POLÍGRAPO - 1o ANO - QUÍMICA - NATANI

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ESCOLA TÉCNICA ESTADUAL FREDERICO GUILHERME SCHMIDT 
COLÉGIO ESTADUAL PROFESSOR VICTOR L. BECKER 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1º ANO DO ENSINO MÉDIO 
 
INTRODUÇÃO À QUÍMICA 
A Química é uma ciência que surgiu da curiosidade humana em torno da composição de todas as coisas e do 
funcionamento do mundo que nos cerca. Atualmente, a Química é definida basicamente como a ciência que estuda a 
matéria, suas transformações e as energias envolvidas nesses processos. 
 
CONCEITOS FUNDAMENTAIS 
 Matéria: tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no espaço (ex.: cadeira, cachorro, água e etc.) 
 Energia: é a propriedade de um sistema que lhe permite realizar um trabalho (ex.: energia cinética, térmica, 
luminosa e etc.) 
 Corpo: porção limitada da matéria 
 Objeto: corpo com função definida 
 Átomos: são as partículas fundamentais da matéria e são constituídos de: 
 Prótons (p+): partículas de carga positiva 
 Nêutrons (n): partículas sem carga 
 Elétrons (e-): partículas de carga negativa 
 Íons: são partículas eletricamente carregadas, formadas a partir de átomos que perderam ou ganharam 
elétrons. 
 Íon negativo: ânion 
 Íon positivo: cátion 
 Elemento químico: é formado a partir de átomos com mesmo número de prótons. 
 Ligações químicas: São conjunções estabelecidas entre átomos para formarem moléculas ou aglomerados 
iônicos. 
 Substâncias: são formadas a partir de um conjunto de espécies químicas iguais. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROPRIEDADES DA MATÉRIA 
 Propriedades Físicas: São aquelas que podem ser medidas e observadas sem alterar a composição química da 
substância. 
 Gerais: São aquelas comuns a toda matéria. 
 Volume: Indica a extensão de espaço ocupado por um corpo. 
 Temperatura: Indica o grau de agitação ou a energia cinética das moléculas de uma 
determinada quantidade de matéria. 
 Estado físicos: correspondem à forma como as partículas constituintes da matéria estão 
organizadas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Específicas: são aquelas específicas para cada matéria, que podem ser usadas para identificar a 
substância ou o composto que está sendo analisado. 
 Densidade: é a razão entre a massa de um material e o volume ocupado por ele: 
d = m/v 
 Ponto de fusão (P.F.): É a temperatura na qual uma substância passa do estado sólido para o 
estado líquido. 
 Ponto de ebulição (P.E.): É a temperatura na qual uma substância passa do estado líquido 
para o estado gasoso. 
 Coeficiente de solubilidade: Indica a quantidade máxima de um soluto (substância em 
menor quantidade na mistura) que podemos dissolver em uma dada quantidade de solvente 
(substância em maior quantidade na mistura) em uma determinada temperatura. 
 Organolépticas: São aquelas que podem ser analisadas com os nossos sentidos. 
 Cor: A cor de um objeto resulta da cor da luz que este consegue refletir. 
 Odor: O odor é aquilo que é percebido pelas células olfativas. 
 Sabor: O sabor é a soma dos gostos com os aromas, a textura e a temperatura. 
 Brilho: É a capacidade que um material tem de refletir a luz. 
 Dureza: É a capacidade de um material "riscar“ outro. 
 Intensivas: São aquelas que não dependem da massa da amostra. 
 Extensivas: São aquelas que dependem da massa da amostra. 
 
 Propriedades Químicas: São aquelas que se referem à capacidade de uma substância de sofrer 
transformações. 
 Combustão: A combustão é uma reação exotérmica (libera calor) que ocorre entre um combustível e um 
comburente, que é o oxigênio. 
 Oxidação: É uma reação química na qual um elemento perde elétrons. 
 Redução: É uma reação química na qual um elemento ganha elétrons. 
 Reatividade: Consiste na tendência que uma reação química tem em acontecer. 
 
FENÔMENOS 
É qualquer transformação que ocorre em um sistema (porção do universo isolada para estudo), podendo ser: 
 Fenômeno químico: aquele que altera a estrutura da matéria que forma o sistema: Exemplos: formação de 
ferrugem, queima do álcool e do papel e etc. 
 Fenômeno físico: é aquele que não altera a estrutura da matéria que forma o sistema. Exemplos: amassar 
papel, quebrar uma cadeira, todas as mudanças de estado físico (abaixo) e etc. 
MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Fusão: representa a passagem do estado sólido para o estado líquido. A temperatura na qual ocorre recebe o 
nome de Ponto de Fusão. Por exemplo, o derretimento de um cubo de gelo. 
 Vaporização: representa a passagem do estado líquido para o estado gasoso. A temperatura na qual ocorre 
recebe o nome de Ponto de Ebulição. Uma vaporização pode ocorrer de três modos distintos: 
 Ebulição: passagem do estado líquido para o estado gasoso por meio de aquecimento direto, 
envolvendo todo o líquido. Por exemplo, o aquecimento da água em uma panela ao fogão. 
 Evaporação: passagem do estado líquido para o estado gasoso que envolve apenas a superfície do 
líquido. Por exemplo, a secagem de roupas em um varal. 
 Calefação: passagem do estado líquido para o gasoso de modo muito rápido, quase instantâneo. Por 
exemplo, gotas de água sendo derramadas em uma chapa metálica aquecida. 
 Liquefação ou condensação: representa a passagem do estado gasoso para o estado líquido. Por exemplo, a 
umidade externa de um frasco metálico ao ser exposto a uma temperatura relativamente elevada. 
 Solidificação: representa a passagem do estado líquido para o estado sólido. Por exemplo, o congelamento da 
água em uma forma de gelo levada ao refrigerador. 
 Sublimação: representa a passagem do estado sólido para o estado gasoso, sem passar pelo estado líquido. 
Por exemplo, a sublimação do gás carbônico sólido, conhecido por gelo seco, em exposição à temperatura 
ambiente. 
 Ressublimação ou sublimação inversa: representa a passagem do estado gasoso para o estado sólido, sem 
passar pelo estado líquido. O Iodo é um bom exemplo de sublimação, Ressublimação (sublimar novamente), é 
muito utilizado para aumentar a pureza do Iodo (teoricamente um Iodo ressublimado seria mais puro que um 
sublimado). 
 
 
 
 
 
 
 
SUBSTÂNCIAS X MISTURAS 
Substâncias: substância pura ou simplesmente substância é qualquer material que apresenta as propriedades 
físicas definidas, determinadas e praticamente invariáveis, nas mesmas condições de temperatura e pressão. Exemplos: 
água, cloreto de sódio (sal de cozinha), bicarbonato de sódio, sacarose (açúcar comum), iodo e etc. 
Observe o gráfico de mudança de estado físico da água.... 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Substância simples: quando formada por átomos de um só elemento. Exemplos: O2, H2, O3 
 Substância composta: quando formada por átomos de mais de um elemento. Exemplos: H2O, CO, C12H22O11 
 
 
 
 
Mistura: é um sistema formado por duas ou mais substâncias. 
 Mistura Homogênea: apresentam-se como um todo uniforme, mesmo quando observadas através de um 
microscópio. A porção uniforme de um sistema denomina-se fase. Assim, as misturas homogêneas são 
denominadas monofásicas (só possuem uma fase). Exemplos: água + alcool; sal + água; ouro 18 quilates. 
 Mistura Heterogênea: apresentam-se em duas ou mais fases, podendo ser identificadas a olho nu ou com o 
auxílio de microscópio. Exemplos: água + óleo; sangue; mármore. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apesar de as propriedades físicas de uma mistura variarem para cada amostra nas mesmas condições de 
temperatura e pressão, existem dois casos especiais: 
Veja que as misturas não possuem 
PONTOS de fusão e de ebulição, mas 
INTERVALOS onde ocorrem as mudanças 
de estado físico. 
o Em Ubatuba a água ferve a 100ºC. 
o Em São José a água ferve a 98º C. 
o No Pico Everest a água ferve a 72ºC 
o Mistura eutética: é uma mistura que se comporta como se fosse uma substância pura somente durante o ponto 
de solidificação ou fusão, ou seja, possui ponto de fusão (PF), mas continua tendo intervalo de ebulição. 
Exemplos: Liga metálica feita de 40% de cádmio e60% de bismuto forma uma mistura eutética com ponto de 
fusão constante igual a 140°C, estanho e chumbo (solda), sal de cozinha e gelo. 
o Mistura azeotrópica: é umas mistura que se comporta como se fosse uma substância pura somente durante o 
ponto de ebulição (PE), mas continua tendo intervalo de fusão. Exemplo: mistura de 96% de álcool etílico e 
4% de água (álcool hidratado) possui ponto de ebulição constante de 78,2°C. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS: 
1. Classifique os fenômenos abaixo em físicos ou químicos: 
 
a. Fermentação de um alimento 
b. Fundir chumbo 
c. Queimar magnésio 
d. Formação de ferrugem 
e. Amassar latas 
f. Escrever com grafite 
g. Furar um pneu 
h. Digestão de alimentos 
i. Enegrecimento de objetos de prata 
j. Cozinhar ovos 
2. Bolinhas de naftalina são usadas no combate às traças. Por que a bolinha de naftalina diminui de 
tamanho com o passar do tempo? 
3. Escreva os nomes dos elementos químicos cujos símbolos são: 
a. Na 
b. Fe 
c. Pt 
d. Hg 
e. Mn 
f. P 
g. Ag 
h. Sb 
i. Mg 
j. K 
k. U 
l. Os 
m. Pu 
 
4. Escreva os símbolos correspondentes aos elementos químicos cujos nomes são: 
O ponto de fusão e o ponto de solidificação possuem o mesmo valor. O que irá definir 
qual dos dois processos está ocorrendo é o fato de o sistema estar sendo aquecido ou 
resfriado. O mesmo vale para o ponto de ebulição e o ponto de condensação. 
 
a. Flúor 
b. Carbono 
c. Silício 
d. Cobre 
e. Arsênio 
f. Césio 
g. Platina 
h. Germânio 
i. Tungstênio 
 
5. Diga se a substância é simples ou composta: 
 
a. I2 
b. HI 
c. H2CO3 
d. Br2 
e. NH3 
f. Ca2SO4 
g. P4 
h. H3PO4 
i. Fe 
j. He 
6. Observe os sistemas abaixo onde as esferas representam os átomos: 
 
 
 
Classifique I, II e III em substância simples, substância composta ou mistura. 
7. Seja o esquema ao lado, marque V (verdadeiro) ou F (falso): 
( ) Temos 5 componentes. 
( ) É formado por 2 substâncias simples. 
( ) Foram usados apenas dois elementos. 
( ) É uma mistura. 
( ) Temos 5 substâncias simples e 2 substâncias compostas. 
 
8. Uma mistura de açúcar, areia e sal de cozinha é tratada com água em excesso. Quantas fases existirão 
no sistema final resultante? 
 
 
 
9. Colocando em tubo de ensaio pequena quantidade de petróleo e água do mar filtrada, temos: 
 
a. Sistema heterogêneo, sendo cada fase uma mistura; 
b. Sistema homogêneo; 
c. Sistema heterogêneo, sendo cada fase uma substância pura; 
d. Sistema tem 2 fases: separáveis por filtração; 
e. Sistema heterogêneo, sendo uma fase substância pura e outra mistura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
SEPARAÇÃO DE MISTURAS 
Separação de Sólidos 
I. Catação – consiste basicamente em recolher com as mãos ou uma pinça um dos componentes da mistura. 
Exemplo: separar feijão das impurezas antes de cozinhá-los. 
II. Levigação – separa substâncias mais densas das menos densas usando água corrente. 
Exemplo: processo usado por garimpeiros para separar ouro (mais denso) da areia (menos densa). 
III. Dissolução ou Flotação ou Floculação – consiste em dissolver a mistura em solvente com densidade 
intermediária entre as densidades dos componentes das misturas. 
Exemplo: serragem + areia 
Adiciona-se água na mistura. A areia fica no fundo e a serragem flutua na água. 
IV. Peneiração – separa sólidos maiores de sólidos menores ou ainda sólidos em suspensão em líquidos. 
Exemplo: os pedreiros usam esta técnica para separar a areia mais fina de pedrinhas; para separar a polpa de 
uma fruta das suas sementes, como o maracujá. 
Este processo também é chamado de tamisação. 
V. Separação Magnética – usado quando um dos componentes da mistura é um material magnético. Com um 
ímã ou eletroímã, o material é retirado. 
Exemplo: limalha de ferro + enxofre; areia + ferro. 
VI. Ventilação – usado para separar dois componentes sólidos com densidades diferentes. É aplicado um jato de 
ar sobre a mistura. 
Exemplo: separar o amendoim torrado da sua casca já solta; arroz + palha. 
VII. Dissolução Fracionada - consiste em separar dois componentes sólidos utilizando um líquido que dissolva 
apenas um deles. 
Exemplo: sal + areia 
Dissolve-se o sal em água. A areia não se dissolve na água. Pode-se filtrar a mistura separando a areia, que 
fica retida no filtro da água salgada. Pode-se evaporar a água, separando a água do sal. 
Separação de Sólidos e Líquidos 
I. Sedimentação – consiste em deixar a mistura em repouso até o sólido se depositar no fundo do recipiente. 
Exemplo: água + areia 
II. Decantação – é a remoção da parte líquida, virando cuidadosamente o recipiente. Pode-se utilizar um funil de 
decantação para remover um dos componentes da mistura. 
Exemplo: água + óleo; água + areia 
III. Centrifugação – é o processo de aceleração da sedimentação. Utiliza-se um aparelho 
chamado centrífuga ou centrifugador, que pode ser elétrico ou manual. 
Exemplo: Para separar a água com barro. 
 
 
IV. Filtração – processo mecânico que serve para separar mistura sólida dispersa com um líquido ou gás. Utiliza-
se uma superfície porosa (filtro) para reter o sólido e deixar passar o líquido. O filtro usado é um papel-filtro. 
O papel-filtro dobrado é usado quando o produto que mais interessa é o líquido. A filtração é mais lenta. 
O papel-filtro pregueado produz uma filtração mais rápida e é utilizada quando a parte que mais interessa é a 
sólida. 
Exemplo: água + areia 
V. Evaporação – consiste em evaporar o líquido que está misturado com um sólido. 
Exemplo: água + sal de cozinha (cloreto de sódio). 
Nas salinas, obtém-se o sal de cozinha por este processo. Na realidade, as evaporações resultam em sal grosso, 
que se for purificado torna-se o sal refinado (sal de cozinha), que é uma mistura de cloreto de sódio e outras 
substâncias que são adicionadas pela indústria. 
Separação de Misturas Homogêneas 
Para separar os componentes das substâncias de misturas homogêneas usamos os métodos chamados 
de fracionamento, que se baseiam na constância da temperatura nas mudanças de estados físicos. São eles: destilação e 
fusão. 
I. Destilação – consiste em separar líquidos e sólidos com pontos de ebulição diferentes. Os líquidos devem ser 
miscíveis entre si. 
Exemplo: água + álcool etílico; água + sal de cozinha 
O ponto de ebulição da água é 100°C e o ponto de ebulição do álcool etílico é 78°C. Se aquecermos esta 
mistura, o álcool ferve primeiro. No condensador, o vapor do álcool é resfriado e transformado em álcool líquido, 
passando para outro recipiente, que pode ser um frasco coletor, um erlenmeyer ou um copo de béquer. E a água 
permanece no recipiente anterior, separando-se assim do álcool. 
Para essa técnica, usa-se o aparelho chamado destilador, que é um conjunto de vidrarias do laboratório 
químico. Utiliza-se: termômetro, balão de destilação, haste metálica ou suporte, bico de Bunsen, condensador, 
mangueiras, agarradores e frasco coletor. 
Este método é a chamada Destilação Simples. 
Nas indústrias, principalmente de petróleo, usa-se a destilação fracionada para separar misturas de dois ou 
mais líquidos. As torres de separação de petróleo fazem a sua divisão produzindo gasolina, óleo diesel, gás natural, 
querosene, piche. 
As substâncias devem conter pontos de ebulição diferentes, mas com valores próximos uns aos outros. 
II. Fusão Fracionada – separa componentes de misturas homogêneas de vários sólidos. Derrete-se a substância 
sólida até o seu ponto de fusão, separando-se das demais substâncias. 
Exemplo: mistura sólida entre estanho e chumbo. 
O estanho funde-se a 231°C e o chumbo, a 327°C. Então, funde-se primeiramente o estanho. 
 
 
EXERCÍCIOS: 
1. (VUNESP-2006) A preparação de um chá utilizando os já tradicionais saquinhos envolve, em ordem de 
acontecimentos, os seguintes processos: 
 
a. Filtração e dissolução. 
b. Filtração e extração. 
c. Extração e filtração. 
d. Extração e decantação.e. Dissolução e decantação. 
 
2. (Vunesp-2005) A água potável é um recurso natural considerado escasso em diversas regiões do nosso 
planeta. Mesmo em locais onde a água é relativamente abundante, às vezes é necessário submetê-la a 
algum tipo de tratamento antes de distribuí-la para consumo humano. O tratamento pode, além de 
outros processos, envolver as seguintes etapas: 
 
I. Manter a água em repouso por um tempo adequado, para a deposição, no fundo do recipiente, do 
material em suspensão mecânica. 
II. Remoção das partículas menores, em suspensão, não separáveis pelo processo descrito na etapa I. 
III. Evaporação e condensação da água, para diminuição da concentração de sais (no caso de água salobra 
ou do mar). 
Neste caso, pode ser necessária a adição de quantidade conveniente de sais minerais após o processo. 
Às etapas I, II e III correspondem, respectivamente, os processos de separação denominados 
a. Filtração, decantação e dissolução. 
b. Destilação, filtração e decantação. 
c. Decantação, filtração e dissolução. 
d. Decantação, filtração e destilação. 
e. Filtração, destilação e dissolução. 
 
3. (Vunesp-2003) Uma das formas utilizadas na adulteração da gasolina consiste em adicionar a este 
combustível solventes orgânicos que formem misturas homogêneas, como o álcool combustível. 
Considere os seguintes sistemas, constituídos por quantidades iguais de: 
 
1 — gás oxigênio, gás carbônico e gás argônio; 
2 — água líquida, clorofórmio e sulfato de cálcio; 
3 — n-heptano, benzeno e gasolina; 
Todos nas condições normais de temperatura e pressão. 
a) Indique o número de fases dos sistemas 1, 2 e 3 e classifique-os como sistema homogêneo ou heterogêneo. 
b) Se fosse adicionado querosene ao sistema 3, quantas fases este apresentaria? Justifique sua resposta. 
4. (UFSE-1997) Considere amostras de: 
 
I. Petróleo 
II. Água potável 
III. Ar liquefeito 
IV. Latão 
Destilação fracionada é o processo apropriado para separar os componentes de: 
 
 
a. I e II. 
b. I e III. 
c. II e III. 
d. II e IV. 
e. III e IV 
 
5. (Unifesp-2002) Para se isolar a cafeína (sólido, em condições ambientais) de uma bebida que a contenha 
(exemplos: café, chá, refrigerante etc.) pode-se usar o procedimento simplificado seguinte. “Agita-se um 
certo volume da bebida com dicloroetano e deixa-se em repouso algum tempo. Separa-se, então, a parte 
orgânica, contendo a cafeína, da aquosa. Em seguida, destila-se o solvente e submete-se o resíduo da 
destilação a um aquecimento, recebendo-se os seus vapores em uma superfície fria, onde a cafeína deve 
cristalizar.” Além da destilação e da decantação, quais operações são utilizadas no isolamento da 
cafeína? 
 
a. Flotação e ebulição. 
b. Flotação e sublimação. 
c. Extração e ebulição. 
d. Extração e sublimação. 
e. Levigação e condensação. 
 
6. (UFRN-1997) O Rio Grande do Norte é o maior produtor brasileiro de cloreto de sódio (usado como sal 
de cozinha), obtido a partir da água do mar, sob condições favoráveis de incidência solar e de ventos. 
Na obtenção do cloreto de sódio, dois processos destacam-se: 
 
a. Centrifugação e decantação. 
b. Decantação e dissolução. 
c. Dissolução e evaporação. 
d. Evaporação e precipitação. 
e. Precipitação e sublimação. 
 
7. (Mack-2007) O processo inadequado para separar uma mistura heterogênea sólido-liquido é: 
 
a. Filtração. 
b. Decantação. 
c. Centrifugação. 
d. Destilação. 
e. Sifonação 
 
8. (Mack-2006) O funil de decantação, ou funil de bromo, pode ser usado para separar a mistura: 
 
a. Água e álcool. 
b. Água e óleo. 
c. Água e sal de cozinha. 
d. Água e areia. 
e. Água e vinagre. 
 
9. (Mack-2004) Um documentário transmitido pela T.V. mostrou como nativos africanos “purificam” a 
água retirada de poças quase secas e “imundas”, para matar a sede. Molhando, nas poças, feixes de 
 
 
gramíneas muito enraizadas e colocando-os em posição vertical, a água escorre limpa. Esse 
procedimento pode ser comparado com o processo de separação chamado de: 
 
a. Ventilação. 
b. Destilação. 
c. Catação. 
d. Filtração. 
e. Sifonação. 
 
10. (Mack-2002) Uma técnica usada para limpar aves cobertas por petróleo consiste em pulverizá-las com 
limalha de ferro. A limalha que fica impregnada de óleo é, então, retirada das penas das aves por um 
processo chamado de: 
 
a. Decantação. 
b. Peneiração. 
c. Sublimação. 
d. Centrifugação. 
e. Separação magnética. 
 
11. (Faap-1997) Para separar uma mistura de dois líquidos completamente miscíveis, qual dos processos a 
seguir, você escolheria? 
a. Filtração 
b. Levigação 
c. Centrifugação 
d. Catação 
e. Destilação 
 
12. (Fuvest-SP) Para a separação das misturas: gasolina-água e nitrogênio-oxigênio, os processos mais 
adequados são respectivamente: 
a. Decantação e liquefação. 
b. Sedimentação e destilação. 
c. Filtração e sublimação. 
d. Destilação e condensação. 
e. Flotação e decantação. 
 
13. (Cefet-PR) Para um químico, ao desenvolver uma análise, é importante verificar se o sistema com o qual 
está trabalhando é uma substância pura ou uma mistura. Dependendo do tipo de mistura, podemos 
separar seus componentes por diferentes processos. Assinale a alternativa que apresenta o método correto 
de separação de uma mistura. 
a. Uma mistura homogênea pode ser separada através de decantação. 
b. A mistura álcool e água pode ser separada por filtração simples. 
c. A mistura heterogênea entre gases pode ser separada por decantação. 
d. Podemos afirmar que, ao separarmos as fases sólidas e líquida de uma mistura heterogênea, elas serão 
formadas por substâncias puras. 
e. O método mais empregado para a separação de misturas homogêneas sólido-líquido é a destilação. 
 
 
MODELOS ATÔMICOS 
Durante muito tempo, a constituição da matéria gerava curiosidade no 
homem. Desde a Antiguidade, filósofos tentavam descobrir como a matéria é 
formada. Dois filósofos gregos, Demócrito e Leucipo, sugeriram que toda a matéria 
era formada por pequenos corpos indivisíveis. Chamaram estes corpos de ÁTOMO, 
que em grego a significa não e tomos significa divisível. Então, átomo era a última 
partícula que podia dividida. 
Nos anos 500 e 1500 da era cristã, surgiram entre os árabes e europeus, 
os alquimistas. Seus trabalhos eram obter o elixir da longa vida, para que o ser 
humano se tornasse imortal. Era a pedra filosofal, capaz de tornar qualquer metal em ouro. No século XVI, surge a 
Iatroquímica, uma doutrina médica que explicava o funcionamento do corpo humano e as doenças segundo processos 
químicos. Neste contexto, a principal inovação desta escola foi a introdução de compostos químicos no tratamento de 
doenças. 
Mais tarde, no século XVIII, nasce a ideia de química (de verdade) com os cientistas que estudaram as Leis 
Ponderais (Lavoisier e Proust). 
 
O QUE SÃO MODELOS ATÔMICOS? 
Os modelos atômicos são teorias baseadas na experimentação feita por cientistas para explicar como é o átomo. 
Os modelos não existem na natureza, são apenas explicações para mostrar o porquê de um fenômeno. Muitos cientistas 
desenvolveram suas teorias. Com o passar dos tempos, os modelos foram evoluindo até chegar ao modelo atual. 
 
MODELO DE DALTON 
 O átomo de John Dalton era uma bolinha maciça, indivisível e 
indestrutível. Seu modelo ficou conhecido como “Bola de Bilhar”. 
Dalton utilizava círculos de mesmo diâmetro com inscrições para 
representar os átomos dos diferentes elementos químicos. Assim, ele estabeleceu 
os postulados a seguir: 
I. Todas as substâncias são constituídas de minúsculas partículas, 
denominadas átomos, que não podem ser criadas e nem destruídas. Nas 
substâncias, eles se encontram unidos por forças de atração mútua. 
II. Cada substância é constituída de um único tipo de átomo. Substância 
simples ou elementos são formados de “átomos simples”, que são 
indivisíveis. Substâncias compostassão formadas por “átomos compostos”, capazes 
de se decompor, durante as reações químicas em “átomos simples”. 
III. Todos os átomos de uma mesma substância são idênticos na forma, no tamanho, na 
massa e nas demais propriedades; átomos de substâncias diferentes possuem forma, 
tamanho, massa propriedades diferentes. A massa de “um átomo composto” é igual à 
soma das massas de “todos os átomos simples” componentes. 
IV. Os “átomos compostos” são formados por um pequeno número de “átomos simples”. 
 
 
MODELO DE THOMSON 
Em 1903, o físico Joseph John Thomson propôs um novo 
modelo atômico, baseado nas experiências dos raios catódicos de 
Crooks, o qual chamou de elétrons. Para Thomson, o átomo era uma 
esfera de carga elétrica positiva “recheada” de elétrons de carga 
negativa. Esse modelo ficou conhecido como “Pudim de Passas”. Este 
modelo derruba a ideia de que o átomo é indivisível e introduz a 
natureza elétrica da matéria, explicando alguns fenômenos como a 
corrente elétrica, eletrização por atrito, formação de íons e as descargas 
elétricas em gases. 
 
 
MODELO DE RUTHERFORD 
Em 1911, o neozelandês Ernest Rutherford realizou uma importante experiência: 
pegou um pedaço do metal polônio (Po) que emite partículas alfa (α) e colocou em uma 
caixa de chumbo com um pequeno orifício. As partículas alfa atravessavam outras placas 
de chumbo através de orifícios no seu centro. Depois atravessavam um lâmina muito fina 
de ouro (Au). Rutherford adaptou um anteparo móvel com sulfeto de zinco (fluorescente) 
para registrar o caminho percorrido pelas partículas. O físico observou que a maioria das 
partículas alfa atravessava a lâmina de ouro e que apenas algumas poucas desviavam ou 
mesmo voltavam. 
A partir destes resultados, concluiu que o átomo não era uma esfera positiva com 
elétrons mergulhados nesta esfera. Concluiu que: 
 O átomo é um ‘enorme vazio’; 
 O átomo tem um núcleo muito pequeno; 
 O átomo tem núcleo positivo (+), já que partículas 
alfa desviavam algumas vezes; 
 Os elétrons estão ao redor do núcleo, numa região 
denominada eletrosfera, para equilibrar as cargas 
positivas. 
O modelo atômico de Rutherford sugeriu então: um 
átomo com órbitas circulares dos elétrons em volta do 
núcleo. Comparou o átomo com o Sistema Solar, onde os 
elétrons seriam os planetas e o núcleo seria o Sol. Seu 
modelo ficou conhecido como “Sistema Solar”. 
Hoje, sabe-se que o átomo é 10.000 a 100.000 vezes 
maior que seu núcleo. Numa escala macroscópica, pode-se 
comparar um átomo com um estádio de futebol. Se o átomo 
fosse o estádio do Maracanã, o seu núcleo seria uma formiga 
no centro do campo. Então o átomo é enorme em relação ao 
seu núcleo. 
Porém, o átomo de Rutherford tem algumas falhas. Se o núcleo 
atômico é formado por partículas positivas, por que essas partículas não se 
repelem e o núcleo não desmorona? Se as partículas são de cargas opostas, por 
que elas não se atraem? Os elétrons iriam perder energia gradualmente 
percorrendo uma espiral em direção ao núcleo, e à medida que isso 
acontecesse, emitiriam energia na forma de luz. Mas como os elétrons ficam 
em movimento ao redor do núcleo sem que os átomos entrem em colapso? 
Estas questões foram respondidas em 1932 por James Chadwick. Ele 
observou que o núcleo do berílio (Be) radioativo emitia partículas sem carga 
elétrica e com massa igual à dos prótons (+). Ele chamou essas partículas 
de nêutrons. Surgia então, a terceira partícula subatômica. 
 
 
Agora sabemos que no núcleo do átomo há prótons e nêutrons e que na eletrosfera há elétrons. Estabeleceu-se, 
então a relação: 
 
Partícula Massa Carga elétrica 
P+ 1 +1 
N 1 0 
e- 1/1836 -1 
 
 
MODELO DE BOHR 
O modelo do físico dinamarquês Niels Bohr tentava dar continuidade ao 
trabalho feito por Rutherford. Para explicar os erros do modelo anterior, Bohr sugeriu 
que o átomo possui energia quantizada, ou seja, cada elétron só pode ter determinada 
quantidade de energia. O modelo de Bohr representa os níveis de energia. Cada elétron 
possui a sua energia. É comparado às orbitas dos planetas do Sistema Solar, onde cada 
elétron possui a sua própria órbita e com quantidades de energia já determinadas. As 
leis da física clássica não se enquadram neste modelo. Quando um elétron salta de um 
nível menor para um nível mais elevado, ele absorve energia e quando ele retorna 
para um nível menor, o elétron emite uma radiação em forma de luz (fóton). Bohr 
organizou os elétrons em camadas ou níveis de energia. 
Cada camada possui um nome e deve ter um número máximo de elétrons. 
Existem sete camadas ou níveis de energia ao redor do núcleo. Observe a tabela que 
mostra o nome das camadas, o seu número quântico e o número máximo de elétrons 
em cada uma destas camadas: 
 
Camada N° quântico N ° máximo de é 
K 1 2 
L 2 8 
M 3 18 
N 4 32 
O 5 32 
P 6 18 
Q 7 2 
 
O modelo de Bohr era baseado em dois postulados: 
I. Os elétrons só podem girar ao redor do núcleo em órbitas circulares, essas órbitas são chamadas de 
órbitas estacionárias e enquanto eles estão nessas órbitas, não emitem energia. 
II. A energia absorvida ou emitida por um átomo é equivalente ao número inteiro de um quanta (cada quanta 
tem energia igual a h.f, em que f é a frequência da radiação e h é a constante de Planck). 
É importante ressaltar que as hipóteses de Niels Bohr tinham como objetivo explicar o comportamento do 
movimento do elétron ao redor do núcleo do átomo de hidrogênio e que não foi deduzida de teorias já conhecidas. 
 
 
Segundo Linus Pauling, o átomo no estado fundamental, 
apresenta elétrons distribuídos em ordem crescente de energia (s, 
p, d, f), ou seja, os elétrons ocupam primeiramente os subníveis 
de menor energia. Atenção! Para saber o número máximo de 
elétrons em cada nível basta somar o número de elétrons máximo 
nos subníveis que o compõe. 
Apesar de conseguir explicar o movimento do elétron no átomo de hidrogênio, o modelo proposto por Bohr não obteve 
o mesmo resultado quando aplicado a átomos de outros elementos, não sanando o problema da estrutura atômica. É aí 
que surge a mecânica quântica, para explicar de forma mais satisfatória a estrutura atômica. 
 
 
MODELO ATUAL - PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEISENBERG 
Segundo Werner Heisenberg, para encontrar a posição correta de um elétron, é necessário que ele interaja com 
algum instrumento de medida, como por exemplo, uma radiação. A radiação deve ter um 
comprimento de onda na ordem da incerteza com que se quer determinar esta posição. 
Quanto menor for o comprimento de onda, maior é a precisão do local onde está o 
elétron. Quando se consegue descobrir o local provável onde está o elétron, este elétron 
já não estará neste local. 
Segundo Heisenberg, é difícil se prever a posição correta de um elétron na sua 
eletrosfera. Schrodinger em 1926 calculou a região mais provável onde o elétron possa 
estar. Para essa região deu o nome de orbital. 
Orbital – região do espaço que está ao redor do núcleo, onde há máxima probabilidade 
de se encontrar um elétron. 
É importante ressaltar que não se pode ver um átomo isolado exatamente como 
foi descrito nos modelos atômicos. Algumas técnicas utilizadas por supercomputadores 
mostram manchas coloridas, mostrando a localização dos átomos de um determinado 
material. Essas imagens são obtidas por um microscópio de tunelamento que pode 
aumentar até 28 milhões de vezes. De acordo com o modelo de Rutherford-Bohr, o 
átomo apresenta níveis de energia ou camadas energéticas, onde cada nível possui um 
número máximo de elétrons. O número do nível representa o número quântico principal (n). Cada nível está dividido 
em subníveis de energia s, p, d, f. Representam o número quântico secundário ou azimutal (l). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Subnível s p d f 
Número Quântico 0 1 2 3 
Número máximode e- 2 6 10 14 
 
 
Exemplo de distribuição eletrônica (usando o diagrama de Linus Pauling): 
 Vanádio (Z=23): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 
 Número de elétrons no subnível mais energético: o subnível mais energético é o último a ser preenchido, 
isto é, o 3d. Assim, o número de elétrons nele é 3. 
 Número de elétrons no subnível mais externo: o subnível mais externo é o que fica mais afastado do núcleo, 
isto é, o 4s. Assim, o número de elétrons nele é 2. 
 
O NÚCLEO E A CARACTERIZAÇÃO DO ÁTOMO 
 Número atômico (Z): é o número de prótons presentes no átomo. Para cada tipo de átomo 
temos um determinado valor de número atômico. Cada valor identifica um elemento 
químico. O átomo eletricamente neutro apresenta número de prótons igual ao número de 
elétrons. Z = p+ 
 Número de massa (A): é obtido pela soma das partículas encontradas no núcleo do átomo, 
ou seja, prótons e nêutrons (n). A = p+ + n 
 
ISÓTOPOS, ISÓBAROS, ISÓTONOS E ESPÉCIES ISOELETRÔNICAS 
 Isótopos: são átomos de mesmo número atômico e diferente número de massa. Os isótopos possuem 
propriedades químicas semelhantes, pois são átomos de um mesmo elemento químico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Isóbaros: são átomos de diferentes elementos químicos, mas que possuem o mesmo número de massa. Não 
possuem semelhanças em suas propriedades químicas por terem diferentes números atômicos. 
 
 
 
 
 Isótonos: são átomos de diferentes elementos químicos que possuem o mesmo número de nêutrons. 
 
 
 
 
 
 Espécies Isoeletrônicas: são átomos de diferentes elementos químicos que possuem o mesmo número de 
elétrons. 
 
 
 
 
 
Exercícios: 
1. O filme “Homem de Ferro 2” retrata a jornada de Tony Stark para substituir o 
metal paládio, que faz parte do reator de seu peito, por um metal atóxico. Após 
interpretar informações deixadas por seu pai, Tony projeta um holograma do 
potencial substituto, cuja imagem se assemelha à figura abaixo. Essa imagem é 
uma representação do modelo de: 
 
a. Rutherford. 
b. Thomson. 
c. Dalton. 
d. Bohr. 
e. Demócrito. 
 
2. (Pucmg 2015) Os estudos realizados por Rutherford mostraram que o átomo deveria ser constituído 
por um núcleo positivo com elétrons girando ao seu redor. Os elétrons foram inicialmente levados em 
consideração no modelo atômico proposto pelo seguinte pesquisador: 
 
a. Leucipo. 
b. Niels Borh. 
c. J.J. Thomson. 
d. John Dalton. 
e. Werner Heisenberg. 
 
3. (Upf) No fim do século XIX, o físico neozelandês Ernest Rutherford (1871-1937) foi convencido por J. J. 
Thomson a trabalhar com o fenômeno então recentemente descoberto: a radioatividade. Seu trabalho 
permitiu a elaboração de um modelo atômico que possibilitou o entendimento da radiação emitida pelos 
átomos de urânio, polônio e rádio. Aos 26 anos de idade, Rutherford fez sua maior descoberta. 
Estudando a emissão de radiação de urânio e do tório, observou que existem dois tipos distintos de 
radiação: uma que é rapidamente absorvida, que denominamos radiação alfa (α ), e uma com maior 
poder de penetração, que denominamos radiação beta (β ).Sobre a descoberta de Rutherford podemos 
afirmar (destaque a (s) verdadeira (s) circulando-a (s)): 
 
I. A radiação alfa é atraída pelo polo negativo de um campo elétrico. 
II. O baixo poder de penetração das radiações alfa decorre de sua elevada massa. 
III. A radiação beta é constituída por partículas positivas, pois se desviam para o pólo negativo do campo 
elétrico. 
IV. As partículas alfa são iguais a átomos de hélio que perderam os elétrons. 
 
4. Referindo-se à evolução dos modelos atômicos, é INCORRETO afirmar que 
 
a. A energia de um elétron é quantizada, isto é, restrita a determinados valores, segundo Bohr. 
b. As partículas alfa de carga positiva sofrem desvios, porque são repelidas pelos elétrons, de acordo com 
Rutherford. 
c. A formação dos materiais ocorre através de diferentes associações entre átomos iguais ou diferentes, 
conforme Dalton. 
d. A descontinuidade dos espectros de absorção ou emissão de energia pelo átomo de hidrogênio evidencia a 
existência de níveis de energia. 
 
 
 
5. (PUCMG) "As diferentes cores produzidas por distintos elementos são resultado de transições 
eletrônicas. Ao mudar de camadas, em torno do núcleo atômico, os elétrons emitem energia nos 
diferentes comprimentos de ondas, as cores." ("O Estado de São Paulo", Caderno de Ciências e 
Tecnologia, 26/12/92) O texto anterior está baseado no modelo atômico proposto por: 
 
a. Niels Bohr 
b. Rutherford 
c. Heisenberg 
d. John Dalton 
e. J. J. Thomson 
 
6. Considere as seguintes afirmações, referentes à evolução dos modelos atômicos e marque V para 
verdadeiro e F para falso: 
 
I. ( ) No modelo de Dalton, o átomo é dividido em prótons e elétrons. 
II. ( ) No modelo de Rutherford, os átomos são constituídos por um núcleo muito pequeno e denso e 
carregado positivamente. Ao redor do núcleo estão distribuídos os elétrons, como planetas em torno do 
Sol. 
III. ( ) O físico inglês Thomson afirma, em seu modelo atômico, que um elétron, ao passar de uma órbita 
para outra, absorve ou emite um quantum (fóton) de energia. 
IV. ( ) Rutherford foi o primeiro cientista a propor a idéia de que os átomos eram, na verdade, grandes 
espaços vazios constituídos por um centro pequeno, positivo e denso com elétrons girando ao seu redor. 
V. ( ) Thomson utilizou uma analogia inusitada ao comparar um átomo com um “pudim de passas”, em que 
estas seriam prótons incrustados em uma massa uniforme de elétrons dando origem à atual eletrosfera. 
VI. ( ) Dalton comparou os átomos a esferas maciças, perfeitas e indivisíveis, tais como “bolas de bilhar”. A 
partir deste estudo surgiu o termo “átomo” que significa “sem partes” ou “indivisível”. 
VII. ( ) O modelo atômico de Bohr foi o primeiro a envolver conceitos de mecânica quântica, em que a 
eletrosfera possuía apenas algumas regiões acessíveis denominadas níveis de energia, sendo ao elétron 
proibido a movimentação entre estas regiões. 
VIII. ( ) Rutherford utilizou em seu famoso experimento uma fonte radioativa que emitia descargas elétricas 
em uma fina folha de ouro, além de um anteparo para detectar a direção tomada pelos elétrons. 
IX. ( ) O modelo atômico de Rutherford é também conhecido como modelo planetário do átomo. 
X. ( ) No modelo atômico de Rutherford, considera-se que elétrons de cargas negativas circundam em 
órbitas ao redor de um núcleo de carga positiva. 
XI. ( ) Segundo Rutherford, a eletrosfera, local onde se encontram os elétrons, possui um diâmetro menor 
que o núcleo atômico. 
XII. ( ) Na proposição do seu modelo atômico, Rutherford se baseou num experimento em que uma lamínula 
de ouro foi bombardeada por partículas alfa. 
XIII. ( ) Thomson propôs um modelo que descrevia o átomo como uma esfera carregada positivamente, na 
qual estariam incrustados os elétrons, com carga negativa. 
XIV. ( ) No experimento orientado por Rutherford, o desvio das partículas alfa era resultado da sua 
aproximação com cargas negativas presentes no núcleo do átomo. 
XV. ( ) Ao considerar a carga das partículas básicas (prótons, elétrons e nêutrons), em um átomo neutro, o 
número de prótons deve ser superior ao de elétrons. 
XVI. ( ) Os átomos de um mesmo elemento químico devem apresentar o mesmo número atômico. 
 
7. (UECE) No diagnóstico da septicemia, utilizamos um exame chamado de hemocultura, cujo resultado é 
dado em 48h. Hoje, com a utilização de computadores e a introdução de um ativador químico, o 
resultado pode ser dado em aproximadamente 8h, ajudando, dessa maneira, a salvar muitas vidas. O 
ativador químico usado nos meios de hemoculturas são ativados através do CO2, produzidos pelas 
bactérias que faz com que um elétron de uma camada interna salte para camadas mais externa, ficando 
o elétron numa posição instável. A energia emitida pelos elétrons ao retornar à sua camada primitiva, é 
na formade ondas: 
 
a. Eletromagnéticas, que pode ser luz visível ou não, dependendo do salto eletrônico. 
b. Eletromagnéticas, de luz verde, de comprimento de onda maior que a luz vermelha. 
c. Eletromagnéticas, de luz vermelha, de comprimento de onda menor que a luz violeta. 
d. Não eletromagnéticas. 
 
8. Efetue a distribuição eletrônica dos elementos a seguir: 
 
 
a. Lítio_________________________________________________________________________________ 
b. Silício________________________________________________________________________________ 
c. Cálcio________________________________________________________________________________ 
d. Molibdênio____________________________________________________________________________ 
e. Bismuto______________________________________________________________________________ 
f. Urânio_______________________________________________________________________________ 
9. Observe a tabela ao lado e com base nos dados contidos 
nela, indique quais são, respectivamente, isótopos e 
isóbaros respectivamente: 
 
a. D e J; G e J. 
b. D e G; A e E. 
c. A e J; E e G. 
d. G e J; A e D. 
e. E e G; G e J. 
10. (UFSM-RS) A alternativa que reúne apenas espécies isoeletrônicas é: 
 
a. N3-, F-, Al3+ 
b. S, Cl-, K+ 
c. Ne, Na, Mg 
d. Ca2+, Sr2+, Ba2+ 
e. Cl-, Br-, I- 
 
11. O átomo “X” é isótono do átomo 25Mn55 e isoeletrônico do íon 2860Ni2+. Com base nisso, indique o número 
de massa do átomo “X”: 
 
a. 56. 
b. 55. 
c. 58. 
d. 60. 
e. 62. 
 
12. X é isótopo de 2041Ca e isótono de 1941K. Portanto, o seu número de massa é igual a: 
 
a. 41 
b. 40 
c. 39 
d. 42 
e. 20 
 
13. (Unisinos –RS) Segundo dados experimentais, o oxigênio do ar que respiramos tem exatos 99,759% 
de 8O16, 0,037% de átomos de 8O17 e 0,204% de 8O18. Diante desta constatação pode-se afirmar que essas 
três fórmulas naturais do oxigênio constituem átomos que, entre si, são: 
 
a. Alótropos. 
b. Isóbaros. 
c. Isótonos. 
d. Isótopos. 
e. Isômero.
14. Certo átomo possui 17 prótons, 20 nêutrons e 17 elétrons. Qual dos átomos representados abaixo é seu 
isótono? 
 
a. 19K40 
b. 20Ca42 
c. 21Sc42 
d. 20Ca40 
e. 22Ti43 
 
 
 
 
ESTUDO DA TABELA PERIÓDICA 
 
Com tantas letras e números, a Tabela Periódica pode assustar à primeira vista. No entanto, ela é uma grande 
aliada na hora de estudar química. 
A Tabela Periódica atual foi formulada pelo químico Mendeleev, que descobriu uma forma lógica de 
organizar todos os elementos químicos existentes no universo: pelo número atômico (Z) dos elementos, que designa a 
quantidade de prótons. De acordo com sua Lei Periódica, Mendeleev observou que, agrupando-os dessa forma, era 
possível estabelecer um padrão de repetição das propriedades dos elementos. 
O Hidrogênio é o primeiro elemento da Tabela Periódica. Ele é formado por apenas um próton e um elétron. 
Dentro da tabela, os elementos são divididos em grupos de semelhança, chamados de famílias e estão 
representados nas linhas verticais. As famílias existentes são: 
 1(I A) – alcalinos 
 2 (II A) – alcalinos terrosos 
 13 (III A) – família do boro 
 14 (IV A) – família do carbono 
 15 (V A) – família do nitrogênio 
 16 (VI A) – família dos calcogênios 
 17 (VII A) – família dos halogênios 
 18 (VIII A) – gases nobres 
 
Da família 1 e 2 e 13 até 18 (ou I A até VIII A) chamamos de elementos representativos (possuem o ultimo 
elétron em um subnível s ou p). Para os elementos representativos, sua família pode ser identificada pelo número de 
elétrons no nível ou camada de valência (última ocupada). 
Da família do 3 até 12 (ou III B até IIB) chamamos de elementos de transição (possuem o ultimo elétron em 
um subnível d – transição externa – ou subnível f – transição interna: lantanídeos ou actinídeos). Para os elementos de 
transição externa, o número de elétrons no subnível d mais energético (mais externo), segue a tabela: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Existem também, 7 linhas horizontais, chamadas de períodos e equivalem aos níveis de energia, ou seja, um 
elemento que ocupa o segundo período, possui dois níveis de energia (1- K e 2 - L). 
 
CLASSIFICAÇÃO (QUANTO ÀS PROPRIEDADES FÍSICAS) 
 
 Metais: constituem a maior parte dos elementos químicos. Suas principais características são: 
 Bons condutores de eletricidade e de calor; 
 São dúcteis (facilmente reduzidos a fios) e maleáveis (facilmente reduzido a lâminas); 
 Possuem brilho característico; 
 São sólidos em condições ambientes (25ºC e 1atm), exceto o mercúrio que é liquido; 
 Ametais ou não metais: possuem características opostas as dos metais: 
 Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos; 
 São maus condutores de eletricidade e calor; 
 Não possuem brilho característico; 
 Não são dúcteis nem maleáveis; 
 Gases Nobres: são os elementos constituintes do grupo 18 (VIII A): 
 Como o nome diz, são gases à temperatura ambiente; 
 Tem grande estabilidade química (possuem 8e- na camada de valência), ou seja, normalmente não se 
combinam com outros elementos; 
 Constituem cerca de 1% do ar; 
 
 
 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 
 Raio Atômico (r): É a metade da distância internuclear mínima (d) que dois átomos 
desse elemento podem apresentar, sem estarem ligados quimicamente. Para medir o 
raio atômico, usa-se a técnica da difração por Raios-X. 
 Em uma família, da tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para 
baixo e no período, da direita para esquerda. 
 Potencial ou Energia de Ionização (I): É a energia mínima necessária para 
“arrancar” um elétron de um átomo isolado no seu estado gasoso. O primeiro 
potencial de ionização é considerado o mais importante porque é a energia necessária para “arrancar” o 
primeiro elétron da camada mais externa do átomo. 
 Em uma família, da tabela periódica, o potencial de ionização aumenta de baixo para cima e no 
período, da esquerda para direita. 
 Eletroafinidade ou Afinidade Eletrônica (A): É a quantidade de energia liberada quando um átomo isolado no 
seu estado fundamental (fase gasosa) recebe 1é. Um átomo isolado no seu estado fundamental pode receber 
1é, transformando-se em um ânion. Isso pode levar ao átomo um estado de maior estabilidade e então ocorre a 
liberação de energia. 
 Em uma família, da tabela periódica, a afinidade eletrônica aumenta de baixo para cima e no período, 
da esquerda para direita. 
 Eletronegatividade (E-): É a tendência que um átomo tem de atrair elétrons. É muito característico dos não-
metais. 
 Em uma família, da tabela periódica, a eletronegatividade aumenta de baixo para cima e no período, 
da esquerda para direita. 
 Eletropositividade (E+): É a tendência que um átomo tem de perder elétrons. É muito característico dos 
metais. 
 Em uma família, da tabela periódica, a eletropositividade aumenta de cima para baixo e no período, da 
direita para esquerda. 
 Ponto de Fusão (P.F.): Temperatura na qual um material passa do estado sólido para o líquido. 
 Na tabela periódica, o P.F. varia numa família, à esquerda da tabela, aumenta de baixo para cima e à 
direta da tabela, aumenta de cima para baixo. Nos períodos, aumenta das extremidades para o centro. 
 Ponto de Ebulição (P.E.): Temperatura na qual uma material passa do estado líquido para o estado gasoso. 
 Na tabela periódica, o P.F. varia numa família, à esquerda da tabela, aumenta de baixo para cima e à 
direta da tabela, aumenta de cima para baixo. Nos períodos, aumenta das extremidades para o centro. 
 Densidade (d): É a relação entre a massa de uma substância e o volume ocupado por ela. 
 Na tabela periódica, os valores de densidades aumentam, nas famílias de cima para baixo e nos 
períodos, das extremidades para o centro. 
 Reatividade (R): A reatividade de um elemento químico está associada à sua maior ou menor facilidade em 
ganhar ou perder elétrons. Assim, os elementos mais reativos serão tantos os metais que perdem elétrons com 
maior facilidade, quanto os ametais que ganham elétrons commaior facilidade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS: 
1. (Mackenzie-SP) A soma dos prótons, elétrons e nêutrons (p+ + e- + n0) do átomo 2x-2Q4x , que possui 22 
nêutrons, é igual a: 
 
a. 62 
b. 58 
c. 74 
d. 42 
e. 92 
 
2. (FEI-SP) Um cátion metálico trivalente tem 76 elétrons e 118 nêutrons. O átomo do elemento químico, 
do qual se originou, tem número atômico e número de massa, respectivamente: 
 
a. 76 e 194 
b. 76 e 197 
c. 79 e 200 
d. 79 e 194 
e. 79 e 197 
 
3. (Ufla-MG) Temos as seguintes configurações eletrônicas dos átomos A, B, C, D e E no estado 
fundamental: 
A – 1s2 2s2 
B – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 
C – 1s2 2s2 2p3 
D – 1s2 2s2 2p6 
E – 1s2 2s2 2p6 3s2 
É correto afirmar: 
a. O átomo que tem mais elétrons na última camada eletrônica é o D. 
b. O átomo C apresenta 3 camadas eletrônicas ocupadas. 
c. O átomo A tem o mesmo número de camadas eletrônicas que o átomo E. 
d. O átomo B tem 3 elétrons na última camada eletrônica. 
e. Os átomos A e E têm suas últimas camadas eletrônicas completas. 
 
4. (FMTM-MG) Sobre tabela periódica, um estudante formulou as proposições abaixo: 
 
I. Átomos de um mesmo período possuem o mesmo número de camadas ocupadas. 
II. Átomos de um mesmo período possuem o mesmo número de elétrons na camada de valência. 
III. Um átomo, cuja família é VIIIA ou 18, está classificado na tabela periódica como gás nobre. 
IV. Na tabela periódica atual, os elementos estão ordenados em ordem crescente de massa atômica. 
São corretas apenas as afirmações: 
a. I e II 
b. II e III 
c. I e III 
d. II e IV 
e. III e IV 
 
 
 
5. (Mackenzie-SP modificado) Baseando-se nas configurações eletrônicas em ordem crescente de energia 
dos elementos abaixo, assinale a alternativa correta. 
 
A. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2. 
B. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2. 
C. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p2. 
D. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f2. 
a. A e C pertencem ao mesmo subgrupo, mas estão em períodos diferentes. 
b. B e D são elementos de transição. 
c. C e D estão no mesmo período da tabela periódica. 
d. C é um gás nobre. 
e. A, B, C, D são todos metais alcalinos terrosos. 
 
6. Com relação ao elemento Germânio (Ge), no estado fundamental, é correto afirmar que: 
Dados: Z = 32 
 
a. Pertence ao bloco d da tabela periódica. 
b. Pertence ao grupo II A ou 2. 
c. Apresenta 4 elétrons na camada de valência. 
d. Apresenta um comportamento químico semelhante ao enxofre. 
e. Apresenta 3 camadas ou níveis de energia. 
 
7. (Efoa-MG) Considere as afirmativas abaixo: 
 
I. A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro no estado 
gasoso. 
II. A primeira energia de ionização do sódio é maior do que a do magnésio. 
III. Nos períodos da tabela periódica, o raio atômico sempre cresce com o número atômico. 
IV. A segunda energia de ionização de qualquer átomo é sempre maior do que a primeira. 
a. II e III. 
b. II e IV. 
c. I, II, III e IV. 
d. I e IV. 
e. I e II. 
 
8. (PUC-MG) Considere os elementos: B, Al, C e Si. Consultando uma tabela periódica, sobre eles é correto 
afirmar: 
 
a. O Al possui o maior caráter metálico. 
b. O B apresenta o maior raio atômico. 
c. O C é o átomo menos eletronegativo. 
d. O Si apresenta a maior energia de ionização. 
9. (UFSM-RS) Considerando as propriedades periódicas, indique a alternativa correta: 
 
a) Para elementos de um mesmo período, a primeira energia de ionização é sempre maior que a segunda. 
b) Com o aumento do número de camadas, o raio atômico, em um mesmo grupo, diminui. 
c) Para íons de elementos representativos, o número do grupo coincide com o número de elétrons que o átomo 
possui no último nível. 
d) Os elementos com caráter metálico acentuado possuem grande afinidade eletrônica. 
e) Para elementos de um mesmo grupo, o volume atômico aumenta com o aumento do número. 
10. (PUC-RS) Com relação à classificação periódica dos elementos, pode-se afirmar que o: 
 
a) hidrogênio é um metal alcalino localizado na 1ª coluna. 
b) nitrogênio é o elemento mais eletropositivo da 15ª coluna. 
c) sódio é o elemento mais eletronegativo do 3° período. 
d) mercúrio é um ametal líquido à temperatura ambiente. 
e) potássio tem maior raio atômico que o bromo. 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
Existe uma grande quantidade de substâncias na natureza e, isto se deve à capacidade de átomos iguais ou 
diferentes se combinarem entre si. Um grupo muito pequeno de átomos aparece na forma de átomos isolados, como os 
gases nobres. Se dois átomos se combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma ligação química. 
Toda ligação envolve o movimento de elétrons na camada mais externa (camada/nível de valência) dos átomos, 
mas nunca atinge o núcleo. 
As ligações químicas dependem da força de atração eletrostática existente entre cargas de sinais opostas e da 
tendência que os elétrons apresentam de formar pares. Deste modo para ocorrer uma ligação química é necessário que 
os átomos percam ou ganhem elétrons, ou, então, compartilhem seus elétrons de sua última camada. 
ESTABILIDADE DOS GASES NOBRES 
De todos os elementos químicos conhecidos, apenas 6, os gases nobres ou raros, são encontrados na natureza 
na forma de átomos isolados. Os demais se encontram sempre ligados uns aos outros, de diversas maneiras, nas mais 
diversas combinações. 
Os gases nobres são encontrados na natureza na forma de átomos isolados porque eles têm a última camada da 
eletrosfera completa, ou seja, com 8 elétrons. Mesmo o hélio, com 2 elétrons, está completo porque o nível K só permite, 
no máximo, 2 elétrons. 
Regra do Octeto – Os elementos químicos devem sempre conter 8 elétrons na última camada eletrônica ou 
camada de valência. Na camada K pode haver no máximo 2 elétrons. Desta forma os átomos ficam estáveis, com a 
configuração idêntica à dos gases nobres. 
Observe a distribuição eletrônica dos gases nobres na tabela a seguir: 
 
Nome Símbolo Z K L M N O P Q 
Hélio He 2 2 - - - - - - 
Neônio Ne 10 2 8 - - - - - 
Argônio Ar 18 2 8 8 - - - - 
Criptônio Kr 36 2 8 18 8 - - - 
Xenônio Xe 54 2 8 18 18 8 - - 
Radônio Rn 86 2 8 18 32 18 8 - 
 
A estabilidade dos gases nobres deve-se ao fato de que possuem a última camada completa, ou seja, com o 
número máximo de elétrons que essa camada pode conter, enquanto última. Os átomos dos demais elementos químicos, 
para ficarem estáveis, devem adquirir, através das ligações químicas, eletrosferas iguais às dos gases nobres. 
Há três tipos de ligações químicas: 
 Ligação Iônica – perda ou ganho de elétrons 
 Ligação Covalente – compartilhamento de elétrons 
 
 
 Ligação Metálica – átomos neutros e cátions mergulhados numa "nuvem" de elétrons 
 
 Ligação Iônica 
A ligação iônica é resultado da alteração entre íons de cargas elétricas contrárias (ânions e cátions). Esta ligação 
acontece, geralmente, entre os metais e não-metais. 
Essa ligação é caracterizada pela perda e/ou ganho de elétrons. 
 Metais – 1 a 3 elétrons na última camada; tendência a perder elétrons e formar cátions. Elementos mais 
eletropositivos ou menos eletronegativos. 
 Não-Metais – 5 a 7 elétrons na última camada; tendência a ganhar elétrons e formar ânions. Elementos mais 
eletronegativos ou menos eletropositivos. 
Então: 
METAL + NÃO-METAL → LIGAÇÃO IÔNICA 
Exemplo 1: Na e Cl 
Na (Z = 11) K = 2 L = 8 M = 1 
Cl (Z = 17) K = 2 L = 8 M = 7 
O Na “quer” doar 1 é → Na+ (cátion) 
O Cl “quer” receber 1 é → Cl- (ânion) 
Na+ + Cl – → NaCl 
 cátion ânion cloreto de sódio 
Exemplo 2: Mg e Cl 
Mg (Z = 12) K = 2 L = 8 M = 2 
Cl (Z = 17) K = 2 L = 8 M = 7 
O Mg “quer” doar 2 é → Mg2+ (cátion) 
O Cl “quer” receber 1 é → Cl- (ânion) 
Mg+2 + Cl-1 → MgCl2 
 cátion ânioncloreto de magnésio 
Exemplo 3: Al e O 
Al (Z = 13) K = 2 L = 8 M = 3 
O (Z = 8) K = 2 L = 6 
O Al “quer” doar 3 é → Al3+ (cátion) 
O O “quer” receber 2 é → O2- (ânion) 
Al+3 + O-2 → Al2O3 
 cátion ânion óxido de alumínio 
 Observação 1: As ligações iônicas formam compostos iônicos que são constituídos de cátions e ânions. Tais 
compostos iônicos formam-se de acordo com a capacidade de cada átomo de ganhar ou perder elétrons. Essa 
capacidade é a valência. 
 
 
 Observação 2: Pode-se utilizar a “Regra da Tesoura” para obter o produto/fórmula final: o cátion passará a ter 
o expoente do ânion (não-metal) e o ânion passará a ter o expoente do cátion (metal). 
 Observação 3: A fórmula final será chamada ‘íon-fórmula’. 
 Ligação Covalente 
A ligação covalente, geralmente é feita entre os não-metais e não metais, hidrogênio e não-metais e hidrogênio 
e hidrogênio. 
Essa ligação é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons. O hidrogênio possui um elétron na sua 
camada de valência. Para ficar idêntico ao gás nobre hélio com 2 elétrons na última camada ele precisa de mais um 
elétron, então, 2 átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons ficando estáveis. 
Exemplo: 
H (Z = 1) K = 1 
H – H → H2 
O traço representa o par de elétrons compartilhados. 
Nessa situação, tudo se passa como se cada átomo tivesse 2 elétrons em sua eletrosfera. Os elétrons pertencem 
ao mesmo tempo, aos dois átomos, ou seja, os dois átomos compartilham os 2 elétrons. A menor porção de uma 
substância resultante de ligação covalente é chamada de molécula. Então o H2 é uma molécula ou um composto 
molecular. Um composto é considerado composto molecular ou molécula quando possui apenas ligações covalentes 
Observe a ligação covalente entre dois átomos de cloro: 
 
 
 
Fórmula de Lewis ou Fórmula Eletrônica 
 
Cl – Cl 
Fórmula Estrutural 
Cl2 
Fórmula Molecular 
Conforme o número de elétrons que os átomos compartilham, eles podem ser denominados mono, bi, tri ou 
tetravalentes. 
A ligação covalente pode ocorrer também, entre átomos de diferentes elementos, por exemplo, a água. 
 
 
 
Fórmula de Lewis 
 
 
 
Fórmula Estrutural 
 
H2O 
Fórmula Molecular 
 
A água, no exemplo, faz três ligações covalentes, formando a molécula H2O. O oxigênio tem 6é na última 
camada e precisa de 2é para ficar estável. O hidrogênio tem 1 é e precisa de mais 1é para se estabilizar. Sobram ainda 
dois pares de elétrons sobre o átomo de oxigênio. 
A ligação covalente pode ser representada de várias formas. As fórmulas em que aparecem indicados pelos 
sinais “.” ou “x” são chamadas de fórmula de Lewis ou fórmula eletrônica. Quando os pares de elétrons são 
representados por traços (-), são chamamos de fórmula estrutural plana e mostram o número de ligações e quais os 
átomos estão ligados. A fórmula molecular é a mais simplificada, mostrando apenas quais e quantos átomos têm na 
molécula. Veja os modelos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela de alguns elementos com sua valência (covalência) e a sua representação: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Ligação Metálica 
 
Ligação metálica é a ligação entre metais e metais. Formam as chamadas ligas metálicas que são cada vez mais 
importantes para o nosso dia-a-dia. No estado sólido, os metais se agrupam de forma geometricamente ordenados 
formando as células, ou grades ou retículo cristalino. 
Uma amostra de metal é constituída por um grande número de células unitárias formadas por cátions desse 
metal. Na ligação entre átomos de um elemento metálico ocorre liberação parcial dos elétrons mais externos, com a 
consequente formação de cátions, que formam as células unitárias. Esses cátions têm suas cargas estabilizadas pelos 
elétrons que foram liberados e que ficam envolvendo a estrutura como uma nuvem eletrônica. São dotados de um certo 
movimento e, por isso, chamados de elétrons livres. Essa movimentação dos elétrons livres explica por que os metais 
são bons condutores elétricos e térmicos. 
A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo de elétrons levou à criação da Teoria da Nuvem 
Eletrônica ou Teoria do “Mar” de elétrons. Pode-se dizer que o metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, 
mergulhados numa nuvem ou “mar” de elétrons livres. Esta nuvem de elétrons funcionaria como a ligação metálica, que 
mantém os átomos unidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 São estas ligações e suas estruturas que os metais apresentam uma série de propriedades bem características, 
como por exemplo, o brilho metálico, a condutividade elétrica, o alto ponto de fusão e ebulição, a maleabilidade, a 
ductilidade, a alta densidade e a resistência a tração. 
As ligas metálicas são a união de dois ou mais metais ou de metais e não-metais, e têm mais aplicações do que 
os metais puros: 
 Bronze (cobre + estanho) – usado em estátuas, sinos 
 Aço comum (ferro + 0,1 a 0,8% de carbono) – com maior resistência à tração, é usado em construção, pontes, 
fogões, geladeiras. 
 Aço inoxidável (ferro + 0,1 de carbono + 18% de cromo + 8% de níquel) – não enferruja (diferente do ferro e 
do aço comum), é usado em vagões de metrô, fogões, pias e talheres. 
 Latão (cobre + zinco) – usado em armas e torneiras. 
 
 
 Ouro / em jóias (75% de ouro ou prata + 25% de cobre) – usado para fabricação de jóias. Utiliza-se 25% de 
cobre para o ouro 18K. E o ouro 24K é considerado ouro puro. 
As substâncias metálicas são representadas graficamente pelo símbolo do elemento. Exemplo: Fe, Cu, Na, Ag, 
Au, Ca, Hg, Mg, Cs, Li. 
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES / INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
Os sólidos iônicos estão unidos pela forte atração entre seus íons cátions e seus íons ânions; a maioria dos metais 
são sólidos a temperatura ambiente em função da ligação metálica, já as substâncias que tem ligações covalentes podem 
ser, em temperatura ambiente, sólidas, liquidas ou gasosas. Isso mostra que as interações entre estas moléculas podem 
ser maiores ou menores. 
Existem três tipos de interações intermoleculares e elas servem somente para as substâncias que possuem 
ligações covalentes. São elas: 
 Pontes de Hidrogênio ou Ligações de Hidrogênio 
 Forças dipolo-dipolo ou dipolo-permanente ou dipolar 
 Forças de London ou Forças de Van der Waals ou dipolo-induzido 
 
 Pontes de Hidrogênio ou Ligações de Hidrogênio 
 
É realizada sempre entre o hidrogênio e um átomo mais eletronegativo, como flúor, oxigênio e nitrogênio 
(FON). É característica de moléculas polares e as substâncias podem ser encontradas no estado sólido e liquido. É a 
ligação mais forte de todas, devido à alta eletropositividade do hidrogênio e à alta eletronegatividade do flúor, do 
oxigênio e do nitrogênio: de um lado, um átomo muito positivo e do outro, um átomo muito negativo. Isto faz com 
que a atração entre estes átomos seja muito forte. Por isso, em geral são sólidos ou líquidos. 
Exemplos: H2O, HF, NH3 
Uma consequência das pontes de hidrogênio que existem na água é a sua elevada tensão superficial dessa 
última. As moléculas que estão no interior do líquido atraem e são atraídas por todas as moléculas vizinhas, de tal 
modo que essas forças se equilibram. Já as moléculas da superfície só são atraídas pelas moléculas de baixo e dos 
lados. Consequentemente, elas se atraem mais fortemente e criam uma 
película parecida com uma película elástica na superfície da água. Este 
fenômeno ocorre com todos os líquidos, mas com a água, acontece mais 
intensamente. A tensão superficial explica alguns fenômenos, como por 
exemplo, o fato de alguns insetos caminharem sobre a água e também a forma 
esférica das suas gotas. 
 
 
 
 
 Forças Dipolo-Dipolo, Dipolo-Permanente ou Dipolar 
 
Ocorre em moléculas polares e segue o mesmo princípiodas pontes de hidrogênio (grande diferença de 
eletronegatividade), porém menos intensa. Quando a molécula é polar, há de um lado um átomo mais eletropositivo e 
do outro, um mais eletronegativo. Acontece de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se orienta 
na direção da extremidade positiva do dipolo de outra molécula. 
Assim: 
 
 
 
 
 
 
Exemplos: HCl, HBr, HI 
 
 Forças De London, Forças De Van der Waals ou Dipolo-Induzido 
 
É a interação mais fraca de todas e ocorre com moléculas apolares. Neste caso, não há atração eletrostática entre 
estas moléculas. Deveriam permanecer sempre isolados e é o que realmente acontece porque, em temperatura ambiente, 
estão no estado gasoso. São cerca de dez vezes mais fracas que as ligações dipolo-dipolo. 
A molécula mesmo sendo apolar, possui muitos elétrons, que se movimentam rapidamente. 
Porém, pode acontecer de, em um dado momento, uma molécula estar com mais elétrons de um lado do que do 
outro. Esta molécula estará, portanto, momentaneamente polarizada e por indução elétrica, irá provocar a polarização 
de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma fraca atração entre ambas. Esta atração é a Força de London. 
 
Exemplos: Cl2, CO2, H2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quadro-Resumo das propriedades físicas e os tipos de ligações: 
Tipo de substância Metálica Iônica Covalente polar Covalente apolar 
Partícula Átomos e cátions Íons Moléculas Moléculas 
Atração entre as 
partículas 
Por “elétrons livres” Atração 
eletrostática 
Pontes de hidrogênio ou 
dipolo-dipolo 
 Van der Waals 
Estado físico Sólido (exceto Hg) Sólido Líquido Gasoso 
PF e PE Alto Alto Baixo Muito baixo 
Condutividade 
elétrica 
Alta (sólidos e 
líquidos), sem atração 
da substância. 
Alta (fundidos ou 
em solução) 
Praticamente nula 
quando pura. Condutora 
quando em solução 
 
Nula 
Solubilidade em 
solventes comuns 
 
Insolúvel 
Solúvel em solvente 
polar 
Solúvel em solvente 
polar 
Solúvel em solvente 
apolar 
Dureza Dura, mas maleável e 
dúctil. 
Dura, porém 
quebradiça. 
 
- 
 
- 
 
EXERCÍCIOS: 
1. Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinos terrosos e dos halogênios adquirem configuração 
eletrônica de gases nobres quando, respectivamente, formam íons com números de carga: 
 
a. + 1 e – 1. 
b. – 1 e + 2. 
c. + 2 e – 1. 
d. – 2 e – 2. 
e. + 1 e – 2. 
 
2. Um átomo X apresenta 13 prótons e 14 nêutrons. A carga do íon estável formado a partir deste átomo 
será: 
 
a. – 2. 
b. – 1. 
c. + 1. 
d. + 2. 
e. + 3. 
 
3. Para adquirir configuração eletrônica de um gás nobre, o átomo de número atômico 16 deve: 
 
a. Perder dois elétrons. 
b. Receber seis elétrons. 
c. Perder quatro elétrons. 
d. Receber dois elétrons. 
e. Perder seis elétrons. 
 
4. Ao se transformar em íon estável, um átomo de magnésio e um átomo de oxigênio, respectivamente: 
 
a. Ganha e perde 1 elétron. 
b. Ganha e perde 2 elétrons. 
c. Ganha e perde 3 elétrons. 
d. Perde e ganha 1 elétron. 
e. Perde e ganha 2 elétrons. 
 
5. Dadas às afirmações: 
 
 
 
I. A camada de valência de um átomo é aquela onde se situam os elétrons que participam de uma associação 
com outro átomo. 
II. O número de elétrons na camada de valência de um átomo é igual ao número atômico. 
III. O átomo de oxigênio possui 6 elétrons na camada de valência. 
Dessas afirmações, APENAS: 
a. I é correta. 
b. II é correta. 
c. III é correta. 
d. I e III são corretas. 
e. II e III são corretas. 
 
6. Na classificação periódica, a família formada por elementos que originam cátions exclusivamente 
bivalentes é: 
 
a. 7 A. 
b. 6 A. 
c. 3 A. 
d. 2 A. 
e. 1 A. 
 
7. (UFRGS 2007) - Nas substâncias CO2, CaO, C e CsF, os tipos de ligações químicas predominantes são, 
respectivamente: 
 
a. Covalente, iônica, covalente e iônica 
b. Covalente, covalente, metálica e iônica. 
c. Iônica, covalente, covalente e covalente. 
d. Iônica, iônica, metálica e covalente. 
e. Covalente, covalente, covalente e iônica. 
 
8. (UFLA-2001) - O sal de cozinha (NaCl), o ácido clorídrico (HCl) e a glicose (C6H12O6) apresentam em 
suas estruturas, respectivamente, ligações do tipo: 
 
a. Iônica, iônica e iônica. 
b. Covalente, covalente e covalente. 
c. Metálica, covalente e covalente. 
d. Iônica, covalente e covalente. 
e. Iônica, metálica e covalente. 
 
9. Compostos de HF, NH3 e H2O apresentam pontos de fusão e ebulição maiores quando comparados 
com H2S e HCl, por exemplo, devido às: 
a. Forças de Van Der Waals. 
b. Forças de London. 
c. Pontes de hidrogênio. 
d. Interações eletrostáticas. 
e. Ligações iônicas. 
 
10. O CO2 no estado sólido (gelo seco) passa diretamente para o estado gasoso em condições ambiente; por 
outro lado, o gelo comum derrete nas mesmas condições em água líquida, a qual passa para o estado 
gasoso numa temperatura próxima a 100°C. Nas três mudanças de estados físicos, são rompidas, 
respectivamente: 
 
a. Ligações covalentes, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. 
b. Interações de Van der Waals, ligações iônicas e ligações iônicas. 
c. Interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e ligações covalentes. 
d. Interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. 
e. Interações de van der Waals, pontes de hidrogênio e interações de Van der Waals. 
 
11. A trimetilamina e a propilamina possuem exatamente a mesma 
massa molecular e, no entanto, pontos de ebulição (PE) 
diferentes: 
O tipo de força intermolecular que explica esse fato é: 
a. Ligação covalente apolar. 
b. Ligação covalente polar. 
c. Ligação iônica. 
d. Ligação de hidrogênio. 
e. Forças de Van der Waals. 
 
 
12. Percebeu-se que uma mistura entre gasolina e álcool (etanol) ao ser transferida para um funil de 
separação contendo água, teve seu volume reduzido. A observação pode ser explicada devido ao fato de: 
 
a. Substâncias apolares terem tendência a se dissolver bem em outras substâncias apolares. 
b. A gasolina, polar, ser miscível na água. 
c. O álcool e a água serem miscíveis, por terem afinidades intensificadas por pontes de hidrogênio 
intramoleculares. 
d. A gasolina, apolar, ser miscível na água. 
e. A água e o álcool interagirem basicamente através de forças de Van der Waals. 
 
13. Um estudante de química prepara uma solução diluída de sal de cozinha e água e depois a coloca para 
ferver. O professor pede que os alunos escrevam quais são os tipos de ligação intramoleculares (LA) da 
água e do sal, separadamente, e qual a força intermolecular (LE) é rompida quando a água passa do 
estado líquido para o estado de vapor, respectivamente: 
 
a. Covalente e iônica e Van der Waals 
b. Iônica e iônica e ponte de hidrogênio 
c. Covalente e covalente-dativa e Van der 
Waals 
d. Covalente e iônica e ponte de hidrogênio. 
e. Ponte de hidrogênio e covalente e iônica 
 
14. Usando a “regra da tesoura” apresente as fórmulas dos compostos formados pela reação dos elementos 
a seguir e indique se a ligação formada é iônica ou covalente. 
a. Íon Zn e Íon S 
b. Íon Ca e Íon F 
c. Íon Li e Íon Cl 
d. Íon Al e Íon O 
e. Íon H e íon sulfato 
f. Íon Na e íon nitrato 
g. Íon Ca e íon carbonato 
h. Íon amônio e Íon cloro 
i. Íon Sr e íon carbonato 
j. Íon Mg e Íon hidróxido 
15. Monte as fórmulas eletrônicas de Lewis para os compostos a seguir: 
a. H2O 
b. H2O2 
c. PCl3 
d. HCl 
e. CCl4 
f. H2S 
g. CF4 
 
 
 
 
 
GEOMETRIA MOLECULAR 
Um dos modos mais utilizados teoricamente para realizar a determinação da geometria molecular, ou seja, para 
descobrir a forma com que os átomos estão dispostos espacialmente em uma molécula, é pela teoria da repulsão dos 
pares eletrônicos, também conhecida como teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência 
(RPECV). 
Esse modelo considera as ligações covalentes que o átomo central realiza com os demais átomos como uma 
nuvem eletrônica.Cada par de elétrons disponível, ou 
seja, os elétrons do átomo central que não estão 
envolvidos em nenhuma ligação, também forma uma 
nuvem eletrônica. As nuvens eletrônicas repelem-se, 
pois são formadas de elétrons que possuem carga 
negativa (cargas iguais repelem-se). Desse modo, os 
átomos afastam-se e é definida a geometria da 
molécula. 
Uma analogia bastante simples para 
visualizar a repulsão entre as nuvens eletrônicas é 
considerar cada nuvem como se fosse um balão: 
 
Imagine dois ou mais balões amarrados 
e que o nó no centro representa o átomo central. 
Ao fazer isso, você perceberá que os balões se 
afastarão o máximo possível, porque é como se 
um empurrasse o outro. O mesmo ocorre com 
as nuvens eletrônicas dos átomos, que os 
afastam para que adquiram a disposição 
espacial mais estável. 
 
Assim, para que se consiga determinar a geometria de uma molécula, basta fazer o seguinte: 
1. Escreva a fórmula eletrônica de Lewis (mostrada no texto Ligação Covalente), na qual são escritos os 
símbolos dos elementos químicos e os elétrons da camada de valência ao seu redor (como “pontinhos”), 
e determine qual é o átomo central (átomo menos eletronegativo). Os pares de elétrons compartilhados e 
disponíveis devem ficar o mais distante possível uns dos outros; 
2. Determine o número de coordenação total (NCT). 
Observação: NCT = PL + PNL, onde: PL (Par de elétrons ligantes) e PNL 
(Par de elétrons não ligantes) 
 
 
 
Exemplo: H2O 
NCT = 2 + 2 = 4 
 
Atenção! 
Essa determinação não é realizada para moléculas diatômicas, ou seja, aquelas formadas somente por dois átomos (HCl, 
HBr, H2, O2, CO, etc), porque toda molécula diatômica é linear (ângulo de 180º). 
 
3. Repulsão de pares eletrônicos: 
PNL-PNL > PNL-PL > PL-PL 
4. Repulsão quanto aos ângulos: 
5. 90° > 120° > 180° 
6. Inicialmente considerar somente as repulsões a 90°. 
7. Optar pela geometria onde a repulsão entre os pares eletrônicos não ligantes seja a maior possível. 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/geometria-molecular.htm
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ligacao-covalente.htm
 
 
8. Cada ligação dupla ou tripla é contada como uma única ligação. 
 
 
Atenção! 
Os pares eletrônicos da camada de valência de um átomo tendem a se orientar de maneira que sua energia total seja 
mínima. Isto significa que eles ficam tão próximos quanto possível do núcleo e ao mesmo tempo ficam o mais afastados 
possível entre si, a fim de minimizar as repulsões inter-eletrônicas. 
 
ARRANJO GEOMÉTRICO 
 
 
NCT PL PNL Geometria Ângulo das ligações Exemplo Imagem 
2 2 0 Linear 180° CO2 
 
3 3 0 Trigonal plana 120° BF3 
 
3 2 1 Angular 120° (119°) SO2 
 
4 4 0 Tetraédrica 109.5° CH4 
 
4 3 1 Piramidal 109.5° (107.5°) NH3 
 
4 2 2 Angular 109.5° (104.5°) H2O 
 
5 5 0 Bipiramidal trigonal 90°, 120° PCl5 
 
5 4 1 Gangorra 
180°, 120° (173.1°, 
101.6°) 
SF4 
 
5 3 2 Forma de T 90°, 180° (87.5°, < 180°) ClF3 
 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Di%C3%B3xido_de_carbono
https://pt.wikipedia.org/wiki/Trifluoreto_de_boro
https://pt.wikipedia.org/wiki/Di%C3%B3xido_de_enxofre
https://pt.wikipedia.org/wiki/Metano
https://pt.wikipedia.org/wiki/Am%C3%B4nia
https://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81gua
https://pt.wikipedia.org/wiki/Pentacloreto_de_f%C3%B3sforo
https://pt.wikipedia.org/wiki/Tetrafluoreto_de_enxofre
https://pt.wikipedia.org/wiki/Trifluoreto_de_cloro
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Linear-3D-balls.png
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Trigonal-3D-balls.png
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Bent-3D-balls.png
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:AX4E0-3D-balls.png
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:AX3E1-3D-balls.png
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Bent-3D-balls.png
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Trigonal-bipyramidal-3D-balls.png
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:AX4E1-3D-balls.png
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:AX3E2-3D-balls.png
 
 
NCT PL PNL Geometria Ângulo das ligações Exemplo Imagem 
5 2 3 Linear 180° XeF2 
 
6 6 0 Octaédrica 90° SF6 
 
6 5 1 Piramidal quadrada 90° (84.8°) BrF5 
 
6 4 2 Quadrada plana 90° XeF4 
 
7 7 0 
Bipiramidal 
pentagonal 
90°, 72° IF7 
 
 
EXERCÍCIOS: 
1. (PUC-MG-2002) Um elemento X (Z = 1) combina com Y (Z = 7). O composto formado tem, 
respectivamente, fórmula molecular e forma geométrica: 
 
a) XY3: trigonal 
b) X3Y: angular 
c) YX3: piramidal 
d) YX: linear 
 
2. (PUC - RJ-2008) De acordo com a Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência, os 
pares de elétrons em torno de um átomo central se repelem e se orientam para o maior afastamento 
angular possível. Considere que os pares de elétrons em torno do átomo central podem ser uma ligação 
covalente (simples, dupla ou tripla) ou simplesmente um par de elétrons livres (sem ligação). Com base 
nessa teoria, é correto afirmar que a geometria molecular do dióxido de carbono (CO2) é: 
 
a) trigonal plana. 
b) piramidal. 
c) angular. 
d) linear. 
e) tetraédrica 
 
3. (PUC-MG-2001) A luz azulada que brilha e se movimenta, vista às vezes em pântanos e cemitérios, 
resulta da inflamação espontânea da fosfina (PH3) e outros gases liberados de matéria orgânica em 
decomposição. A molécula da fosfina (PH3) apresenta geometria molecular: 
a. Angular 
b. Trigonal plana 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Hexafluoreto_de_enxofre
https://pt.wikipedia.org/wiki/Pentafluoreto_de_bromo
https://pt.wikipedia.org/wiki/Heptafluoreto_de_iodo
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:AX2E3-3D-balls.png
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:AX6E0-3D-balls.png
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:AX5E1-3D-balls.png
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Square-planar-3D-balls.png
https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Pentagonal-bipyramidal-3D-balls.png
 
 
c. Piramidal 
d. Linear 
 
4. (ITA-2006 Considere as seguintes espécies no estado gasoso: BF3, BrF3, NF3 KrF4 e BrF5. Para cada 
uma delas, qual é o nome da geometria molecular? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. (ITA-2003) Escreva a estrutura de Lewis para cada uma das moléculas abaixo, prevendo a geometria 
molecular (incluindo os ângulos de ligação) de cada uma. 
 
a) XeOF4 
b) XeOF2 
c) XeO4 
d) XeF4 
 
6. Escreva as fórmulas eletrônicas de Lewis, a quantidade de nuvens eletrônicas (elétrons) ao redor do 
átomo central, quantos átomos estão ligados ao átomo central e, por fim, a geometria molecular dos 
seguintes compostos: 
a. HBr 
b. H2S 
c. H2 
d. O2 
e. CO 
f. BeCl2 
g. SO2 
h. BF3 
i. H2O 
j. NH3 
k. CH4 
l. ClO3- 
m. NO3- 
n. ClO2- 
o. NO2- 
p. SO42- 
 
7. (UEM – PR) Considerando a molécula de amônia, assinale a alternativa correta. 
a. A geometria molecular corresponde a um tetraedro regular. 
b. O átomo de nitrogênio e dois átomos de hidrogênio ocupam os vértices de um triângulo equilátero. 
c. O centro da pirâmide formada pelos átomos de nitrogênio e pelos átomos de hidrogênio é ocupado pelo 
par de elétrons livres. 
d. Os átomos de hidrogênio ocupam os vértices de um triângulo equilátero. 
e. As arestas da pirâmide formada pelos átomos de nitrogênio e pelos átomos de hidrogênio correspondem a 
ligações iônicas. 
 
 
 
QUÍMICA INORGÂNICA 
A Química Inorgânica foi definida pela primeira vez pelo químico sueco Torbern Olof Bergman, no ano de 
1777, como sendo a parte da Química que estuda os compostos originados no reino mineral. Essa definição foi 
proposta juntamente à definição de Química Orgânica (química que estuda as sustâncias originadas nos seres vivos) 
com o objetivo de distinguir os compostos orgânicos dos inorgânicos. 
A definição atual de Química inorgânica é: 
“Ramo da Química que estuda os compostos inorgânicos, os quais não apresentam na sua constituição 
obrigatoriamente os elementos químicos carbono (formando encadeamentos) e hidrogênio.” 
Os compostos inorgânicos apresentam, em sua maioria, algumas importantes características, como o fato de 
serem iônicos (com exceção dos ácidos