Apostila de Química Ensino Médio

•

Gustavo Klug Tenente Aviador Etec

Mariana Nogueira

12.02.2020

E aí, curtiu este material?

Ajude a incentivar outros estudantes a melhorar o conteúdo

Gostou desse material? Compartilhe! 🧡

Química

186.811 Materiais compartilhados

Baixe o app para aproveitar ainda mais

Leia os materiais offline, sem usar a internet. Além de vários outros recursos!

Prévia do material em texto

Ensino Fundamental e Médio EaD
PORTARIA de CREDENCIAMENTO
209/2007 e 159/2012
Química
Ensino Médio
e-mail: secretaria@ciadeensino.com.br - Fone: (51) 3556-4596
2

Querido aluno,

nessaapostilaestudaremos a Química que é uma ciência experimenta, cujos reflexos se percebem, através de distintas maneiras
em nossa vida cotidiana. Essa grande ciência está presente ativamente em vários setores de nossa modernidade, podendo estar
relacionada a outras áreas de conhecimento.

Essa ciência está presente em praticamente tudo que aproveitamos para viver: combustíveis, plásticos, tintas, saúde, alimentos,
petroquímica, corantes, adesivos, bebidas, materiais de limpeza, etc. Sabendo aproveitá-la do melhor modo possível, nos trará
grandes benefícios, como o aperfeiçoamento dos confortos humanos, declínio do número de mortes devido a evolução da
medicina. Mas, também, há o lado contrário, por exemplo, a extração inadequada das substâncias químicas existentes na
natureza, armas biológicas, lixo químico e práticas visando somente interesses políticos e econômicos, sem se preocupar com
efeitos indesejáveis e prejudiciais, que poderão ocasionar o desequilíbrio da natureza.

Haverá palavras que talvez sejam estranhas a você. Então, sugiro que verifique em livros ou internet o significado das mesmas,
facilitando, assim, seu entendimento.

Apenas gostaríamos de lembrá-lo sobre alguns pontos importantes:
_ Você é um estudante de EaD (Ensino a Distância) e isso significa que 80% dos estudos são feitos em sua própria casa, em
horários que você escolherá;
_ Os outros 20% serão em aulas presenciais, nas quais você poderá tirar todas as dúvidas e obter mais informações com seu
professor;
_ Por isso, é fundamental que você venha para as aulas com seu material lido e os exercícios resolvidos;
_ Não se esqueça de ler todos os capítulos com muita atenção, fazer anotações e praticar com os exercícios, isso lhe habilitará a
compreender o conteúdo e partir para a etapa final do Ensino Fundamental!

Nós estamos aqui para ajudá-lo em tudo que for necessário e desejamos um ótimo estudo!

Equipe Cia de Ensino.

Produção: Colégio Cia de Ensino
Todos os direitos reservados. Não é permitido reproduzir.
Este material foi elaborado pela professora Gabriela Corrêa da equipe de Química e Biologia do Colégio Cia de
Ensino. O processamento do mesmo se deu pelo software PDF Creator © em uma licença “fairplay” (livre).
Todas as imagens utilizadas neste material são de livre distribuição e suas fontes estão especificadas abaixo das
mesmas. As imagens sem especificação foram retiradas do banco de imagens do programa Word ©, plataforma
Windows © e/ou elaboradas pela equipe da instituição.

SUMÁRIO
MÓDULO II
UNIDADE I
1 ESTRUTURAS ATÔMICAS................................................................................................................................................7
1.1 MATÉRIA E ENERGIA: um mundo em transformação................................................................................................7
1.2 CORPO E OBJETO........................................................................................................................................................9
1.3 ENERGIA....................................................................................................................................................................9
1.4 ÁTOMO.................................................................................................................................................................... .9
1.5 MOLÉCULAS..............................................................................................................................................................13
1.6 SUBSTÂNCIAS............................................................................................................................................................14
1.7 ESTADO FÍSICO DA MATÉRIA.....................................................................................................................................16
1.8 MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO..................................................................................................................................17
1.9 MISTURAS..................................................................................................................................................................18
EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................22
UNIDADE II
2 TABELA PERIÓDICA.......................................................................................................................................................25
2.1 HISTÓRICO DA CONSTRUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA..............................................................................................25
2.2 A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA MODERNA..................................................................................................................26
2.3 ELEMENTOS QUÍMICOS E SEUS SÍMBOLOS...............................................................................................................27
EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................31
UNIDADE III
3 OS ESTADOS ENERGÉTICOS DOS ELÉTRONS.................................................................................................................32
3.1 NÚMEROS QUÂNTICOS.............................................................................................................................................32
3.2 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NOS ORBITAIS...............................................................................................................33
EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................35
UNIDADE IV
4 LIGAÇÕES QUÍMICAS....................................................................................................................................................37
4.1 LIGAÇÃO COVALENTE................................................................................................................................................37
4.2 LIGAÇÃO IÔNICA.......................................................................................................................................................38
4.3 LIGAÇÃO METÁLICA..................................................................................................................................................41
EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................41
UNIDADE V
5 REAÇÕES QUÍMICAS.....................................................................................................................................................43
5.1 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS...........................................................................................................44
5.2 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS..................................................................................................................................44
5.3 MOL – A quantidade de matéria...............................................................................................................................45
5.4 MASSA MOLECULAR (MM) E MASSA FÓRMULA (MF).............................................................................................47
5.5 REAÇÕES NUCLEARES................................................................................................................................................51EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................53

Módulo III
UNIDADE VI

6 FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA...........................................................................................................................56
6.1 ÁCIDOS......................................................................................................................................................................56
6.2 BASES........................................................................................................................................................................59
6.3 ÓXIDOS......................................................................................................................................................................61
6.4 SAIS............................................................................................................................................................................63
6.5 INDICADORES ÁCIDO-BASE E pH...............................................................................................................................65
EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................66

UNIDADE VII
7 FUNÇÕES DA QUÍMICA ORGÂNICA..............................................................................................................................69
7.1 INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA.......................................................................................................................69
7.2 O ÁTOMO DE CARBONO...........................................................................................................................................70
7.3 POSTULADOS DO CARBONO.....................................................................................................................................71
7.4 TIPOS DE LIGAÇÕES ENTRE OS ÁTOMOS DE CARBONO............................................................................................72
7.5 CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS......................................................................................................74
7.6 NOMENCLATURA IUPAC............................................................................................................................................77
7.7 FUNÇÃO HIDROCARBONETOS E OXIGENADAS (ALCOÓIS).......................................................................................78
7.8 A PRESENÇA DOS ALCANOS EM NOSSA VIDA...........................................................................................................83
7.9 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS EM QUÍMICA ORGÂNICA..........................................................................................91
7.10 OS COMPOSTOS ORGÂNICOS NOS ORGANISMOS VIVOS.......................................................................................95
EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................98

Módulo II

ESTRUTURA ATÔMICA, TABELA PERIÓDICA,
LIGAÇÕES E REAÇÕES QUÍMICAS

“Na Natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.
Antoine Lavoisier

7
UNIDADE I

1 ESTRUTURAS ATÔMICAS

1.1 MATÉRIA E ENERGIA: um mundo em transformação

Hoje, quando se fala ou pensamos em química, a primeira ideia que costuma vir à mente é a de um laboratório, onde
são realizadas experimentos com reações químicas complexas. Isso de fato existe, mas como aprendemos no módulo
IV ou 8ª série / 9º ano em ciências do Ensino Fundamental, à maioria das reações químicas ocorre de forma natural e
constante na natureza, basta observarmos.

Na natureza acontecem varias transformações, como: a fotossíntese, processo por meio do qual as plantas
sintetizam alimentos orgânicos e liberam gás Oxigênio (O2) na atmosfera; a formação dos minerais, por
transformações do magma vulcânico, é uma sucessão de reações químicas complexas; a transformação das rochas
em solo também depende de transformações químicas; e as transformações das células e seus componentes
químicos em seres vivos através das reações químicas que absorvem e libera energia química para a construção e
metabolismo do nosso corpo.
Na realidade, sugere-se que o universo tenha sido
formado por uma poderosa reação química que originou
uma grande explosão “o big-bang” por volta de 16
bilhões de anos atrás, que continua se transformando ao
longo do tempo através de numerosas reações químicas.
Por tanto, a química é tudo que existe.
Todas essas transformações que relatamos ocorrem
porque as plantas, os minerais, o solo, os seres vivos são:
matéria em forma de energia.

Vamos expor o conceito de matéria:

MATÉRIA: é tudo aquilo que ocupa espaço, tem massa e é formado por átomos.

Figura 1. Exemplos de transformações da natureza. Fontes: Disponível em
<onossoplaneta.blogs.sapo>;<nucleoambientaljoseantoniosimas.wordpress.com>; <pregadorjerson.blogspot.com> (modificado –equipe Cia. de Ensino, 2013).
Figura 2. Representação da explosão do Big-Bang. Fontes: Disponível em
<luizaalvesoliveira.blogspot.com>
8
Não são exemplos de matéria o calor, as cores, o amor, as ideias e os sonhos.
A matéria tem massa, sendo assim, tem peso. Para definir essas duas grandezas, vamos analisar o exemplo de um
livro em cima de uma mesa. Por exemplo, se empurrarmos um livro de cima de uma mesa, estaremos realizando
força sobre o livro. Se a força que aplicarmos for maior que a massa do livro, ele cairá no chão. O livro cairá no chão
devido à força gravitacional que atrai a massa desse livro para o centro da terra. Isso explica por que todos os corpos
caem na direção vertical. A não ser, que tenha sido jogada em alguma direção.

A massa de uma matéria pode ser determinada pela medida do peso:

Você já deve ter se pesado em uma balança para verificar seu peso
em quilogramas (Kg)?
Você tem certa quantidade de quilogramas (Kg) por possuir massa,
desta maneira, você ocupa espaço, então, somos matéria.

A balança indica uma pesagem de sua massa corpórea porque há uma força atraindo o seu corpo para baixo: a força
da atração gravitacional. A Massaé a medida de quantidade de matéria e o Peso é à força de atração gravitacional
entre o centro gravitacional de uma corpo e o centro da terra.
O termo massa é usado para comparar matérias. Assim, uma motocicleta tem massa maior
que o livro, um ovo de galinha tem massa maior que um ovo de codorna e um balão cheio de
água têm massa maior que um balão cheio de ar (que também é matéria, pois é constituído
de átomos).

Sistema Internacional de Medidas:
O Brasil é signatário do Sistema Internacional de Medidas, sendo assim, a unidade que adotaremos será grama, seus
múltiplos e submúltiplos. Portanto, a massa é a quantidade de matéria medida em gramas (g), quilogramas (Kg),
miligramas (mg), toneladas (1000 kg), etc.
Figura 3. Força da gravidade sobre em um livro. Fonte: Disponível em
<www.chegg.com>; <thebookonthetablered.blogspot.com>(modificado – equipe Cia.
de Ensino, 2013).
Figura 4. Representação da medida de peso do corpo por quilogramas em uma balança. Fonte: Disponível em

Figura 5. Atração gravitacional da terra. Fonte: Disponível em
<cvo-nonoano.blogspot.com>
9
Massa:
UNIDADE DE MEDIDA REPRESENTAÇÃO RELAÇÃO
Quilograma Kg 1 Kg = 1000 g
Grama g 1 g = 1000 mg
Miligrama mg 1 mg = 0,01 g

1.2 CORPO E OBJETO

A matéria pode ser apresentada de duas formas
diferentes e distintas: corpo e objeto. Com um pedaço de
mármore, um escultor faz uma estátua. Com uma barrade ouro, um ourives faz uma joia. O mármore e a barra de
ouro são exemplos de corpos. A estátua e a joia são
exemplos de objetos. Desta forma, podemos definir que
corpo é qualquer porção limitada da matéria e objeto é
uma porção limitada de matéria quer por sua forma
especial ou por sua utilidade.

Ouro  barra de ouro  anel
(matéria) (corpo) (objeto)

1.3 ENERGIA
É a capacidade de realizar trabalho.Entende-se por trabalho o movimento da matéria contra uma força que se opõe
ao seu movimento. Assim, tudo que tem capacidade de movimentar a matéria possui energia.

1.4 ÁTOMO

Átomo é uma unidade básica de matéria que consiste num núcleo central
(prótons e nêutrons) envolto por uma nuvem de elétrons de carga negativa. Os
átomos diferem entre si pelo número de prótons, nêutrons e elétrons que
possuem.
Figura 6. Exemplos de corpo e objeto. Fonte: Disponível em
<www.papeldeparede.etc.br>; <www.antiquibraga.com>;
<www.grupomodular.com.br>; <proezasalquimicas.blogspot.com>(modificado –
equipe Cia. de Ensino, 2013).
Madeira – Árvore (matéria)
Rocha (matéria)
OBJETOS CORPOS
10
1.4.1 Átomos dos Gregos

Demócrito de Abdera (420 a.C.) e Leucipo (450 a. C.) já afirmavam que a matéria era constituída de pequenas
partículas, que denominaram átomo. O átomo dos Gregos era um modelo filosófico e sem base experimental. Não
tinha forma definida e não apresentava núcleo.

1.4.2 Evolução dos modelos atômicos
Modelo atômico de Dalton (“modelo da bola de gude”): o primeiro cientista que retomou a teoria de Demócrito e
Leucipo foi John Dalton (1766-1844), no ano de 1803. Baseado em experiências e nas leis ponderais de Proust (Lei
das proporções constantes) e de Lavoisier (Lei de conservação das massas), ele estabeleceu o primeiro modelo
atômico, que dizia sucintamente o seguinte:
“Toda matéria é formada por átomos, que são partículas maciças, esféricas e indivisíveis, e um átomo de um
elemento se diferencia do outro somente pela mudança nos tamanhos e nas massas.”
Lei de Lavoisier ou Lei de Conservação da Matéria (1774):
Lavoisier efetuou diversas experiências observando processos de combustão (queima), os quais foram
cuidadosamente elaborados.
Observou que se as massas de todas as substâncias químicas envolvidas numa reação química fossem consideradas,
no balanço final, não haveria perda ou ganho de massa.

“Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.

 Lei de Proust ou Lei das Proporções Definidas (1797):
 Lei das Proporções Constantes
“Uma substância pura, qualquer que seja sua origem, é sempre formada pela mesma composição em massa”.

Modelo atômico de Thomson (“modelo do pudim de passas”): com o estudo das características elétricas da
matéria, J.J.Thomson (1856-1940) realizou em 1887 um experimento com um feixe de raios catódicos e descobriu
partículas negativas que eram atraídas pelo polo positivo de um campo elétrico externo.
Dessa forma, ele concluiu que o átomo deveria conter uma partícula subatômica negativa, denominada de elétron.
Assim, caiu por terra a teoria de Dalton de que o átomo seria indivisível. Seu modelo atômico foi o seguinte:
“O átomo é uma esfera de carga elétrica positiva, não maciça, incrustada de elétrons (negativos), de modo que sua
carga elétrica total é nula”.
Modelo atômico de Rutherford (“modelo do sistema solar”): com a descoberta da radioatividade, as pesquisas
sobre a constituição da matéria puderam ser mais exploradas. Ernest Rutherford (1871-1937) realizou em 1911 um
experimento com partículas alfa (α), com o objetivo de verificar se os átomos realmente eram maciços. Ao final do
experimento, os resultados obtidos mostraram que o átomo contém imensos espaços vazios e um núcleo positivo,
onde ficavam os prótons (partículas subatômicas positivas). Portanto, o modelo de Rutherford é pronunciado assim:

Figura 8. Modelo atômico de Rutherford. Fonte: Disponível em <http://fizikapress.files.wordpress.com/2013/03/rade1.jpg>

“O átomo é constituído de duas regiões distintas: um núcleo ou região central que contém praticamente toda a
massa do átomo e apresenta carga positiva; e uma eletrosfera, isto é, uma região ao redor do núcleo, onde os
elétrons giram em órbitas circulares”.
Com a descoberta da terceira partícula subatômica, o modelo de Rutherford passou a incluir os nêutrons (partículas
sem carga elétrica) no núcleo.
Modelo atômico de Rutherford-Böhr: se o átomo fosse como Rutherford propunha, os elétrons adquiririam um
movimento em espiral e colidiriam com as partículas positivas do núcleo, além disso, eles perderiam energia em
forma de radiação. Assim, em 1913 foi criado um novo modelo atômico pelo Químico Niels Böhr (1885-1962), que,
apesar de revolucionário, mantinha as principais características do modelo de Rutherford. De maneira que este
modelo passou a ser chamado de modelo atômico de Rutherford-Böhr e enunciava:
12

“O átomo pode ser representado de forma que as órbitas permitidas para os elétrons tenham relação com os
diferentes níveis de energia e, ainda, com as respectivas raias presentes no espectro característico de cada elemento
químico.”
Desse modo, cada órbita circular permitida para os elétrons possuem energias diferentes, constantes e
determinadas; sendo denominadas de níveis de energia.

Figura 9. Modelo atômico de Rutherford-Böhr. Fonte: Disponível em <crv.educacao.mg.gov.br; www.alunosonline.com.br>
Ainda:
 Explica pelo fato de que os elétrons, em seus átomos, absorvem energia
elétrica e depois a liberam na forma de luz. Cada elemento químico tem
um espectro característico de frequência, como uma impressão digital
deste elemento. Cada elemento só absorve e emite radiação
eletromagnética em suas frequências características.

Figura 10.Três possíveis saltos do elétron do elemento Hidrogênioe liberaçãode luz explicado
pelo modelo atômico de Rutherford-Böhr . Fonte: Disponível em <quimicozinhos.blogspot.com>

 Deduziu que um átomo tem um conjunto de energia disponível para seus elétrons, isto é, a energia de um
elétron em um átomo é quantizada.
 Esse conjunto de energias quantizadas mais tarde foi chamado de níveis de energia.
 Com essas conclusões Bohr aperfeiçoou o modelo atômico de Rutherford e chegou ao modelo do átomo
como sistema planetário, onde os elétrons se organizam na eletrosfera na forma de camadas.
 Quando se fornece energia a um elétron, ele salta de uma órbita para outra
(transitória) mais externa. A energia absorvida é chamada de FÓTON.

Figura 11. Transitória de elétrons de uma orbita para outra, sendo a energia absorvida chamada de fóton.
Fonte: Disponível em <quimicozinhos.blogspot.com>
13
Então:

CARGAS OPOSTAS SE ATRAEM!
Os elétrons devem possuir algum tipo de movimento que neutraliza a atração para o núcleo, ou seja, impedindo que
os elétrons caiam no núcleo.

Resumo:

Figura 12. Quadro resumido sobre a evolução dos modelos atômicos. Fonte: Disponível em <ebah.com.br>
1.5MOLÉCULAS

Como vimos anteriormente, toda a matéria é formada por pequenas unidades chamadas átomos.Os átomos, por sua
vez, reúnem-se em grupos denominados moléculas. No caso da molécula água, por exemplo, as moléculas são
formadas por dois átomos do elemento Hidrogênio (H) e um átomo do elemento Oxigênio (O). Veja a representação
abaixo:

Num copo de água, tanto no estado sólido como no
estado líquido, existe um número grande de moléculas
de água.
Elas estarão presentes nesse recipiente sempre na
proporção fixa de um Oxigênio para dois Hidrogênios. Molécula de água
Figura 13. Água. Fonte: Disponível em
<www.kareninefernandes.com>(modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).
14
Veja algumas propriedades da água e dos elementos que a constituem:
Hidrogênio (H): é um gás incolor e combustível;
Oxigênio (O): é um gás incolor e comburente(alimenta a combustão);
Água (H2O): é um líquido incolor e não-combustível.

A água, portanto, tem propriedades independentes dos elementos que o constituem. Essas propriedades aparecem
num balde, num rio, numa gota ou numa simples molécula. Mas se dividirmos essa molécula nos seus elementos
constituintes (Hidrogênio e Oxigênio), as propriedades desaparecem.

Resumo:
Elemento Químico é um conjunto de átomo caracterizado por um
determinado número atômico.
Molécula é o conjunto de dois ou mais átomos, sendo a menor parte
da substância que mantém as suas características. As moléculas são
representadas por fórmulas (conjuntos de número e símbolos).
Substância é uma quantidade qualquer de moléculas iguais ou
diferentes.

1.6SUBSTÂNCIAS

Os elementos químicos podem permanecer isolados, mas também podem se reunir das mais variadasmaneiras,
formando uma infinidade de agrupamentos diferentes, que podem ser moléculas ou aglomerados de íons (átomos
ou grupos de átomos com carga elétrica). Cada molécula passa, então, a representar uma substância pura bem
definida. Cada substância, por sua vez, é representada por uma abreviação denominada fórmula.

Vamos considerar novamente o exemplo da água. Hoje, sabemos que a água é formada por moléculas, onde estão
reunidos um átomo de Oxigênio com dois átomos de Hidrogênio. Como decorrência, a fórmula da água será H2O,
onde aparecem os símbolos do Hidrogênio e do Oxigênio, além do índice 2, que indica a presença de dois átomos de
Hidrogênio na molécula de água. Veja outros exemplos:

Figura15. Exemplos de fórmulas de substâncias.Fonte: Disponível em <ensinodequimica.wordpress.com>(modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).
Quanto a composição, podemos classificar as substâncias em simples e compostas.
Figura 14. Representação da molécula de água. Fonte:
Gabriela Corrêa – equipe Cia. de Ensino, 2013.
Oxigênio (O2) Dióxido de Carbono (CO2)

15
1.6.1 Substâncias simples

As substâncias simples caracterizam-se por apresentar apenas um elemento, cujos átomos podem estar agrupados
em moléculas ou isolados. O nome das substâncias simples é frequentemente o mesmo do elemento que a forma,
por exemplo, gás Hidrogênio, gás Oxigênio e o gás Cloro.

Figura 16. Exemplos de substâncias simples.Fonte: Gabriela Corrêa - Equipe Cia. de Ensino, 2013.

Há casos em que um mesmo elemento pode aparecer na forma
de mais de uma substância simples. Esse fenômeno chama-se
ALOTROPIA. É o caso do gás Oxigênio (O2) e gás Ozônio (O3). O
grafite e o diamante são variedades alotrópicas do mesmo
elemento: Carbono.

Figura 16. Variedades alotrópicas do Carbono.Fonte: Disponível em
<http://www.mmm.org.br/media/usuarios/511/imagens/carb6.jp>g (Modificado - Equipe Cia. de
Ensino, 2013.

1.6.2 Substâncias compostas

São formadas por mais de um elemento
químico. Dessa forma, encontramos em
suas moléculas átomos diferentes.

Figura 17. Exemplos de substâncias compostas.Fonte:
Disponível em www.colegioweb.com.br>
16
1.6.3 Substâncias puras

Quando uma porção de matéria é formada por apenas um tipo de substância.
1.7 ESTADO FÍSICO DA MATÉRIA
Toda matéria é constituída de pequenas partículas e, dependendo do maior ou menor grau de agregação entre elas,
pode ser encontrada em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. Cada um dos três estados de agregação
apresenta características próprias, como o volume, a densidade e a forma, que podem ser alteradas pela variação de
temperatura (aquecimento ou resfriamento) e/ou pressão.
Quando uma substância muda de estado, sofre alterações nas suas características macroscópicas (volume, forma
etc.) e microscópicas (arranjo das partículas), não havendo, contudo, alteração em sua composição. Os arranjos das
partículas estão ligados a três fatores que determinam a distância entre as moléculas:

a.força de coesão: são aquelas que fazem as moléculas se aproximarem umas das
outras.

b.força de repulsão: são aquelas que fazem as moléculas se afastarem umas das
outras.

c.vibração: além de se deslocarem no espaço, as moléculas estão sempre num
contínuo movimento de vibração. Quanto maior é a temperatura, maior é a velocidade
de deslocamento e de vibração.

Cada um desses fatores citados predomina de acordo com o estado no qual se encontra a substância:

SÓLIDO:

Considere um cubo de gelo. Neste estado, as moléculas estão muito próximas e não se
deslocam. Possuem, porém um movimento de vibração em torno de um ponto.
O gelo, como muitos outros sólidos, possui forma e volume constante.

Figura 18.a. força de coesão; b. força de repulsão; c. vibração
Fonte: Gabriela Corrêa – equipe Cia. de Ensino, 2013.
a.
b.
c.
Figura 19. Estado sólido da água. Fonte: Disponível em <kidscorner.org>(modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).

17
LÍQUIDO:
No estado líquido as forças de repulsão são pouco maiores que no sólido. As moléculas
estão mais afastadas e além, de vibrarem, também se deslocam. A forma é variada e o
volume ocupado pelas substâncias nesse estado é constante, ou seja, a forma líquida
varia de acordo com o recipiente que o contém.

GASOSO:

Nesse estado, o movimento das moléculas é bem maior do que no
estado sólido e no líquido. Encontram-se muito afastadas umas das
outras, devido a força de repulsão muito grande. As substâncias não
possuem forma e volume constante.

1.8 MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO
Como aprendemos anteriormente, de acordo com a temperatura, a mesma substância pode aparecer nos estados
sólido, líquido e gasoso. Essas mudanças ocorrem quando determinada substância atinge pontos específicos de
temperatura em relação ao nível do mar.
Observe o esquema abaixo:

Fusão: é a passagem do estado sólido para o líquido. Sua temperatura aumenta até alcançar um ponto denominado
ponto de fusão (PF).

Vaporização: é a passagem do estado líquido para o gasoso. Essa mudança de estado pode ocorrer por evaporação e
por ebulição.

 A evaporação é um processo lento e ocorre com o líquido em qualquer temperatura. É dessa maneira que as
roupas secam no varal, ou as águas dos rios e oceanos passam à atmosfera, formando as nuvens.
Figura 20. Estado líquido da água. Fonte: Disponível em
<www.disqueagua.com>(modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).
Figura 21. Estado gasoso da água. Fonte: Disponível em
<joaoesocorro.wordpress.com>(modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).
Figura 22. Mudanças de estado físico. Fonte: Disponível em <http://professorthiagorenno.blogspot.com.br>
18
 A ebulição é uma vaporização rápida que ocorre no ponto de ebulição (PE). Durante esse processo, a
temperatura permanece constante.

Condensação: é a mudança do estado gasoso para o líquido.

Solidificação: a mudança do estado líquido para o sólido. Ocorre na mesma temperatura da fusão.

Sublimação e ressublimação: a sublimação é a mudança direta do estado sólido para o gasoso e a ressublimação (é
ao contrário) é a mudança direta do estado gasoso para o sólido.

Vejamos os gráficos:

Ao aquecermos uma amostra de substância pura, como, por exemplo, a água no estado sólido (gelo) e anotarmos as
temperaturas nas quais ocorrem as mudanças de estado, ao nível do mar, obteremos o seguinte gráfico, onde:

t1 = início da fusão
t2 = fim da fusão

Pelo gráfico podemos observar que a temperatura de fusão (TF) da água é
0 °C e a sua temperatura de ebulição (TE) é de 100 °C.
O gráfico de aquecimento da água apresenta dois patamares, os quais
indicam que, durante as mudanças de estado, a temperatura permanece
constante.

Veja os pontos de fusão e ebulição de algumas substâncias:

SUBSTÂNCIA PF PE
Água 0⁰C 100⁰C
Álcool -115⁰C 78⁰C
Éter -116⁰C 35⁰C
Ferro 1535⁰C 3000⁰C
Carbono 3500⁰C 4200⁰C

1.9 MISTURAS

Sãosubstâncias que apresentam-semisturadas, podendo ser misturadas de uma infinidade demaneiras diferentes. É
muito importante notar que as misturas, em geral, não têm composição constante e não têm constantes físicas
definidas, ao contrário das substâncias puras. De fato, podemos juntar mais ou menos açúcar (até certo limite) à
mesma quantidade de água — teremos água mais ou menos açucarada —, mas que será sempre definida como
mistura de água e açúcar. Essa mistura, por exemplo, não ferverá a 100 °C, ao nível do mar, como acontece com a
água pura.

t3 = início da ebulição
t4 = fim da ebulição

Figura 23. Gráfico das mudanças de estado
físico da água (mistura pura). Fonte: Equipe Cia. de
Ensino, 2013
Lembre-se de que essas temperaturas
variam com a pressão. Neste caso, a
pressão é 1atm (ao nível do mar).
TEMPERATURA (°C)
TEMPO
19

1.9.1 Classificação das misturas

As misturas podem ser classificadas em misturas homogênea e heterogênea. No primeiro caso olhando a mistura,
não conseguimos identificar os componentes. Dizemos que a mistura apresenta só uma fase. Na mistura
heterogênea, no caso da água e do óleo, é possível identificar os dois compostos facilmente. Dizemos que a mistura
apresenta duas ou mais fases.

Figura 24.Exemplos de mistura homogênea e heterogênea. Fonte: Gabriela Corrêa - Equipe Cia. de Ensino, 2013.

Muitas misturas, a olho nu, parecem homogêneas, mas olhando no microscópio é possível visualizar outras
substâncias, por exemplo, o leite e o sangue.

Figura 25.Exemplos de mistura heterogênea vistas ao microscópio .Fonte: Disponível em <http://o.canbler.com/s/bot6/01307.jpg>; <www.sadia.com.br>(modificado – equipe
Cia. de Ensino, 2013).
Ar atmosférico Água com álcool
Gordura
Plasma
Plaquetas
Glóbulos
vermelhos
Sangue
O ar que respiramos é
uma mistura na qual
predominam moléculas
de Nitrogênio (N2, 78%)
e de Oxigênio (O2, 21%).

Na água com álcool existem
moléculas de álcool (C2H6O)
disseminadas por entre as
moléculas de água (H2O).

20
1.9.2 Processos de separação de misturas

Os materiais encontrados na natureza são, em geral, misturas de várias substâncias. Quando duas ou mais
substâncias estão reunidas numa mistura, elas não perdem suas características químicas. Por isso, é possível separá-
las utilizando processos simples. Torna-se então importante, nos laboratórios e também nas indústrias
químicas,separar os componentes das misturas até que cada substância pura fique totalmente isolada dasdemais.
Essa separação chama-se fracionamento. Por exemplo:

Figura 26.Exemplo de fracionamento da mistura de água e sal. Fonte: Disponível em <vagnerbertoloto.blogspot.com>
No final do fracionamento, podemos verificar se as substâncias foram realmente bem separadas usando as
constantes físicas. No caso do exemplo acima, se a água ficou realmente pura, ela deverá, ao nível do mar, congelar a
0⁰C, ferver a 100 ⁰C, etc.

1.9.2.1 Fracionamento de misturas heterogêneas
Filtração:é um processo para separar um sólido misturado a um líquido ou gás. Consiste em passar a mistura por
uma superfície porosa, que retenha o sólido, por exemplo, um papel filtro, ou porcelana (vela de filtro de água).

Figura 27. Exemplo de filtração. Fonte: Disponível em <http://s3.static.brasilescola.com/img/2013/04/filtracao.jpg>;
<http://loja.cirurgicaestilo.com.br/ecommerce_site/arquivos8114/arquivos/1323369267_3.jpg>

Quando se precisa de uma filtração rápida em laboratório ou indústria, utiliza-se
um aparelho que permite a sucção do ar com uma filtração forçada. Através de
uma bomba de vácuo retira-se ar do frasco de Kitassato. A pressãoatmosférica
empurra o líquido do funil para dentro.

Figura 28.Exemplo de filtração forçada em frasco de Kitassato. Fonte: Disponível em <www.brasilescola.com>
21

Sedimentação:quando temos um sólido disperso num líquido, é possível a separação deixando o líquido em repouso.
Com a ação da gravidade, o sólido se deposita. No final, o líquido pode ser separada ou por inclinação cuidadosa do
recipiente (processo de decantação) ou, então, por aspiração com auxílio de um sifão (processo de sifonação).

Figura 29.Exemplo de sedimentação. Fonte: Disponível em <quimicaemaula.blogspot.com>

É de maneira semelhante que se faz a purificação do petróleo que vem com bastante área e água misturada do
subsolo. Deixa-se sedimentar e retira-se o petróleo que fica em cima.
Pode-se também acelerar o processo da sedimentação com o uso da
centrifugação.Uma centrífuga imprime rotação rápida ao recipiente em
que está o sistema de um sólido em suspensão em um líquido; com a
aceleração provocada pela rotação, as partículas sólidas sedimentam-se
mais depressa.
Figura 30.Exemplo de sedimentação com uso de centrifuga.
Fonte: Disponível em <estudoo-online.blogspot.com>
Outros processos de separação de misturas:
Sublimação:processo pelo qual uma substância sólida se transforma em um gás, ou vapor, sem passar pelo estado
líquido. Existem substâncias, como o iodo, o arsênico, a cânfora e o gelo seco, que passam diretamente para o
estado gasoso sem fundir-se. Diz-se que estas substâncias sublimam-se. O iodo sólido transforma-se diretamente em
vapor, quando aquecido, sem passar pelo estado líquido. Quando o vapor é esfriado, o iodo transforma-se de novo
em cristais. Esta mudança de vapor novamente para sólido é também parte da sublimação.
Ventilação:é o método utilizado para separar a palha do grão de arroz. Aplicando-se uma corrente de ar, a palha que
é mais leve, voa.
Separação Magnética:o Ferro ou seu minério pode ser separado das impurezas utilizando-se a propriedade de ser
atraído por ímã.
1.9.2.2 Separação de misturas homogêneas
Destilação:é um processo físico que serve para desdobrar as misturas
homogêneas, como as soluções de sólidos em líquidos (destilação
simples) ou as soluções de dois ou mais líquidos (destilação fracionada),
que consiste em aquecer a mistura até a ebulição e condensar os
vapores do líquido. Em laboratório, a aparelhagem normalmente
utilizada é a seguinte:

Figura 31.Exemplo de destilação. Fonte: Disponível em <www.infoescola.com>
Os derivados do petróleo são separados por um processo especial de
22
destilação chamado de destilação fracionada. Cada componente é destilado a uma temperatura diferente.

Figura 32. Exemplo de destilação fracionada de petróleo. Fonte: Disponível em <dc260.4shared.com>

1. Faça um breve relato sobre a importância da Química para a Humanidade.
2. Num dia muito quente, você chega em sua casa, liga o ventilador e senta-se de frente para ele. Você sente o ar
impulsionado pela hélice do ventilador bater no seu rosto. No seu entendimento, ar é matéria, corpo ou objeto? O
movimento da hélice poder ser entendido como uma modalidade de energia?
3. Na relação a seguir identifique matéria, corpo, objeto e energia:
a) luz
b) relâmpago
c) copo de vidro
d) tronco de árvore
e) plástico
f) ferro
g) portão de alumínio
h) cadeira de madeira

4. Dois estudantes conversam próximos a uma fogueira e um deles diz: “Na queima a madeira (matéria) deixa de
existir e surgem cinza, fuligem, gases (matéria), luz e calor (energia).” O estudante está certo? Comente.
5. Quais são as características do modelo atômico de Dalton?
23

6. E do modelo de Thomson?
7. E do modelo de Rutherford?
8. E do modelo de Bohr?
9. Por que Rutherford usou uma fina lâmina de ouro e não uma barra de ouro?
10. Defina Fóton.
11. Entre prótons e elétrons, a relação correta é:
a.possuem massas iguais
b.a massa do elétrons é 1840 vezes a do próton
c.possuem cargas elétricas de mesmo sinal
d.a massa do próton é 1840 a do elétron
e.não possuem carga elétrica

12. Se um átomo (neutro) perder um elétron:
a.sua carga total não se altera
b.sua carga total ficará negativa
c.sua carga total ficará positiva
d.sua massa total diminuirá consideravelmente
e. não se pode concluirnada a respeito de sua carga total

13. O átomo é constituído por uma parte central chamada ____________, onde estão localizados os _____________
(de carga elétrica positiva) e os ____________ (sem carga elétrica). Ao redor estão os ________________ (de carga
elétrica ________________), e esta região é chamada ___________________.
14. Conceitue elemento químico.
15. Conceitue molécula. Dê exemplos.
16. De que é formada uma substância?
17. O que são substâncias simples e substâncias compostas?Dê exemplos.
18. Quais são os três estados físicos da matéria?
19. Defina ponto de fusão e ponto de ebulição?
20. Analise a tabela abaixo e indique as substâncias que fervem
numa temperatura superior ao ponto de ebulição da água.

21. O que é uma mistura e qual a diferença entre misturas homogênea e heterogênea?
Substância PE (°C)
Ácido pentanóico 102,13
Benzeno 78,12
Benzofenona 197,24
Glicerol 92,11
Propanona 58,08
24
22. O que é solução, solvente e soluto? Dê exemplos.
23. Qual a constituição do ar que respiramos? Ele é uma substância pura ou uma mistura?
24. Considere os sistemas abaixo relacionados e indique se são substâncias puras, misturas homogêneas ou misturas
heterogêneas:
a) álcool comum:
b) ar poluído:
c) água:
d) água do mar:
e) diamante:
f) cordão de ouro:
g) aço:
h) grafite:
i) gasolina:
j) água mineral:

25. Qual o número de fases de uma mistura constituída por:
a) água, sal de cozinha e óleo:
b) água líquida e gelo:
c) gasolina e álcool:
d) gasolina e água:
e) Enxofre e carvão:

26. Dê dois exemplos de separação de misturas homogênea e heterogênea. Especifique com que e para que são
utilizados.

2 TABELA PERIÓDICA
2.1 HISTÓRICO DA CONSTRUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA
A Tabela Periódica é a forma mais coerente de organização dos elementos químicos onde são observadas
as semelhanças entre suas propriedades físicas e químicas.
Ao longo dos tempos vários cientistas tentaram organizar os elementos conhecidos e até mesmo prever a
existência de outros. Veja o histórico das diferentes organizações da tabela periódica:
Lista de elementos químicos pelas massas:
 John Dalton(início do século XIX): Químico Inglês que primeiramente, baseado em evidências
experimentais, retomou a ideia dos filósofos gregos propondo o primeiro modelo atómico
científicopreparando uma lista de elementos químicos pelas massas, embora com valores errados.
Lei das tríades:
 J. W. Dobereiner (em 1817): cientista Alemão, em grande parte autodidata, registrou que certos
elementos tinham uma progressão nos valores de suas massas lançando uma ideia conhecida como
"lei das tríades", por agrupar os elementos de três em três com base em certas semelhanças. Na
época seuconceito foi rejeitado por colegas devido ser limitada a poucos elementos até então
conhecidos.
Parafuso telúrico:
 Alexander Chancoutois (em 1862): cientista Francês que lançou a ideia do"parafuso telúrico" que
constituía em uma superfície cilíndrica com linhas inclinadas em 45⁰ e distribuía ao longo das linhas
os elementos por ordem crescente de massas atômicas.
lei das oitavas:
 John Newlands(em 1864): químico Inglês que lançou uma ideia conhecida por"lei das
oitavas"quedistribuía os elementos em ordem crescente de massas atômicas onde havia repetição
de sete em sete grupos, como na escala musical.
Lei periódica dos elementos:
 DemitriIvanovitch Mendeleev(em 1869): químico Russo que laçou a Ideia da "lei periódica dos
elementos",sendo a base da classificação moderna, organizava os elementos em ordem crescente
de massas atômicas formando oito colunas denominadas grupos e doze fileiras horizontais
denominadas séries.
Carga nuclear (número atômico):
26

 Hennry Moseley(em 1913): cientista Inglês que estabeleceu o conceito da "carga nuclear(número
atômico)" como sendo a verdadeira identidade de um elemento químico. Devido a este novo
conceito,ocorreu a organizações da tabela periódica, ficando mais parecida com a atual tabela dos
elementos químicos.
Muitos químicos no século IX tentaram construir uma tabela que funcionasse bem, mas foi somente em
1869 que o químico russo DimitriMedeleiev conseguiu organizar uma tabela semelhante á atual. À medida
que novos elementos passavam a ser conhecidos, a tabela ai aumentando, até chegar ao espeto atual.
2.2 A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA MODERNA
Na classificação periódica moderna, os elementos são colocados em ordem crescente de seus números atômicos.
Nas filas verticais, denominadas grupos ou famílias, ficam os elementos semelhantes. Os elementos não semelhantes
pertencem a várias famílias, ficam reunidos nas colunas horizontais, que recebe o nome de períodos. A tabela
periódica apresenta 18 famílias e 7 períodos.
Os grupos, ou famílias da Tabela periódica, são constituídos da seguinte forma:
 1ª família: Grupo dos metais alcalinos (com exceção do Hidrogênio).
 2ª família: Grupo dos metais alcalino-terrosos.
 3ª a 12ª Grupos: Chamam-se metais de transição.
 13ª família: É designado por família do Boro.
 14ª família: É designado por família do Carbono.
 15ª família: É designado por família do Azoto.
 16ª família: É designado por família dos Calcogéneos.
 17ª família: É designado, usualmente, por família dos Halogéneos.
 18ª família: Conhecido por família dos gases raros, gases inertes ou ainda gases nobres.
 As duas últimas linhas da tabela periódica são também designadas por família dos lantanídeos e dos
actinídeos.
São classificados de acordo com suas propriedades físicas:
Metais: bons condutores de calor e eletricidade por apresentar poucos elétrons na camada de valência,
necessitando realizar ligação com outros elementos para ficarem estáveis; sólidos em temperatura ambiente, com
exceção do mercúrio que é líquido; elevados ponto de fusão e ebulição (possuem todas as propriedades metálicas,
como o brilho característico, tipo de ligação, etc);
Metais alcalinos: possuem um elétron na camada de valência ou no nosubnível (s) mais energético. São chamados
de alcalinos porque, ao reagirem com água, formam bases alcalinas com características opostas às dos ácidos;
Metais alcalinos-terrosos: possuem dois elétrons na última camada e no subnível (s), mais energético. Apresentam
propriedades características dos alcalinos. Seus elementos formam compostos insolúveis em água e com pontos de
fusão bastante elevados;
Metais de transição: localizados no centro da tabela. Utilizados em ligas metálicas, proporcionam maior durezaque
outros metais. Esses elementos apresentam seus elétrons mais energéticos no subnível (d);

Saiba mais: O Hidrogênio (H-1), embora apareça na coluna 1A, não é um metal alcalino. Aliás, o
Hidrogênio é tão diferente de todos os demais elementos químicos que, em algumas classificações,
preferese colocá-lo fora da Tabela Periódica.

Não-metais ou Ametais: maus condutores de calor e eletricidade, exceto o Carbono na forma de grafite. Na sua
maioria possuem ponto de fusão e ebulição baixos. Sólidos, líquidos ou gasosos na temperatura ambiente;
Semi-metais ou Metalóides: apresentam propriedades de metais e ametais. Possuem pouca tendência a perder
elétrons e formar cristais como os metais.
Gases nobres: apresentam reatividade muito pequena, sendo considerados inertes até pouco tempo atrás (gases
que, por possuírem o último nível de valência completo, não são capazes de estabelecerem ligações químicas com
outros elementos, exceto em casos especiais).

Figura 33. Classificações da tabela periódica. Fonte: Disponível em <aprendaquimicaifsul.wordpress.com> (modificado – Equipe Cia. de Ensinos)

2.3 ELEMENTOS QUÍMICOS E SEUS SÍMBOLOS
Já sabemos que o elemento químico é um conjunto de átomo caracterizado por um determinado número atômico.
Atualmente existem 118 elementos químicos. A cada um desses elementos correspondem um símbolo e um número
atômico.

Obs.
Os símbolos são representados com letras maiúsculas ou com maiúscula seguido de minúscula. Alguns símbolos
derivam de nomes primitivos de elementos: Potássio – K (Kalium); Au (Aurum); Sódio (Natrium).
2.3.1Número Atômico e Massa Atômica
Número atômico (z):é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo.
Num átomo normal, cuja carga elétrica é zero, o número de prótons é igual ao número de elétrons. Quando se diz
que o átomo de sódio (Na) tem número atômico 11, isso quer dizer que, no núcleo desse átomo, existem 11 prótons
e, consequentemente, existem 11 elétrons na eletrosfera.
Número de massa(A): é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existentes no átomo. Portanto:
A = Z + N
É o número de massa que nos informa se um átomo tem massa maior do que outro átomo. O peso do elétron é
aproximadamente 1840 vezes mais leve que o próton ou nêutron, sendo assim, é desprezível.
Elemento químico:como o elemento químico é um conjunto de átomo caracterizado por um determinado número
atômico. Dessa forma, o número atômico é muito importante, pois identifica o elemento químico. Assim, quando
falamos no elemento químico sódio, estamos falando dos átomos com número atômico 11. Outros exemplos:
• o número atômico 17 identifica os átomos de Cloro;
Figura 34. Características da tabela periódica. Fonte: Disponível em <www.tabelaperiodicacompleta.com>
29
• o número atômico 26 identifica os átomos de Ferro; etc.
A notação geral de um átomo é:

Por exemplo:³⁵Cl ou ₁₇Cl³⁵ indica um átomo de cloro que possui 17 prótons e 18 nêutrons no núcleo. Seu número de
massa é 35, pois 17 + 18 = 35.
Determinação das partículas de um átomo:
Para determinar a quantidade de prótons e de elétrons basta observar o valor de (Z) expresso no canto inferior do
átomo, esse valor indicará essas partículas.
Na determinação da quantidade de nêutrons (n) basta subtrairmos o número acima (A) pelo número de baixo (Z),
poisA – Z = n.

Você já deve ter ouvido falar de Íons!Quando um átomo apresenta prótons e elétrons em igual quantidade dizemos
que esse átomo está eletricamente neutro. No entanto átomos podem perder ou ganhar elétrons em determinada
circunstância, deixando de estar eletricamente neutralizado e transforma-se em íon, recebendo o nome de íon ânion
ou íon cátion.
Íon Ânion: átomo com carga negativa (átomo que recebeu elétron). Exemplos: F⁻¹; O⁻²; N⁻³
Íon Cátion: átomo com carga positiva (átomo que perdeu elétron). Exemplos: Na⁺¹; Mg⁺²; Al⁺³

17
30
Isso leva a refletir que nos íons a quantidade de prótons será a mesma, no entanto, a quantidade de elétrons será
sempre diferente da de prótons.
2.3.2 Isótopos, Isóbaros e Isótonos
Examinando o número atômico (Z), o número de nêutrons (N) e o número de massa (A) de diferentes átomos,
podemos encontrar conjuntos de átomos com um ou outro número igual. A partir daí surgiram alguns novos
conceitos que agora passamos a definir:
Isótopos: são átomos com mesmo número de prótons (Z) e diferente número de massa (A).

Conclui-se, facilmente, que os isótopos são átomos do
mesmo elemento químico que possuem diferentes
números de nêutrons, resultando daí em números de
massa diferentes. Cada isótopo é também chamado de
nuclídeo.

Figura 35. Isótopos de Carbono. Fonte: Disponível em
<pontociencia.org.br>
Vejamos sobre os isótopos de Hidrogênio.
 O Hidrogênio1 ou prótio é o mais comum. Na natureza 99,983% dos isótopos do Hidrogênio são desse tipo.
 O Hidrogênio2 é chamado de deutério e sua ocorrência é em torno de 0,017%. Com esse isótopo são
construídas as bombas de Hidrogênio (bombas de H).
 O Hidrogênio3 é denominado trítio e ocorre em quantidades insignificantes.

Isóbaros:são átomos com o mesmo número de massa (A) e diferentes números atômicos (Z). São átomos, portanto,
de elementos diferentes.

Isótonos:são átomos com diferentes números atômicos (Z) e diferentes números de massa (A), mas com o
mesmo número de nêutrons.Os isótonos têm propriedades físicas e químicas diferentes.

O átomo de cloro tem: N = A - Z = 37 - 17 = 20 ⇒N = 20 nêutrons
O átomo de cálcio tem: N = A -Z = 40 - 20 = 20 ⇒N = 20 nêutrons
31

27. O que é número atômico e número de massa?
28. Defina Íon Ânion e Íon Cátion. Dê exemplo.

29. Para os elementos abaixo, diga qual é o número atômico (Z), número de massa (A) e número de elétrons (E):
a.C
b.Au
c.Cr
d.O
e. N
f.C
g.Al

30. Para os elementos químicos do exercício inferior (29), determine o número de prótons e elétrons de cada um.

31. Defina Isótopos, Isóbaros e Isótonos.

32. X é isótopo de ₂₀Ca⁴⁰ e isótono de ₁₉K³⁹. Portanto, o seu número de massa é igual a:

a) 41 b) 40 c) 39 d) 42 e) 20

_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
Pesquisar... sobre o isótopo trítio: suas aplicações
e prejuízo ao meio ambiente!
32
UNIDADE III
3 OS ESTADOS ENERGÉTICOS DOS ELÉTRONS
3.1 NÚMEROS QUÂNTICOS
Devido às dificuldades expostas pelos modelos atômicos apresentados até o ano de 1923, os cientistas preferem,
atualmente, identificar os elétrons por seu conteúdo de energia. Por meio de cálculos matemáticos,chegou-se à
conclusão de que os elétrons se dispõem ao redor do núcleo atômico, de acordo com o diagrama energético.
Número quântico principal (n): indica o nível de energia ou camada em que se encontra o elétron.
CAMADAS K L M N O P Q
n 1 2 3 4 5 6 7
Quantidadede
elétrons
2 8 18 32 32 18 2

Número quântico secundário (l): refere-se ao estudo dos subníveis. Cada nível é constituído por um ou mais
subníveis caracterizado pelas letras s, p, d e f.
Subníveis l Nº máximo de elétrons
s 0 2
p 1 6
d 2 10
f 3 14

Diagrama de distribuição eletrônica ou diagrama energético:
Comumente atribui-se ao cientista americano L. Pauling a construção de um diagrama de distribuição eletrônica
seguindo a ordem crescente de energia dos subníveis de um átomo:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…

É nessa ordem que os subníveis são preenchidos. Para obter essa ordem
basta seguir as diagonais no Diagrama de Pauling ao lado:

Construção do diagrama energético:
 determine através do número atômico (Z) a quantidade de elétrons a serem distribuídos;
 distribua os elétrons de cima para baixo da diagonal, respeitando a ordem crescente de energia dos
subníveis;
Figura 36.Diagrama de Pauling. Fonte: Disponível em <physis.webnode.com.br>
33
 coloque o número máximo de elétrons em cada subnível deixando para o último subnível o que resta para
totalizar os elétrons do átomo;
 some os elétrons distribuídos para não ultrapassar o valor do número atômico.
Veja alguns exemplos:

Ainda, para o elemento Ferro (Z = 26):

3.2 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NOS ORBITAIS
Os orbitais são regiões na eletrosfera do átomo em que é máxima a probabilidade de se encontrar o elétron.
Os orbitais são representados por nuvens eletrônicas e são diferentes para cada tipo de ligação, assim, para uma
ligação do tipo (s) temos um orbital esférico; e para uma ligação (p), temos um orbital na forma de duplo ovoide.
Para o orbital de tipo (d), há três possibilidades, pois existem três orientações espaciais possíveis (x, y, z). Veja o
exemplo abaixo:

Figura 37.Representação de nuvens eletrônicas para ligações tipo (s), (p) e (d). Fonte: Disponível em <educacao.uol.com.br>
34
Esses orbitais são representados graficamente por :

Figura 38. Exemplo de representação gráfica para nuvens eletrônicas de ligações tipo (s) e (p). Fonte: Disponível em <educacao.uol.com.br>

Segundo o Princípio de Exclusão de Pauling, em cada orbital cabem no máximo dois elétrons. Para os orbitais que
não possuem os dois elétrons, dizemos que estão incompletos e que são elétrons isolados ou desemparelhados.
Além disso, ao se preencher os orbitais, isto é, fazer a distribuição eletrônica, isso deve ser feito segundo a Regra de
Hund ou Regra de máxima multiplicidade, que diz que esse preenchimento deve ser feito de um modo que se
obtenha o maior número possível de orbitais desemparelhados. Nesse preenchimento, normalmente se simboliza
cada elétron por uma seta (voltada para cima ou para baixo) com o sentido de acordo com o spin do elétron.
Finalmente, cálculos matemáticos provaram que um orbital comporta no máximo dois elétrons. No entanto,
surge uma dúvida: se os elétrons são negativos, por que não se repelem e se afastam? A explicação é a
seguinte: os elétrons podem girar no mesmo sentido ou em sentidos opostos, criando campos magnéticos que
os repelem ou os atraem. Essa rotação é conhecida como spin.
Em termos simples, isso significa que ao preenchermos os orbitais, primeiro devemos preencher todos eles com
apenas uma seta cada um, sendo que todas estarão voltadas para o mesmo sentido e, se ainda houver mais elétrons,
continua-se preenchendo os orbitais com setas no outro sentido.
Por exemplo, o Hidrogênio (H) é o elemento mais simples, pois possui apenas um elétron, portanto ele só possui um
orbital do tipo p com um elétron, que é representado da seguinte forma:
1H – 1s¹
Já o Hélio possui dois elétrons; assim, para ele, temos:
2He – 1s²

A seguir um exemplo com mais elétrons:
8O – 1s² 2s² 2p⁴

↑
↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
35

Nesse último caso é possível verificar que a distribuição eletrônica é feita primeiro preenchendo todos os orbitais
com apenas um elétron cada um, num mesmo sentido (veja que todas as setas estão para cima), sendo assim, só
depois que todos os orbitais foram preenchidos com um elétron é que se preenche com o outro elétron.
Desse modo:
A atração magnética entre os dois elétrons contrabalança a repulsão elétrica entre eles.
Número quântico magnético (m): relaciona-se com os orbitais.
Orbital é uma região que envolve o núcleo, onde a probabilidade de encontrarmos elétrons é maior.
Cada subnível possui uma quantidade fixa de orbitais e cada orbital recebe designação numérica, que é dada pela
relação:
Nº de orbitais = (2l + 1)

Vamos calcular o número de orbitais por subníveis:
Subnível l Nº de orbitais (2l + 1)
s 0 2 x 0 + 1 = 1
p 1 2 x 1 + 1 = 3
d 2 2 x 2 + 1 = 5
f 3 2 x 3 + 1 = 7

Os valores que o número quântico magnético (m) assume são dados pela expressão:
m = - l...... 0 ...... + l
Onde cada valor de m corresponde a uma orbital.
Representamos cada orbital por um quadrado ( ), e assim teremos:
Subnível l Nº de orbitais (2l + 1) m = -l .... 0 …. + l Representação dos orbitais
s 0 2 x 0 + 1 = 1 0

0
p 1 2 x 1 + 1 = 3 -1, 0, +1

-1 0 +1
d 2 2 x 2 + 1 = 5 -2, -1, 0, +1, +2

-2 -1 0 +1 +2
f 3 2 x 3 + 1 = 7 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
Dessa forma, os subníveis (“degraus”) s, p, d, f, contêm sucessivamente 1, 3, 5, 7 (sequência de números ímpares)
orbitais. Os orbitais são identificados pelo chamado número quântico magnético (m). Num dado subnível, o orbital
36
central tem o número quântico magnético igual a zero; os orbitais da direita têm m = -1, -2, -3; os da esquerda têm m
= +1, +2, +3, como está exemplificado acima.

33. Preencha as lacunas:
A tabela periódica é organizada em sete ___________ e dezoito ____________. Os pesos atômicos são organizados
em ordem ____________, do maior para o menor. Ela também é organizada em quatro propriedades físicas:
________, ________, ________ e ________.
34. Apresente os números quânticos para: ₁₇Cl, ₁₃Al, ₂₈Ni, ₅₈Ce.
35. A ordem decrescente de energia dos subníveis4d, 5f, 5s, 5p e 6s é:
a. 6s 5p 5s 4f 4d;
b. 5f 6s 5p 4d 5s;
c. 5s 6s 5p 4d 4f;
d. 5s 4d 5p 6s 4f;
e. 4f4d 5p 6s 5s;

36. Um elétron na camada L poderá ter quais das séries de números quânticos abaixo?
a. n = 0 l= 0 m = 0;
b. n = 2 l= 0 m = 1;
c. n = 2 l= 1 m = 1;
d. n = 2 l= 2 m = 2;
e. n = 3 l= 3 m = -3;

37. A afirmativa falsa é:
a. O elétron 4p¹ é mais energético que o 3d¹;
b. O Enxofre possui dois orbitais semicompletos;
c. Os orbitais d possuem no máximo 14 elétrons;
d. O subnível f possui no máximo 14 elétrons;
e. Os subníveis s possuem l = 0.

38. Faça a distribuição eletrônica para o átomo de elemento químico de Z = 17 e indique os números quânticos do
elétron mais energético.

39. Quais são os quatro números quânticos dos dois elétrons mais energéticos do átomo de Cálcio (Z = 20)?

37
UNIDADE IV
4 LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligações químicas são associações existentes entre átomos iguais ou diferentes. Os átomos ligam-se uns aos outros
para aumentar a estabilidade química.
No caso dos gases nobres, já se apresentam com estabilidade química. Veja por quê:
 Gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados;
 Não necessitam de ligações químicas entre seus átomos, pois são consideradas quimicamente estáveis por
natureza;
 Somente eles apresentavam oito elétrons na camada de valência (camada mais externa da distribuição
eletrônica). Exceto o elemento químico Hélio com dois elétrons na camada de valência.
 Outros elementos químicos são instável e adquire estabilidade através de ligações químicas, cujanatureza
vai depender da sua configuração eletrônica (distribuição eletrônica);
Esta constatação foi proposta em 1916 pelos cientistas Kossel, Lewis e Langmer dando origem a Teoria do Octeto.
Teoria do Octeto: todos os elementos buscam formas de adquirir configurações eletrônicas (distribuição eletrônica)
iguais às dos gases nobres para conseguir estabilidade química, ou seja, os átomos dos elementos precisam ligar-se
uns aos outros na tentativa de completar a sua camada de valência com oito elétrons. Sendo assim, o átomo é
considerado estável quando apresenta 8 elétrons em sua última camada da eletrosfera.
Então, para os elementos químicos que não apresentam estabilidade química como os gases nobres são necessários
que ocorram ligações entre diferentes elementos, que são:
4.1 LIGAÇÃO COVALENTE
Nesta ligação os átomos compartilham elétrons para adquirirem a configuração dos gases nobres, ou seja, dois (no
caso do Hidrogênio) ou oito elétrons na camada de valência de outros elementos. Os elementos que fazem parte
desta ligação são os que apresentam 5 à 7 elétrons na camada de valência, no caso dos não-metais e semi-metais.
Ex.: GásOxigênio (O2)

Para ficar com estabilidade química, por exemplo, terá que se ligar
a outro elemento Oxigênio. De maneira que ambos estão
compartilhando um par de elétrons. Veja outros exemplos ao
lado:

Forma eletrônica

38
Podemos utilizar três tipos de fórmula para representar as ligações covalentes:

4.2 LIGAÇÃO IÔNICA
Outra forma de um elemento químico adquirir estabilidade química é um átomo perder elétron e o outro receber.
Essa ligação ocorre quando:
 Um elemento metálico reagir com um ametálico;
 Metais que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada se unem com não-metais que possuem 5, 6 ou 7
elétrons na camada de valência.
 Os metais doam seus elétrons da última camada, que serão recebidos pelos ametais;
 Após a doação e recebimento de elétrons os ametais se transformam em cátions (+) e os ametais em ânion (-
). O doador torna-se eletropositivo e o receptor eletronegativo.
Eletronegativo: tendência que um átomo possui de atrair elétrons, ficando com carga mais negativa (eletrosfera).
Eletropositivo: os átomos doam elétrons, ficando com maior carga positiva (núcleo).

Figura 39. Características das estruturas dos átomos. Fonte: Disponível em <www.mundoeducacao.com.br> (Modificado – Equipe Cia. De Ensino).

Veja o exemplo de ligação iônica para formar a moléculaCloreto de sódio (NaCl ) Cloro (Cl) e o Sódio (Na):
Propriedade dos átomos de cloro (Cl) e o sódio (Na):

Elétrons
Prótons
Nêutrons
Eletrosfera
Núcleo
39

O NaClé um composto iônico, exemplo de estrutura cristalina, cujo o nome popular é sal de cozinha. Esse sal é
formado por um aglomerado de íons positivos e negativos, formando uma estrutura cristalina cúbica de face
Quando o átomo é neutro eletricamente Z = p = e, logo o cloro (Na) possui:
Nº atômico (Z): 11
Prótons (p): 11
Elétrons (e): 11
K = 2
L = 8
M = 1

Quando o átomo é neutro eletricamente Z = p = e, logo o cloro (Cl) possui:
Nº atômico (Z): 17
Prótons (p): 17
Elétrons (e): 17
K = 2
L = 8
M = 7

Outra forma de representar a ligação iônica:
Forma eletrônica
40

centrada. Nesse cristal os íons Cl-ocupam os vértices e as faces centradas de um cubo e os íons Na+ ocupam o corpo
e o centro dos cristais.

Figura 40. Exemplo de estrutura cristalina (NaCl). Fonte: Disponível em <disciplinas.ist.utl.pt>
No exemplo abaixo podemos perceber que os dois Potássio (K) estão doando o único elétron presente na sua
camada de valência para o Enxofre (S) que apresentavamseis elétrons na última camada, ficando com oito elétrons,
ou seja, adquirindo estabilidade. Os dois Potássio (K), com a doação, também se tornaram estáveiscom oito elétrons
na camada de valência.

Figura 41. Exemplo de ligação iônica. Fonte: Disponível em <alfaconnection.net>
41
4.3 LIGAÇÃO METÁLICA
A grande maioria dos metais já identificados possui propriedades físico-químicas bem semelhantes: facilidade em
perder elétrons (frente ao seu ganho, em geral), elevados pontos de fusão e ebulição, boa condutividade elétrica e
térmica, brilho característico.

Boa parte dessas propriedades são frutos da
interação entre os átomos na rede cristalina
(forma geometricamente ordenada) que
compõe o metal: observa-se que há um mesmo
tipo de ligação entre átomos, que se repete ao
longo da rede. Assim, é definida a ligação
metálica.

4.3.1 Aspectos da Ligação Metálica
Os cátions de um metal encontram-se unidos por um “mar” de elétrons vizinhos: eles recobrem toda a superfície do
metal, por isso a corrente elétrica pode ser transmitida sem muita resistência. Por exemplo, os elétrons de uma
barra de cobre possuem certa mobilidade. Assim, se for aplicado uma diferença de potencial em um dos lados dessa
barra, certamente haverá condução de corrente elétrica e se uma das pontas for aquecida, também haverá
condução de calor (a outra ponta também aumentará de temperatura, gradativamente).
A transmissão de calor dá-se obedecendo a um gradiente de energia: ao aquecermos uma parte de uma barra de
metal, aumentamos a energia dos cátions mais próximos a fonte (já que começam a oscilar com mais intensidade); e,
como os elétrons encontram-se móveis ao redor dos cátions internos, adquirem maior velocidade por se chocarem
com estes. A partir daí, com a colisão contra outros cátions mais lentos (mais afastados da fonte) há transferência de
parte dessa energia adquirida pela nova velocidade alcançada e, portanto, é verificada macroscopicamente a efetiva
transmissão de calor.

40. Defina a “Teoria do Octeto”?

41. Represente as ligações covalentes entre os elementos químicos das moléculas abaixo através de suas fórmulas
eletrônicas:
a) 6C1H4
Metano

b) 17Cl2
Gás Cloro
Figura 42. Exemplo de ligação metálica. Fonte: Disponível em <www.profpc.com.br>
42

c)1H17Cl
Gás Clorídrico

d) 6C8O2
Gás Carbônico

42. Represente as ligações iônicas entre os elementos químicos das moléculas abaixo através de suas fórmulas
eletrônicas:
a) 11Na17Cl
Cloreto de Sódio

b)12Mg17Cl2
Cloreto de Magnésio

c)13Al9F3
Fluoreto de Alumínio

43. Defina ligação metálica.

_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
Pesquisar...sobre ligas metálicas e suas aplicações!
43
UNIDADE V
5 REAÇÕES QUÍMICAS
Reações químicas são as transformações de uma ou várias substâncias em relação a seu estado inicial (reagentes),
dando origem a compostos diferentes, que aparecem com outras características no estado final (produtos).
No nosso cotidiano, há muitas reações químicas envolvidas, como por exemplo, no preparo de alimentos, a própria
digestão destes alimentos no nosso organismo, a combustão nos automóveis, o aparecimento da ferrugem, a
fabricação de remédios, etc.
Reação Química é um fenômeno onde os átomos permanecem intactos. Durante as reações, as
moléculas iniciais são "desmontadas" e os seus átomos são reaproveitados para "montar" novas
moléculas.

Reagentes (1° membro) – são as substâncias que estão no início da reação. São as que irão reagir sofrer a
transformação.
Produtos (2° membro) – são as substâncias resultantes da reação química.
Para representar a reação química, utiliza-se uma seta apontando para o lado direito, indicando a transformação e
são utilizados alguns símbolos indicando as condições nas quais a reação deve ocorrer.
∆ - calor
aq – aquoso ( em água)
cat – catalisador
λ – energia luminosa

Em cada substância pode haver os seguintes símbolos:
↑ - desprendimento de gás
↓ - precipitação de um sólido

Nas equações químicas, as substâncias podem aparecer com seus estados físicos:
(s) – sólido
(l) – líquido
44

(g) – gasoso
5.1 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS
Em uma reação química, a estrutura dos átomos, enquanto elementos químicos ficam inalterados. Os átomos de um
elemento não se transformam em átomos de outro elemento. Também não há perda ou criação de átomos novos
(Lei de Lavoisier).
O número de átomos dos reagentes deve ser igual ao número de átomos dos produtos. Quando isso acontece,
dizemos que a equação química está balanceada.
Exemplo de equação balanceada
C + O2 →CO2
Exemplo de equação química não balanceada
H2 + O2 →H2O
Observe que na 1ª equação há um Carbono e no reagente e um Carbono no produto. Também há dois Oxigênio no
reagente e dois no produto. A equação está corretamente balanceada.
Na 2ª equação, há dois Hidrogênios no reagente e dois Hidrogênio no produto, porém há dois Oxigênio no reagente
e apenas um no produto. Então, deve-se balancear esta equação. Há alguns métodos para balancear uma equação
química. O mais fácil e simples é o Método das Tentativas.
Para balancear a 2ª equação, podemos colocar o número 2 na frente do H2 e o número 2 na frente da H2O, assim:
2H2 + O2 → 2H2O
O número de átomos, por exemplo, deve ser mantido sempre. Para esse número damos o nome de índice. O número
que poderá ser colocado na frente do átomo é o coeficiente, no caso, também 2.
Então temos agora 4Hidrogênio no reagente e 4 Hidrogêniono produto. Também 2 Oxigêniono reagente e 2
Oxigêniono produto. A reação agora está balanceada. Quando o coeficiente for 1, ele não precisa ser escrito.

VELOCIDADE DAS REAÇÕES: as reações químicas não ocorrem com a mesma velocidade.Umas são mais rápidas,
outras são bem lentas. A reação entre bicarbonato de sódio, por exemplo, e vinagre, é rápida. Basta os reagentes
entrarem em contato para que ela ocorra. Já a reação que ocorre entre Ferro, Oxigênio e água, formando a
ferrugem, é lenta.
Alguns fatores podem alterar a velocidade das reações químicas.Numa reação entre um comprimido efervescente e
água podemos acelerar a velocidade desta reação. Basta dividir o comprimido em pedaços iguais. Então quanto mais
triturado, mais dividido, mais rápida é a reação. Este fator é a superfície de contato, que aumenta e faz com que a
reação seja mais rápida.
O mesmo acontece quanto à temperatura. Se colocarmos o comprimido efervescente em água fria e outro em água
quente, observaremos que com a água quente a reação ocorre mais rápida. Então, o aumento da temperatura faz
com que a velocidade da reação química aumente.

5.2 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS
As reações químicas são classificadas em quatro tipos:
45
- síntese ou adição
- análise ou decomposição
- simples troca ou deslocamento
- dupla troca

SÍNTESE OU ADIÇÃO: é a reação onde duas ou mais substâncias reagem para se transformar em uma.
C + O2→ CO2
CaO + H2O → Ca(OH)2
ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO: é a reação onde uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estrutura
mais simples.
2AgBr→ 2Ag + Br2
2Cu(NO3)2→ 2CuO + 4NO2 + O2

SIMPLES TROCA OU DESLOCAMENTO: é a reação onde uma substância simples troca de lugar com um elemento de
uma substância composta, se transformando em uma nova substância simples.
Zn + H2SO4→ZnSO4 + H2
Fe + CuSO4→ FeSO4 + Cu
DUPLA TROCA: é a reação onde duas substâncias compostas reagem e trocam seus elementos, se transformando em
duas substâncias também compostas.
HCl + NaOH→NaCl + H2O
FeS + 2HCl→ FeCl2 + H2S

5.3 MOL – A quantidade de matéria

Massa molar (u): um único átomo ¹²C (Carbono) tem uma massa de 12u. Um único átomo de ²⁴Mg (Magnésio) tem
umamassa de 24u, ou duas vezes a massa de um átomo ¹²C. Assim, um mol de átomos ²⁴Mg deveria ter a massa de
duas vezes um mol de átomos ¹²C. Se um mol de átomos ¹²C tem massa 12 gramas (por definição), um mol de átomos
²⁴Mg tem massa de 24 gramas.

Como vemos,o átomo ao lado tem:
6 prótons
6 elétrons
6 nêutrons
A = Z + n, ou seja, A= 6 + 6(A = 12)
Como o elétron praticamente não tem massa e a massa do próton é praticamente igual
à do nêutron, temos no núcleo deste átomo 12 partículas com massa, 6 prótons e 6
nêutrons.

Figura 43. Exemplo de átomo. Fonte: Disponível em <http://conocimientoselectricos.blogspot.com.br>
46

Unidade de massa atômica (u) é igual a 1/12 da massa de um átomo de isótopo de Carbono-12.

Figura 44. Representação de unidade de massa atômica igual a 1/2. Fonte: Gabriela Corrêa – Cia. De Ensino.
Note que a massa de um átomo em unidades de massa atômica (u) é numericamente igual à massa de um mol dos
mesmos átomos em gramas (g). A massa em gramas de 1 mol de uma substância é chamada massa molar. A massa
molar (em gramas) de qualquer substância sempre é numericamente igual à sua massa de fórmula (em u).

Exemplos:
a) Uma molécula de H2O tem massa de 18,0 u; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramas;
b) Um íon NaCl tem massa de 58,5 u; 1 mol de NaCl tem massa de 58,5 gramas;
c) Suponha uma amostra de 1,5 mol de Cloreto de cálcio (CaCl2). A massa atômica do Ca = 40,078u. A massa atômica
do Cl = 35,453u. Então, a massa de fórmula do CaCl2 = (40,078) + 2 x (35,453) = 110,984u, (este composto é iônico,
assim não há nenhuma “massa/peso molecular”). Então, um mol de CaCl2 tem uma massa de 110,984 gramas. Assim,
1,5 mol de CaCl2 vale:
(1,5 mol)x(110,984 gramas/mol) = 166,476 gramas
d) Em uma amostra de 2,8 gramas de ouro, quantos átomos existem?
 A fórmula molecular do ouro é: Au.
 O Peso/Massa molecular do Au = 196,9665u.
 Então, 1 mol de ouro tem massa de 196,9665 gramas. Assim, em 2,8 gramas de ouro temos:

196,9665g –––––––––– 1 mol

2,8g –––––––––––––––– X

X=0,0142mol
Necessário se faz entendermos estes números, pois à primeira vista eles sugerem a existência de prótons e/ou de
nêutrons em pedaços no interior do átomo, e isto não acontece. Ocorre que os átomos dos elementos químicos em
sua maioria, possuem isótopos, e cada um destes aparece na natureza com uma determinada frequência.
Átomo de C¹² (massa = 12 u)
(u)
47
Para o magnésio, por exemplo, temos:

Dessa forma, podemos calcular sua massa atômica, que é aquela existente nas tabelas de química, através da média
ponderada das massas de seus isótopos.

 Valores de MA arredondados.

5.4 MASSA MOLECULAR (MM) E MASSA FÓRMULA (MF)
A massa molecular, como o próprio nome diz, indica a massa das moléculas, enquanto que para substâncias não
moleculares a massa