orbital de maior energia pela absorção de um fóton de energia apropriado. Ressalta-se 
ainda que a representação dos níveis de energia dos orbitais apresentados na figura 4 explica 
apenas sistemas contendo 1 elétron. 
 
 
 
31 
Figura 6: Representação dos níveis de energia dos orbitais para o átomo de hidrogênio. Cada 
quadrícula representa um orbital. 
 
 
Considerando-se que o Princípio da Incerteza de Heisenberg limitava a capacidade de 
determinar simultaneamente a posição e velocidade de um elétron, utiliza-se o termo 
probabilidade para encontrar um elétron em um pequeno volume em torno do núcleo de um 
átomo. Destaca-se que probabilidade por unidade de volume é denominado de densidade de 
probabilidade ou densidade eletrônica, gerando a chamada nuvem eletrônica. A forma dessa 
nuvem eletrônica definia então a forma geométrica do orbital. Ressalta-se ainda que cada 
orbital corresponde à uma combinação particular de números quânticos, como mostrado na 
tabela 2. 
O orbital s é esfericamente simétrico, significando que a probabilidade de se encontrar 
um elétron nesse orbital é a mesma em qualquer ponto sobre uma superfície esférica de raio r 
em relação ao núcleo. Por outro lado, a densidade eletrônica dos demais orbitais (p, de f) não 
é esfericamente simétrica, mas se concentra em uma determinada direção do espaço, com 
forma geométrica de lóbulos esferoidais. Por exemplo, o orbital 2px
 
(n = 2, l = 1 e ml
 
= -1) 
apresenta maior densidade eletrônica na direção do eixo x. Já o orbital 2py
 
apresenta maior 
densidade eletrônica na direção do eixo y, e assim por diante. Da mesma forma que observado 
nos orbitais p, os orbitais d (dxy, dxz, dyz, dx2-y2
 e dz2) apresentam densidade eletrônica ao longo 
 
32 
de determinadas direções no espaço. Já os orbitais f (fxyz, fx(x2-3y2), fz(x2-y2), fz(5z2-3r2), fx(5z2-r2), fy(5z2-r2)
 
e fy(x2-3y2)) apresentam formas geométricas mais complexas do que os orbitais d. A figura 7 
apresenta de maneira geral as formas geométricas dos orbitais s, p, d e f. 
As equações propostas por Schrödinger possibilitaram realizar um tratamento 
matemático completo do átomo de hidrogênio. De forma geral, observou-se que o elétron 2s 
permanecia a maior parte do tempo a uma distânciamaior do núcleo do que o elétron 1s. 
Admitiu-se então que elétron 1s possuía menor energia do que o elétron 2s. 
Consequentemente, a probabilidade dos elétrons estarem mais próximos do núcleo seguia a 
seguinte ordem: s > p > d > f. Essa ordem implicaria que as energias dos orbitais de um mesmo 
nível energético, ou seja, mesmo número quântico principal n, seguia a seguinte ordem: s < p < 
d < f. 
As informações obtidas para um sistema atômico mais simples (um elétron) serviriam 
para discutir e prever o comportamento dos elétrons em sistemas mais complicados (átomos 
polieletrônicos). No entanto, apesar das formas geométricas dos orbitais dos átomos 
polieletrônicos serem as mesmas daquelas observadas para o átomo de hidrogênio, a 
presença de mais um elétron muda significativamente as energias dos orbitais. 
 
33 
Figura 7: Representação das formas geométricas dos orbitais s, p, d e f. Cada orbital pode ser 
descrito pelo valor do número quântico magnético orbital ml ou pelo eixo que define sua 
orientação. 
 
 
No átomo de hidrogênio, a energia de um orbital depende apenas do seu número 
quântico principal n, como pode ser observado com os orbitais 3s, 3p e 3d (figura 6) que têm a 
mesma energia. Em um átomo polieletrônico, no entanto, a repulsão entre os elétrons faz com 
que os diferentes subníveis estejam em diferentes níveis de energia, como pode ser observado 
na figura 8. 
 
 
34 
 
Figura 8: Representação dos níveis de energia dos orbitais para um átomo polieletrônico. Cada 
quadrícula representa um orbital. 
 
 
De um modo geral, a energia de um elétron em um orbital atômico depende dos 
valores dos números quânticos n e l do orbital em que o elétron se encontra, mas não 
depende do número quântico ml. Dessa forma, para átomos com mais de um elétron 
(polieletrônicos), a ordem de energia das subcamadas eletrônicas poderia ser prevista 
utilizando as seguintes regras: (i) os elétrons seriam atribuídos às subcamadas em ordem 
crescente da soma dos valores de n +l; (ii) para duas subcamadas com o mesmo valor de n + l, 
os elétrons seriam então atribuídos primeiro à subcamada com menor valor de n. 
Dessa forma, para a determinação das configurações eletrônicas dos níveis 
fundamentais de energia de átomos polieletrônicos, foi então construída uma escala de 
energia do orbital atômico baseada na relação n + l. Essa ordem de distribuição de elétrons é 
denominada de Diagrama de Linus Pauling e é um dispositivo mnemônico que permite obter o 
ordenamento de preenchimento das subcamadas eletrônicas sem ter que memorizar essa 
ordem. O Diagrama de Linus Pauling está representado na figura 9 e obedece a seguinte 
ordem de preenchimento: 
 
 1s < 2s< 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p <7s <5f <6d 
 
 
 
 
35 
Figura 9: Representação esquemática do Diagrama de Linus Pauling. 
 
Em 1925, o físico austríaco Wolfgang Ernst Pauli propôs que dois elétrons em um 
átomo não podem ter todos os números quânticos iguais. Consequentemente, nenhum 
orbital poderia ter mais do que dois elétrons. Esse princípio é conhecido como princípio de 
exclusão de Pauli. 
Dessa forma, considerando-se que um orbital não poderia acomodar mais do que dois 
elétrons, o número máximo de elétrons em cada subnível de energia eletrônico (ou 
subcamada eletrônica) poderia ser previsto. Assim, somente dois elétrons poderiam ser 
atribuídos ao orbital s. Já os três orbitais do subnível p poderiam acomodar seis elétrons (dois 
elétrons em cada orbital), e assim por diante. A tabela 3 apresenta exemplos do número 
máximo de elétrons que poderia ser atribuído nos níveis (camadas) e subcamadas eletrônicas 
(subniveis de energia). 
Em 1927, o físico alemão Friedrich Hermann Hund postulou, a partir de evidências 
experimentais, que os orbitais de um mesmo subnível seriam preenchidos eletronicamente de 
modo que se obtivesse o maior número possível de elétrons com spins na mesma direção 
(desemparelhados com spins paralelos). Segundo esse postulado, e considerando-se o 
Diagrama de Linus Pauling, pode-se então escrever a distribuição eletrônica dos 7 elétrons do 
átomo de nitrogênio N (Z = 7) da seguinte forma: 
      
N: 1s2 2s2 2p3
 
 
36 
 Já na distribuição eletrônica dos 8 elétrons do átomo de oxigênio O (z = 8), após cada 
orbital 2p receber seu primeiro elétron, o oitavo elétron completaria um orbital 2p 
semipreenchido, conforme pode ser observado abaixo. 
       
O: 1s2 2s2 2p4
 
 
 Para os átomos flúor P (Z = 9) e neônio Ne (Z = 10), a distribuição eletrônica seria 
realizada nos últimos orbitais 2p semipreenchido, conforme pode ser observado. 
        
P: 1s2 2s2 2p5
 
         
Ne: 1s2 2s2 2p6
 
 
 
Tabela 3: Exemplos do número máximo de elétrons atribuído às camadas e subcamadas 
eletrônicas. 
Camadas 
eletrônicas (n) 
Subcamadas 
eletrônicas (l) 
Orbitais 
disponíveis 
(2l+1) 
Número possíveis de 
elétrons na 
subcamada eletrônica 
[2(2l+1)] 
Número possível de 
elétrons para a 
enésima camada 
(2n2) 
n = 1 (K) s 1 2 2 
n = 2 (L) 
s 
p 
1 
3 
2 
6 
8 
n = 3 (M) 
s 
p 
d 
1 
3 
5 
2 
6 
10 
18 
n = 4 (N) 
s 
p 
d 
f 
1 
3 
5 
7 
2 
6 
10 
14 
32 
 
 
 
COMO FAZER: 
Preencha nas quadrículas que representam o subnível d abaixo um total de 7 
elétrons. Indique os quatro números quânticos do último elétron adicionado, 
 
37 
sabendo-se que esse subnível é da camada M. 
 
 
RESPOSTA: 
Sabendo-se que: 
- no nível ou camada M: n = 3 
- no subnível d: l = 2 
Segundo a regra de Hund, é possível preencher os orbitais d da seguinte forma: 
       
Os quatro números quânticos que indicam o sétimo e último elétron adicionado são: 
n = 3; l = 2; ml = - 1; ms = +½ 
 
 
COMO FAZER: 
Utilizando o diagrama de Pauling e considerando o elemento químico tungstênio (W), 
de número atômico igual a 74, responda às seguintes questões: 
a) Qual a distribuição eletrônica do átomo de tungstênio por camadas ou níveis 
energéticos? 
b) Qual a distribuição por subníveis energéticos? 
c) Quais os elétrons mais externos? 
d) Quais os elétrons com maior energia? 
 
RESPOSTA: 
a) Distribuição eletrônica por camadas: K = 2; L = 8; M = 18; N = 32; O = 12; P = 2. 
b) Distribuição eletrônica por subníveis: 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d4 
c) Elétrons mais externos, ou mais afastados, são os dois elétrons situados no subnível 
6s, pois eles pertencem à última camada que recebeu elétrons, no caso, a camada P. 
A última camada recebe também o nome de camada ou nível de valência. 
d) Elétrons de maior energia são os quatro elétrons do subnível 5d, que foi o último 
subnível a ser preenchido. O subnível 5d está energeticamente acima do subnível 6s. 
 
 
 
38 
PRATIQUE: 
16. Indique os quatro números quânticos do primeiro elétron colocado no subnível 5s. 
 
17. Um elétron da camada N está no subnível s. Quais são os valores de n e l para esse 
elétron? 
 
18. Quais são os subníveis que podem existir no nível energético de número quântico 
principal n igual a 4? 
19. Quantos elétrons tem um átomo que apresenta os subníveis 1s, 2s, 2p completos? 
 
20. Escreva a estrutura eletrônica do átomo de fósforo (número atômico 15), em seu 
estado fundamental, indicando a distribuição dos elétrons nos diferentes subníveis. 
 
21. Analiseo elemento que apresenta número de massa 31 e 16 nêutrons e responda as 
questões a seguir: 
a. Qual o seu número atômico? 
b. Qual a sua distribuição eletrônica por subnível? 
c. Quantas camadas esse elemento tem? 
d. Qual é a sua última camada? 
 
22. O subnível 4s1 é o mais energético de um átomo. Determine 
a. O número total de elétrons desse átomo. 
b. O número de camadas. 
c. O número atômico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
39 
2.1 Tabela Periódica. 
Em 1869, o químico russo Dimitri Ivanovich Mendeleev observou que elementos 
organizados em ordem crescente da massa de seus átomos apresentavam um padrão regular 
de repetição das propriedades, denominando esse comportamento de periodicidade. 
Mendeleev propôs então uma tabela com mais de 50 elementos representados pelos seus 
símbolos, como pode ser observado na figura 10. É interessante destacar que nessa tabela 
havia elementos, indicados com sinais de interrogação, que ainda não haviam sido 
descobertos. Mendeleev conseguiu prever propriedades tanto físicas quanto químicas de 
elementos que ainda seriam descobertos e que ocupariam os vazios deixados na tabela. 
 
Figura 10: Representação esquemática da tabela de diferentes elementos químicos proposta 
por Mendeleev. 
 
 
Em 1913, sabendo que o comportamento dos elementos químicos estava relacionado 
com a quantidade de cargas positivas existentes nos seus núcleos, Moseley rearranjou a 
tabela, proposta inicialmente por Mendeleev, de acordo com o aumento do número atômico. 
Por consequência, os problemas existentes na tabela proposta por Mendeleev desapareceram. 
Por isso, a tabela periódica moderna esta baseada no numero atômico dos elementos 
 
40 
químicos e tem sido melhorada com as descobertas de novos elementos químicos e do uso de 
grandezas mais precisas. A figura 11 apresenta a tabela periódica moderna dos elementos 
químicos. 
 
 
 
41 
Figura 11: Tabela Periódica dos elementos químicos 
 
 
 
42 
Sabendo-se então que elementos químicos com distribuições eletrônicas semelhantes 
apresentam um padrão regular de repetição das propriedades físicas e químicas, o critério de 
organização poderia ser estabelecido segundo a distribuição eletrônica de cada elemento 
químico da seguinte forma: 
(i) disposição em ordem crescente de número atômico (Z); 
(ii) grupos (ou famílias) presentes na vertical (colunas); 
(iii) períodos presentes na horizontal (linhas). 
 
Assim, elementos químicos de um mesmo grupo (ou família) possuiriam o mesmo 
número de elétrons na última camada eletrônica (conhecida como camada de valência). Por 
exemplo, o elemento lítio (Li) pertenceria ao grupo 1, pois tem apenas 1 elétron na camada de 
valência. Já o elemento berílio (Be) pertenceria ao grupo 2 devido aos seus 2 elétrons de 
valência. 
Os elementos na mesma orientação horizontal (linhas) possuiriam elétrons de valência 
no mesmo nível de energia, ou seja, na mesma camada (n = 1, 2, 3, ...). Por consequência, 
elementos de um mesmo período possuiriam o mesmo número de camadas. Por exemplo, os 
elementos sódio (Na), magnésio (Mg) e argônio (Ar) pertenceriam ao terceiro período, pois 
todos eles possuem três níveis de energia (ou camada). 
3Li: 1s
2 2s1
4Be: 1s
2 2s2
10Ne: 1s
2 2s2 2p6
1Na: 1s
2 2s2 2p6 3s1
12Mg: 1s
2 2s2 2p6 3s2 
18Ar: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6
mesmo número de camadas 
(n = 2): mesmo período
mesmo número de camadas 
(n = 3): mesmo período
 
 
Destaca-se que a tabela periódica também pode ser divida em grupos, entre eles: 
(i) Elementos representativos (grupo A): o último elétron está no subnível s ou p. Por 
exemplo, o magnésio (Mg) é um elemento do segundo grupo pois possui 2 
elétrons na última camada; 
(ii) Elementos de transição (grupo B): o último elétron está no subnível d e na penúltima 
camada. Esses elementos estão localizados no centro da tabela periódica; 
(iii) Elementos de transição interna (série dos lantanídeos e actinídeos): o último elétron 
está no subnível f e na antepenúltima camada. 
 
 
43 
A tabela periódica então pode ser dividida em função do subnível em que se encontra 
o último elétron do átomo. Assim, os átomos que têm configuração eletrônica ns1 ou ns2 são 
denominados de bloco s. Já os elementos que têm configuração eletrônica ns2np1-6 constituem 
o bloco p. O bloco d é formado pelos átomos com configuração eletrônica (n-1)d1-10. O bloco f 
é representado pelos lantanídeos e actinídeos e formado pelos elementos com configuração 
(n-2)f1-14. Dessa maneira, é possível predizer a configuração eletrônica de um elemento 
atômico a partir da sua posição na tabela periódica. A figura 12 apresenta um esquema da 
tabela periódica dividida em função da configuração eletrônica dos elementos atômicos. 
 
Figura 12: Esquema da tabela periódica dividida em função da configuração eletrônica dos 
elementos atômicos 
 
 
Várias propriedades permitem classificar os elementos atômicos em metais, não-
metais, semimetais (ou metaloides), gases nobres e hidrogênio. Os elementos metálicos 
apresentam brilho metálico, são maleáveis, possuem alta densidade e alto ponto de fusão, e 
são excelentes condutores elétricos e térmicos. Eles estão localizados à esquerda e no centro 
da tabela periódica. Já os elementos não-metálicos possuem baixa densidade e baixo ponto de 
fusão, são opacos, não conduzem eletricidade e fragmentam-se. Os átomos não-metálicos 
estão localizados à direita da tabela e pertencem aos grupos 5A, 6A e 7A. 
Os metalóides, ou semicondutores, por sua vez, exibem tanto propriedades 
características dos elementos metálicos quanto dos não-metálicos. A condutividade elétrica é 
uma propriedade muito importante dos semicondutores: não é tão alta quanto observada nos 
 
44 
metais e nem tão baixa quanto observada nos não-metais. Os semicondutores também 
apresentam brilho metálico e fragmentam-se. 
O átomo de hidrogênio é um elemento atípico, pois possui a propriedade de se 
combinar tanto com os elementos metálicos, não-metálicos e semimetálicos. Já a principal 
característica química dos gases nobres é sua grande estabilidade, ou seja, possuem pequena 
capacidade de se combinar com outros elementos. Os gases nobres pertencem ao grupo 8A da 
tabela periódica. 
Por outro lado, algumas das propriedades dos elementos atômicos apresentam 
periodicidade em função de seu número atômico. Essas propriedades tendem a crescer ou a 
decrescer com o aumento dos seus números atômicos ao longo do período da tabela 
periódica. A seguir serão apresentadas algumas propriedades periódicas importantes dos 
elementos atômicos. 
 
- Raio atômico 
O tamanho exato do átomo é uma característica difícil de ser determinada, pois sua 
nuvem eletrônica (ou eletrosfera) não tem uma fronteira definida. Dessa forma, para 
comparar o tamanho dos átomos é necessário considerar os seguintes fatores: 
(i) quanto maior o nível de energia, maior será o tamanho do átomo; 
(ii) quanto maior o número de prótons, maior será a atração sobre os elétrons do átomo, 
reduzindo o tamanho atômico. 
 
Dessa forma, à medida que o numero atômico dos elementos de um mesmo grupo 
aumenta, maior será o raio atômico. Isso ocorre devido ao aumento do número de camadas 
no elemento atômico. Por outro lado, à medida que o número atômico diminui, ocorre uma 
diminuição na força de atração sobre os elétrons e, consequentemente, é observado um 
aumento no tamanho atômico. A figura 13 apresenta a variação do raio atômico dos 
elementos químicos em função do número atômico. 
 
45 
 
Figura 13: Variação do raio atômicodos elementos químicos em função do número atômico. 
 
 
 
- Energia de ionização 
 Quando um átomo isolado, em seu estado fundamental, absorve energia, o elétron 
pode ser transferido de um nível energético quantizado menor para outro maior. Mas e a 
energia absorvida for suficiente, o elétron pode ser completamente removido do átomo, 
originando um íon positivo. Assim, a energia de ionização pode ser definida como a mínima 
energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado no seu estado fundamental. 
Ressalta-se que esse é um processo endotérmico e pode ser representado da seguinte forma: 
 
  eXenergiaX gg
0
 
 
Dessa forma, quanto maior o raio atômico do elemento, menor será a atração exercida 
pelo núcleo sobre o elétron mais distante e menor será a energia necessária para remover 
esse elétron do átomo. A figura 14 apresenta a variação da energia de ionização dos 
elementos químicos em função do número atômico. 
 
 
46 
Figura 14: Variação da energia de ionização dos elementos químicos em função do número 
atômico 
 
 
 
- Afinidade ao elétron 
A energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro em fase gasosa 
é definida como afinidade ao elétron de um elemento químico. Esse processo pode ser 
representado da seguinte forma: 
  gg XeX
 
 
A afinidade por elétrons dos elementos metálicos é baixa, enquanto que a afinidade 
por elétrons dos elementos não-metálicos é alta. Isto indica que os elementos metálicos têm 
maior facilidade em perder elétrons, enquanto os elementos não-metálicos tem maior 
facilidade em receber elétrons. Por outro lado, alguns elementos químicos, como os gases 
nobres, não tem afinidade nenhuma por elétrons. 
A periocidade dos elementos químicos na afinidade eletrônica pode ser observada na 
figura 15. Embora o comportamento não seja uniforme, pode-se observar que os elementos 
Be e Mg tem valores positivos, Isso indica que para que esses elementos químicos possam 
receber elétrons terão que absorver uma grande quantidade de energia. 
 
47 
Figura 15: Variação da afinidade eletrônica em função do número atômico para os primeiros 
20 elementos químicos da tabela periódica. 
 
 
 
 
- Eletronegatividade 
A eletronegatividade pode ser definida como sendo a tendência de um átomo em 
atrair elétrons em uma ligação química. A eletronegatividade dos elementos químicos é, 
portanto, uma grandeza relativa. Isso ocorre pois a força de atração exercida pelos átomos 
sobre os elétrons de uma ligação química sempre é comparada para se mensurar essa 
propriedade. Além disso, quanto menor a distância entre o núcleo atômico e o elétron, maior 
será a força de atração sobre os elétrons. Destaca-se que a eletronegatividade não é definida 
para os gases nobres. As variações de eletronegatividade em função do número atômico estão 
representadas na figura 16. 
 
 
48 
 
Figura 16: Variação da eletronegatividade em função do número atômico para os elementos 
químicos da tabela periódica. 
 
 
 
 
COMO FAZER: 
Um átomo apresenta normalmente 2 elétrons na primeira camada, 8 elétrons na 
segunda, 18 elétrons na terceira camada e 7 elétrons na quarta camada. Qual é 
família e o período em que se encontra esse elemento? 
 
RESPOSTA: 
Sabendo-se que há quatro camadas eletrônicas, o elemento será do 4o período. Com 
7 elétrons na quarta camada, o elemento estará na coluna 7A. Trata-se, pois, do 
halogênio situado no quarto período. 
 
COMO FAZER: 
Qual é a estrutura eletrônica do enxofre (Z = 16), por níveis e subníveis eletrônicos? 
Qual a posição desse elemento na Classificação Periódica? 
 
RESPOSTA: 
Segundo a distribuição eletrônica por subníveis: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 
Segundo níveis eletrônicos (camadas): K = 2; L = 8; M = 4 
Com 3 camadas eletrônicas, conclui-se que o enxofre pertence ao 3o período da 
Classificação Periódica; sendo o último subnível do tipo p e incompleto, conclui-se 
 
49 
que o enxofre está localizado na região p da tabela; havendo 6 elétrons na última 
camada, o enxofre está na coluna 6A da Classificação Periódica. 
 
 
PRATIQUE: 
23. Como é a distribuição eletrônica genérica para a última camada dos elementos dos 
Grupos 1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A e 8A? 
 
24. Escolha o elemento com maior energia de ionização. Explique sua escolha. 
 a) Li b) Be c) C d) N e) Ne 
 
25. Qual a espécie de maior Raio Iônico? Explique. 
a) Na1+ b) Mg2+ c) Al3+ d) S2- e) Cl1- 
 
26. Qual o elemento de maior afinidade eletrônica? Explique. 
a) oxigênio; b) nitrogênio; c) flúor; d) cloro e) neônio 
 
27. Um elemento químico está na coluna 2A e seu átomo perde dois elétrons. A qual das 
colunas corresponderá a configuração eletrônica do íon formado? 
 
28. Considere os seguintes átomos neutros: A (18 elétrons), B (17 elétrons), C (11 
elétrons) e D (2 elétrons). 
a) A que famílias pertencem? 
b) Coloque-os em ordem crescente dos potenciais de ionização. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50 
2.2 Isótopos e radioatividade 
Em 1896, o físico francês Antoine-Henri Becquerel observou que sais de urânio 
emitiam radiações com propriedades semelhantes à dos raios X (Wilheim Konrad Roentgen) e 
as denominou de radioatividade. Em 1897, Marie Sklodowska Curie conclui que a 
radioatividade é um fenômeno atômico ao observar que a intensidade da radiação é 
proporcional à quantidade de urânio em uma amostra. Nesse mesmo ano, Rutherford estudou 
a ação de um campo eletromagnético sobre essas radiações emitidas, como pode ser 
observado na figura 17. 
 
Figura 17: Esquema sobre a ação de um campo eletromagnético sobre o comportamento das 
radiações α, β e γ. 
 
 
 
Foi observado que as radiações raios alfa (α) e beta (β) sofriam desvio após a aplicação 
de um campo magnético. Os raios β sofreram atração pelo eletrodo positivo (ânodo) enquanto 
que os raios α sofreram atração pelo eletrodo negativo (ânodo). Por essa razão, foi atribuída 
carga negativa aos raios β e carga positiva aos raios α. Não foram observados desvios na 
radiação emitida pelos raios gama (γ) e, por analogia, assumiu-se que essas partículas não 
tinham carga elétrica. Após inúmeros estudos, foi possível caracterizar esses três tipos de 
radiação. 
 
(i) Radiação α 
Quando um elemento radioativo emite partículas α, um novo elemento é originado 
com um novo número de massa A (4 unidades menores) e um novo número atômico Z (2 
unidades menores). Destaca-se que as partículas α são emitidas diretamente do núcleo 
atômico do elemento radioativo. Essas partículas apresentam uma carga positiva +2 e são 
compostas por dois prótons e por dois nêutrons, como pode ser observado a seguir. 
 
 
51 
UPu emissão 23592
4
2
239
94   
 
 
Apesar dos raios α apresentarem um poder de penetração pequeno, essas partículas 
são danosos aos tecidos vivos. 
 
(ii) Radiação β 
A emissão de uma partícula β ocorre para que o núcleo instável do átomo radioativo 
adquira estabilidade. Para isso, um nêutron se decompõe e três novas partículas são formadas: 
um próton (
p11
), um elétron (
01
) e um neutrino (
e
). As subpartículas emitidas são o 
elétron e o antineutrino, já o próton permanece no núcleo, como pode ser observado abaixo. 
 
e
emissão pn    011110
 
 
Assim, quando um átomo de um elemento radioativo emite uma partícula β (um 
elétron), ocorre a formação de um novo elemento com o mesmo número de massa A e