Resumo Química 1°EM

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Química
Estados Físicos da Matéria
Os estados físicos da matéria correspondem às formas pela qual a matéria pode se apresentar na natureza.
Esses estados são definidos de acordo com a pressão, temperatura e sobretudo, pelas forças que atuam nas moléculas.
A matéria, constituída de pequenas partículas (átomos e moléculas), corresponde a tudo aquilo que possui massa e que ocupa determinado lugar no espaço.
Podendo se apresentar em três estados: sólido, líquido e gasoso.
 
Estados Sólido, Líquido e Gasoso
No estado sólido as moléculas que compõem a matéria permanecem fortemente unidas e possuem forma própria e volume constante, por exemplo, o tronco de uma árvore ou o gelo (água em estado sólido).
No estado líquido, as moléculas já apresentam uma menor união e maior agitação, de forma que apresentam forma variável e volume constante, por exemplo, a água em determinado recipiente.
Já no estado gasoso, as partículas que formam a matéria apresentam intensa movimentação, pois as forças de coesão são pouco intensas nesse estado. Neste estado, a substância apresenta forma e volume variáveis.
Sendo assim, no estado gasoso, a matéria terá forma segundo o recipiente que se encontra, caso contrário ela permanecerá disforme, tal qual o ar que respiramos e não vemos.
Para exemplificar, podemos pensar no botijão de gás, o qual apresenta gás comprimido que adquiriu determinada forma.
Mudanças de Estados Físicos
As mudanças de estado físico dependem basicamente da quantidade de energia recebida ou perdida pela substância. Existem essencialmente cinco processos de mudanças de estado físico:
Fusão: passagem do estado sólido para o estado líquido por meio do aquecimento. Por exemplo, um cubo de gelo que fora do congelador vai derretendo e se transformando em água.
Vaporização: passagem do estado líquido para o estado gasoso que é obtido de três maneiras: calefação (aquecedor), ebulição (água fervendo) e evaporação (roupas secando no varal).
Liquefação ou Condensação: passagem do estado gasoso para o estado líquido por meio do resfriamento, por exemplo, a formação do orvalho.
Solidificação: passagem do estado líquido para o estado sólido, ou seja, é o processo inverso à fusão, que ocorre por meio do arrefecimento, por exemplo, água líquida transformada em gelo.
Sublimação: passagem do estado sólido para o estado gasoso e vice-versa (sem passagem pelo estado líquido) e pode ocorrer pelo aquecimento ou arrefecimento da matéria, por exemplo, gelo seco (dióxido de carbono solidificado).
Outros Estados Físicos
Além dos três estados básicos da matéria, existe ainda mais dois: o plasma e o condensado de Bose-Einstein.
O plasma é considerado o quarto estado físico da matéria e representa o estado onde o gás encontra-se ionizado. O Sol e as estrelas são formados basicamente de plasma.
Acredita-se que a maior parte da matéria que existe no universo está em estado de plasma.
Além do plasma, existe ainda um quinto estado da matéria chamado de condensado de Bose-Einstein. Que recebeu esse nome por ter sido previsto teoricamente pelos físicos Satyendra Bose e Albert Einstein.
Um condensado é caracterizado pelas partículas se comportam de maneira extremamente organizada e vibrarem com a mesma energia como se fossem um único átomo.
Esse estado não é encontrado na natureza e foi produzido pela primeira vez em 1995 em laboratório.
Para se chegar a ele é necessário que as partículas sejam submetidas a uma temperatura próxima do zero absoluto (- 273 ºC).
Substância química
É muito comum nos depararmos com o termo substância química em nosso cotidiano, no entanto, este termo é geralmente utilizado de forma pejorativa, como algo que cause danos à saúde e ao meio ambiente. Este é um uso errôneo para o termo pois, as substâncias químicas estão a toda nossa volta e, inclusive, dentro de nós.
O nosso corpo é formado por diversas substâncias químicas. A água (H2O) compõe mais de 50% da massa do corpo humano e as nossas células são compostas por carboidratos (açucares), lipídios, proteínas, entre outras substâncias. Nossa alimentação também é baseada em substâncias químicas, tanto naturais quanto sintéticas.
 
Substância química é qualquer espécie de matéria formada por uma composição constante de elementos químicos, e que tenha propriedades físicas e químicas definidas.
Por exemplo, a substância química água é um líquido à temperatura ambiente (25°C), de característica incolor e inodora, composta por moléculas de H2O, que à pressão de 1 atm possui temperatura de fusão igual a 0ºC e de ebulição igual a 100°C.
Um mesmo elemento químico pode formar substâncias diferentes, dependendo de como estes elementos se organizam, ou com quais outros elementos se combinam, podendo se ligar com um isótopo ou com outros elementos, formando substâncias simples ou compostas.
Quando um átomo de um elemento se liga a outro átomo isótopo dele, este elemento pode formar mais de um alótropo, como é o caso do oxigênio (O) que forma o gás oxigênio (O2) e o ozônio (O3). Este tipo de combinação é chamada de substância simples, pois temos apenas um tipo de elemento se combinando. Já em situações onde temos mais de um tipo de elemento se ligando, temos substâncias compostas, como é o caso da água (H2O), formada por 2 átomos de hidrogênio e 1 de oxigênio.
Uma substância química pode ser classificada como pura ou mistura. Substâncias puras possuem características definidas e sempre se comportam da mesma maneira, como é o caso do ácido clorídrico (HCl), ácido forte presente no estômago humano. Já as misturas são a junção de duas ou mais substâncias puras, como a água do mar ou a maionese e podem ser subdivididas em homogêneas ou heterogêneas.
As misturas homogêneas são aquelas em que não há separação de fases, ou seja, ao observarmos ao olho nu, vemos como uma só substância, como é o caso da água do mar, que é formada por H2O e NaCl (dentre outros sais dissolvidos), mas ao olho nu vemos apenas água salgada.
As misturas heterogêneas são aquelas que formam mais de uma fase ao olho nu, como é o caso de óleos bifásicos ou de uma simples mistura de água com areia.
Existe uma classe de substâncias químicas conhecida como coloides. Esta classe apresenta substâncias que ao olho nu parecem como uma substância pura, no entanto, ao olharmos cuidadosamente em um microscópio, vemos uma separação de fases. Um bom exemplo de coloide é a maionese, que ao ser observada no microscópio, é possível ver as moléculas de gordura que a formam dispersas no líquido.
Tipo de ligação
Quanto ao tipo de ligação, as substâncias são classificadas em iônicas, moleculares ou metálicas. As substâncias iônicas têm pelo menos uma ligação iônica. Exemplo:
NaCl (cloreto de sódio)
NaNO2 (nitrito de sódio)
As substâncias iônicas têm elevados pontos de ebulição e fusão; muitas delas, ao serem dissolvidas na água, têm os seus íons separados por ação da água num processo chamado dissociação iônica; conduzem corrente elétrica em solução aquosa. Acompanhe a tabela com outros exemplos de substâncias iônicas.
	SUBSTÂNCIA IÔNICA
	DESCRIÇÃO
	SULFATO DE BÁRIO
	USADO EM ESTUDOS DE RAIOS X NO TRATO GASTRINTESTINAL
	ÓXIDO DE CÁLCIO
	CAL
	CARBONATO DE CÁLCIO
	MÁRMORE
	ÓXIDO FÉRRICO
	FERRUGEM
	HIDRÓXIDO DE MAGNÉSIO
	ANTIÁCIDO
	HIDRÓXIDO DE SÓDIO
	SODA CÁUSTICA
As substâncias moleculares são formadas exclusivamente por ligações covalentes. Em geral, têm baixa temperatura de ebulição e de fusão. A maioria delas não conduz eletricidade em solução aquosa. Formam moléculas. Exemplos:
água (H2O)
amoníaco (NH3)
Tabela com outros exemplos de substâncias moleculares:
	SUBSTÂNCIA MOLECULAR
	DESCRIÇÃO
	MONÓXIDO DE CARBONO
	GÁS VENENOSO RESULTADO DA COMBUSTÃO INCOMPLETA DA GASOLINA E DO ÁLCOOL
	DIÓXIDO DE CARBONO
	PRODUTO DA REAÇÃO DE COMBUSTÃO. ABSORVIDO PELAS PLANTAS PARA UTILIZAR NA
FOTOSSÍNTESE
	ETANOL
	INGREDIENTE DE BEBIDAS ALCOÓLICAS E COMBUSTÍVEL
	SACAROSE
	AÇÚCAR COMUM
As substâncias metálicas são formadas exclusivamente por ligaçõesmetálicas. Exemplos:
Ferro (Fe), Prata (Ag), Ouro (Au), Alumínio (Al).
Número de elementos químicos
Quanto ao número de elementos químicos, as substâncias podem ser classificadas como simples ou compostas.
Substância simples é aquela formada por um único elemento químico.
Ex. Ferro (Fe), Alumínio (Al), gás hidrogênio (H2).
Substância composta é aquela formada por mais de um tipo de elemento químico.
Ex. Cloreto de sódio (NaCl), Monóxido de Carbono (CO), Água (H2O).
Separação de misturas
O processo de separação de misturas consiste em separar uma mistura (homogênea ou heterogênea) através de técnicas qualitativas e quantitativas. Para entendermos melhor, precisamos definir o que é mistura:
Mistura é toda e qualquer associação composta por dois ou mais substâncias diferentes, podendo se apresentar de forma homogênea (com uma única faze visível a olho nu) ou heterogênea (duas ou mais fases visíveis a olho nu).
Agora que sabemos do que se trata uma mistura, podemos analisar quais são as técnicas e métodos disponíveis para realizar a separação dos componentes de uma mistura. Dependendo do tipo de mistura (sólido – sólido; sólido – líquido; sólido – gasoso; líquido – líquido; gasoso – gasoso) temos uma ou mais técnicas apropriadas para realizar a separação dos componentes, algumas bem simples e outras mais complexas, com diversas etapas de separação para que se possa mensurar o componente de interesse. Devido a vasta possibilidade de métodos e processos de separação, devemos considerar alguns fatores importantes na escolha do melhor método para a mistura em questão, como: Tipo de mistura (homogênea ou heterogênea); Estado físico das substâncias que compõem a mistura; Estado físico da mistura; Propriedades físico-químicas como temperatura de fusão e ebulição, densidade, solubilidade, etc.
Baseando-se no tipo de mistura, veremos alguns métodos de separação de misturas utilizados:
Separação de misturas homogêneas
Destilação simples
Baseia-se na evaporação de um dos componentes da mistura (com menor ponto de ebulição) através do aquecimento, seguido da condensação do produto evaporado. Pode ser realizada em misturas homogêneas entre líquido – sólido ou líquido – líquido (desde que contenham pontos de ebulição bem distintos).
Destilação fracionada
Baseia-se na evaporação de um dos componentes da mistura (com menor ponto de ebulição) através do aquecimento, que deixam a mistura individualmente a medida que seu ponto de ebulição específico é atingido, seguido da separação em coluna de destilação fracionada, e posterior condensação dos destilados sequencialmente. É muito utilizado em misturas que possuem pontos de ebulição dos componentes próximos, como a destilação dos componentes do petróleo, por exemplo. É utilizado para separação de misturas homogêneas no estado líquido – líquido ou gasoso – líquido.
Evaporação
Ocorre com aquecimento da mistura (naturalmente ou através de equipamentos que gerem o calor necessário, como fornos por exemplo) em um recipiente aberto, onde ocorre o processo de evaporação da fase líquida da mistura, restando apenas a fase sólida no recipiente. Pode ser realizada apenas em misturas homogêneas entre sólido -líquido.
Liquefação fracionada
Ocorre através da transformação dos componentes da mistura do estado gasoso para o líquido, um de cada vez, através do resfriamento gradual. Para que seja possível a separação, é necessário que os gases possuam pontos de condensação distintos. É realizado em misturas gasosas apenas.
Separação de misturas heterogêneas
Decantação
Consiste em separar uma mistura heterogênea, ou seja, que apresenta duas ou mais fases através da diferença de densidade, ou seja, a fração mais densa fica no fundo do recipiente e a mais leve fica acima, deste modo pode se realizar a separação através da remoção das partes individualmente. Normalmente utiliza-se o Funil de Bromo para decantação líquido / líquido e béqueres para decantação sólido/ líquido.
Centrifugação
Consiste na separação de misturas heterogêneas entre líquidos ou entre líquidos e sólidos através de um equipamento chamado centrífuga, que separa as fases da mistura através da força centrífuga gerada por um rotor em alta rotação.
Filtração
Consiste na separação de misturas entre líquidos e sólidos ou gases e sólidos através da passagem da mistura por um meio filtrante. Comumente utiliza-se papel filtro para realizar a filtração em laboratório.
Levigação
Consiste em adicionar grande quantidade de água em uma mistura afim de separar os componentes sólidos da mesma, dos componentes menos densos que podem ser arrastados por um líquido. É um processo de separação de uma mistura heterogênea entre sólidos. Muito utilizado na mineração de ouro.
 
Tamisação
Consiste em separar uma mistura heterogênea de sólidos de diversas granulometrias através da passagem da mesma por sistemas de peneiras ou tamises. Pode ser feito em pequenas escalas (laboratórios) ou em escala industrial.
Separação magnética
Consiste na separação de misturas heterogêneas entre sólidos, quando um ou mais componentes da mistura apresenta propriedades magnéticas que possibilitem a utilização de imãs para remover estas partículas da mistura.
Flotação
Consiste em separar misturas entre sólidos e líquidos através da inserção de bolhas de ar e reagentes que tornem as partículas hidrofóbicas em uma suspensão, permitindo que as partículas flutuem na superfície da suspensão. Muito utilizada na mineração.
Modelo Atômico de Dalton
O Modelo Atômico de Dalton apresenta as substâncias como sendo constituídas de pequenas partículas chamadas de átomos. O átomo proposto por Dalton seria uma partícula esférica, maciça e indivisível.
Nos seus postulados, o cientista afirmava que os átomos dos diferentes elementos têm distintas propriedades, mas todos os átomos do mesmo elemento são exatamente iguais.
Nas alterações químicas, o átomo participa como um todo. Os átomos não se alteram quando formam compostos químicos. Eles não podem ser criados nem destruídos.
 
Para Dalton era como se os átomos fossem uma bola de bilhar
O Estudo da Atmosfera
Foi o sistemático estudo da atmosfera que levou Dalton à teoria atômica da matéria. O cientista colhera centenas de amostras de ar de vários lugares da Inglaterra, de montanhas, de vales, da cidade e do campo.
Depois das análises, concluiu que o ar tinha a mesma composição. Isso preocupou Dalton.
Por que o dióxido de carbono, mais pesado, não fica embaixo? Por que se mostraram tão misturados os gases?
Dalton, que não era um grande experimentador, tentou verificar o assunto no laboratório. Colocou um frasco de gás pesado sobre a mesa e inverteu sobre ele um frasco de gás leve, de modo que as bocas dos frascos se tocaram. Logo os gases estavam totalmente misturados.
Dalton explicou esse fato afirmando o que passou a ser conhecido como teoria das pressões parciais:
“As partículas de um gás não repelem as de outro gás, mas apenas as de sua própria espécie”.
Isso levou à suposição de que um gás consiste em pequeníssimas partículas separadas uma das outras por grandes distâncias.
Dalton definiu a Química e a análise química. Segundo ele, tudo que a química pode fazer é separar partículas uma das outras, ou juntá-las entre si.
Essas partículas eram para ele as porções indestrutíveis da matéria que formavam todas as substâncias. E, na verdade, elas continuaram indestrutíveis até a descoberta da radioatividade e da quebra dos átomos.
Saber quanto de cada substância deve entrar num processo para produzir a quantidade necessária de um composto é de máxima importância para qualquer químico.
Por meio de tentativas e erros, foi Dalton quem usou os dados assim coligidos para obter o peso relativo das partículas finais. Chamado hoje de peso atômico.
Os erros cometidos por Dalton decorreram de defeituosas técnicas de laboratório. Estabeleceu os seus pesos atômicos atribuindo peso um à partícula de hidrogênio.
Dizia ele, que uma “simples” de hidrogênio combina-se com uma “simples”de oxigênio e produz um composto de água.
O peso do oxigênio é sete vezes o do hidrogênio, então o peso relativo da partícula de oxigênio é sete vezes o do hidrogênio.
Não sabia que são precisos dois átomos de hidrogênio para combinar-se com o oxigênio, e cometeu um erro ao pesar as substâncias.
A fim de explicar a combinação de seus “simples”, desenhou pequenos círculos com diferentes símbolos centrais para o átomo de cada elemento. O modelo atômico de Dalton, ou teoria atômica de Dalton, foi logo aceito por todos os seus colegas cientistas.
Quem foi Dalton?
John Dalton foi um químico, meteorologista e físico inglês, nasceu em Eaglesfield, Inglaterra, no dia 6 de setembro de 1766 e faleceu em 1844.
Foi eleito para a Academia de Ciências. Ganhou a medalha da Sociedade Real da Inglaterra, em 1826. Descobriu a anomalia da visão das cores, pois sofrera com esse defeito, hoje chamado de daltonismo.
Modelo Atômico de Thomson
O Modelo Atômico de Thomson foi o primeiro modelo de estrutura atômica a indicar a divisibilidade do átomo. De acordo com Thomson, o átomo era formado por elétrons presos a uma esfera onde havia carga elétrica positiva.
História
Quando Joseph John Thomson (1856-1940) estudava a existência de partículas subatômicas, conseguiu comprovar que existiam partículas com carga negativa (os elétrons) menores do que o átomo.
O experimento de J.J. Thomson sugeria que os elétrons situavam-se numa parte do átomo que apresentava carga positiva.
Desse modo, o átomo de Thomson teria o aspecto de ameixas em um pudim. Por esse motivo, o seu modelo, que surgiu por volta de 1898, ficou conhecido como o “modelo pudim de ameixa” ou “pudim com passas”.
 
O cientista inglês Thomson acreditava que a carga do átomo era nula. Isso porque o átomo era composto por cargas positivas e negativas que se anulavam pelo fato de o número de ambas as cargas ser igual.
As experiências de Thomson foram úteis na evolução da teoria atômica. O modelo proposto por ele substituiu o modelo atômico de Dalton, conhecido como "modelo bola de bilhar", pois, segundo esse químico e físico inglês, era esse o aspecto apresentado pelo átomo.
O Modelo Atômico de Thomson, por sua vez, foi substituído pelo Modelo Atômico de Rutherford. O físico neozelandês Rutherford (1871-1937) havia sido aluno de Thomson.
Thomson, professor de Física Experimental da Universidade de Cambridge, é considerado o “pai do elétron” pelo fato de ter descoberto essa partícula subatômica em 1897.
Anos depois, Rutherford confirmou a existência do próton, identificado em 1886 por Eugene Goldstein e, mais tarde, foi a vez do cientista inglês James Chadwick (1891-1974), em 1932, descobrir o nêutron.
Modelo Atômico de Rutherford
O Modelo Atômico de Rutherford sugere que o átomo apresenta o aspecto de um sistema planetário. Por esse motivo ele é chamado de modelo planetário ou de modelo de átomo nucleado.
De acordo com esse modelo apresentado em 1911, os elétrons giram em torno do núcleo (formado por prótons e nêutrons), de forma semelhante aos planetas que giram à volta do Sol.
 
Este modelo substituiu aquele que havia sido proposto por Thomson em 1903. Antes desse, porém, já haviam surgido outros modelos atômicos acerca da distribuição das partículas atômicas.
O modelo de Rutherford representa uma revolução nessa matéria e tornou-se a base da teoria atômica.
O Experimento de Rutherford
Em 1910, Rutherford (1871-1937) estava estudando a trajetória de partículas e a interação entre a radiação alfa e os materiais. Nessa ocasião, ele detectou que havia uma limitação no modelo atômico apresentado por Thomson, o Modelo Atômico de Thomson.
Rutherford fez uma câmera metálica fechada e nela colocou um pequeno recipiente de chumbo com fragmentos de polônio.
Na frente desse recipiente que tinha uma abertura, ele posicionou uma lâmina de ouro bastante fina coberta por uma película de sulfeto de zinco.
Tudo isso estava conectado a um microscópio que era capaz de girar 360º em torno da lâmina de ouro. O objetivo era analisar a incidência das partículas que penetravam através da folha e desintegravam-se espontaneamente de elementos radioativos naturais.
Era possível ver cada incidência de partículas sob a película de sulfeto de zinco através de um ponto destacado no microscópio.
Rutherford anotou a incidência de partículas nos mais diversos ângulos de forma que pudesse analisar cuidadosamente o seu comportamento.
 
Redirecionamento da radiação alfa no experimento de Rutherford
A partir da sua análise, Rutherford verificou que o comportamento das partículas era padronizado. A maior parte delas conseguia atravessar a folha (embora com alguma dificuldade), outras ficavam bloqueadas, enquanto havia ainda algumas que nem sequer eram afetadas.
Rutherford concluiu que haviam muitos espaços vazios e que o centro do átomo era muito menor considerando todo o seu diâmetro. Assim, ele descobriu a eletrosfera. Ou seja, o átomo era formado por um núcleo, onde havia carga positiva concentrada, e por uma eletrosfera, onde se concentra a carga negativa.
Rutherford não sabia do que era constituído o núcleo. Ele apenas supunha que existissem nêutrons, mas isso só foi comprovado na década de 30.
Os elétrons, por sua vez, já descobertos por Thomson em 1905, localizam-se na eletrosfera e circulam ao redor desse pequeno sol nuclear.
Falha no Modelo de Rutherford
Apesar dos avanços, o modelo apresentava erro, o qual é apontado através da teoria do eletromagnetismo.
As partículas com carga elétrica emitem uma onda eletromagnética quando são aceleradas. Seguindo o modelo de Rutherford é o que aconteceria com o elétron que, neste caso, perderia energia e cairia sobre o núcleo, mas não é o que acontece.
O modelo atômico continuou em evolução e Niels Bohr completou a lacuna que havia no modelo de Rutherford. Por esse motivo, esse modelo é chamado de Modelo Atômico de Rutherford-Bohr.
Modelo Atômico de Bohr
O Modelo Atômico de Bohr apresenta o aspecto de órbitas onde existem elétrons e, no seu centro, um pequeno núcleo.
 
O físico dinamarquês Niels Henry David Bohr (1885-1962) deu continuidade ao trabalho desenvolvido com Rutherford. Ele preencheu a lacuna que existia na teoria atômica proposta por Rutherford.
Por esse motivo, o átomo de Bohr pode também ser chamado de Modelo Atômico de Rutherford – Bohr.
Niels havia conhecido Rutherford no laboratório da Universidade de Cambridge e foi levado por ele à Universidade de Manchester onde passaram a trabalhar em conjunto.
Bohr conseguiu explicar como se comportava o átomo de hidrogênio, o que não era possível mediante a teoria atômica de Rutherford.
Mas, embora tenha aperfeiçoado o modelo atômico de Rutherford, o modelo de Bohr ainda não é perfeito, uma vez que continuam havendo lacunas por explicar.
Em 1913, Bohr promoveu experimentos que mostravam essas falhas e propunha um novo modelo.
Se o modelo proposto de Rutherford estivesse correto, ao serem acelerados, os elétrons emitiriam ondas eletromagnéticas. Na sequência, essas partículas perderiam energia e consequentemente colidiriam com o núcleo atômico.
O que acontece, na verdade, é que o elétron emite energia. Quanto maior a sua energia, mais afastado ele fica do núcleo do átomo.
Saiba mais sobre os modelos atômicos e a evolução dos modelos atômicos.
Postulados de Bohr
Mediante o trabalho que desenvolveu, Bohr obteve quatro princípios:
1. Quantização da energia atômica (cada elétron apresenta uma quantidade específica de energia).
2. Os elétrons se movem em uma órbita, as quais são chamadas de “estados estacionários”. Ao absorver energia, o elétron salta para uma órbita mais distante do núcleo.
3. Quando absorve energia, o nível de energia do elétron aumenta saltando para uma camada mais externa. Por outro lado, ela diminui quando o elétron emite energia.
4. Os níveis de energia, ou camadas eletrônicas, acomodam um número determinadode elétrons e são designados pelas letras: K, L, M, N, O, P, Q.
O modelo de Bohr estava ligado à Mecânica Quântica. Assim, a partir da década de 20, Erwin Schrödinger, Louis de Broglie e Werner Heisenberg, especialmente, dão o seu contributo no que respeita ao modelo da estrutura atômica.
Evolução dos modelos atômicos
Os modelos atômicos surgiram a partir da necessidade de explicar a estrutura dos átomos. Quando novas evidências sobre a constituição dos átomos eram apresentadas um novo modelo atômico tentava esclarecer as descobertas.
Os filósofos gregos Demócrito e Leucipo no século V a.C. chamaram de átomo, do grego ατoμoν, a partícula indivisível e a menor parte da matéria.
Embora o conceito de átomo seja antigo, o desenvolvimento das teorias atômicas é datado entre o século XIX e XX. Sendo assim, os principais modelos atômicos desenvolvidos para entender a natureza da matéria foram:
· Modelo atômico de Dalton (1803) — “Modelo bola de bilhar”
· Modelo atômico de Thomson (1898) — “Modelo pudim de passas”
· Modelo atômico de Rutherford (1911) — “Modelo nuclear”
· Modelo atômico de Bohr (1913) — “Modelo planetário”
· Modelo atômico quântico (1926) — “Modelo nuvem eletrônica"
 
Modelo atômico de Dalton
A primeira tentativa reconhecida de descrever os átomos partiu do cientista inglês John Dalton (1766-1844) em um modelo que ficou popularmente conhecido como “bola de bilhar”.
Átomo de Dalton (1803): esfera maciça, indivisível e indestrutível.
 
Segundo Dalton:
· Todas as substâncias são formadas por átomos;
· Os átomos de um elemento químico são idênticos no tamanho e nas características, já os de elementos químicos distintos são diferentes;
· As substâncias são resultado de uma reação química, que consiste na recombinação dos átomos.
Pontos negativos: Como os elétrons ainda não eram conhecidos quando Dalton formulou sua teoria, essas partículas, que hoje sabemos que fazem parte dos átomos, não foram consideradas.
Modelo atômico de Thomson
Joseph John Thomson (18561940) foi o responsável por descobrir a existência dos elétrons, partículas dotadas de carga negativa e que fazem parte dos átomos. Essa descoberta derrubou a teoria atômica de Dalton, que o átomo é indivisível, mas sim formado por partículas ainda menores e, por isso, ficou conhecido como “pudim de passas”.
Átomo de Thomson (1898): esfera de carga positiva com elétrons fixados.
 
Segundo Thomson:
· O átomo é eletricamente neutro;
· Os elétrons fixam-se em uma superfície carregada positivamente;
· Existe uma repulsão entre os elétrons distribuídos nos átomos.
Pontos negativos: Embora Thomson levasse em consideração a existência dos elétrons, o átomo não é uma esfera positiva, mas sim dotada de partículas com cargas positivas, os prótons, identificados em 1886 pelo cientista Eugene Goldstein e confirmados posteriormente por Ernest Rutherford.
Modelo atômico de Rutherford
Através de seus experimentos Ernest Rutherford (18711937) conseguiu demonstrar que o átomo não era uma partícula indivisível como se acreditava, mas sim que ele era formado por partículas menores.
Átomo de Rutherford (1911): núcleo com carga positiva e os elétrons situam-se ao redor dele na eletrosfera.
 
Segundo Rutherford:
· O átomo apresenta uma região central com alta concentração de carga positiva;
· A massa de um átomo se concentra na sua região central;
· Os elétrons são mais leves e se localizam ao redor do núcleo, região que contém muitos espaços vazios.
Pontos negativos: O núcleo atômico não possui apenas partículas de carga positiva, mas existem também outras partículas subatômicas, os nêutrons, descobertos por James Chadwick em 1932. Além disso, o modelo proposto por Rutherford não explicava a emissão de luz pelos átomos.
Modelo atômico de Bohr
Buscando explicar o porquê dos elementos emitirem cores características quando expostos a algumas condições e baseado no modelo atômico de Rutherford, Niels Bohr (1885-1962) propôs uma teoria atômica que explicava a emissão de luz em certas frequências.
Átomo de Bohr (1913): os elétrons se movimentam em camadas circulares fixas ao redor do núcleo.
 
Segundo Bohr:
· Os elétrons movimentam-se nas camadas ao redor do núcleo;
· As camadas ao redor do núcleo apresentam valores de energia específicos;
· Para ir para um nível mais externo o elétron deve absorver energia. Ao retornar para uma camada mais próxima do núcleo, o elétron libera energia.
Pontos negativos: Não se pode afirmar que os elétrons realizam uma trajetória ao redor do núcleo em posições fixas como os planetas ao redor do Sol.
Modelo atômico quântico
Muitos cientistas contribuíram para o desenvolvimento da mecânica quântica, que tenta explicar a "mais real" estrutura de um átomo pela combinação de diversos estudos e, por isso, é o mais complexo.
Átomo quântico (1926): o núcleo é formado por prótons (carga positiva) e nêutrons (carga nula), e os elétrons (carga negativa) formam uma nuvem eletrônica ao redor do núcleo.
 
Segundo o modelo atômico quântico:
· O núcleo é formado por prótons e nêutrons. Como apenas os prótons possuem carga, o núcleo é carregado positivamente;
· Os elétrons formam uma nuvem eletrônica ao redor do núcleo;
· Os elétrons se movimentam em orbitais, num espaço tridimensional;
· A posição exata de um elétron não pode ser definida. O que é feito são cálculos que determinam a probabilidade da região que um elétron estará em dado tempo.
Os números quânticos têm a função de localizar os elétrons. São eles:
O número quântico principal (n) representa os níveis de energia, ou seja, quais as camadas eletrônicas de um átomo.
O número quântico secundário (l) indica os subníveis de energia, ou seja, o subnível de energia a que o elétron pertence.
O número quântico magnético (m) é aquele que indica a órbita onde os elétrons se encontram.
Isótonos, Isóbaros e Isoeletrônicos
Os isótonos são átomos que possuem a mesma quantidade de nêutrons; os isóbaros possuem o mesmo número de massa, e os isoeletrônicos, o mesmo número de elétrons.
No texto “Isótopos”, você viu que estes são átomos que pertencem ao mesmo elemento químico e que, por isso, possuem o mesmo número de prótons (ou número atômico (Z)), mas apresentam diferente número de nêutrons e, consequentemente, diferente número de massa (A).
Agora falaremos de outros casos de semelhanças atômicas, que ocorrem, porém, entre átomos de elementos químicos diferentes:
Isótonos: Átomos que possuem o mesmo número de nêutrons, mas diferentes números atômicos (Z) e de massa (A).
Por exemplo, observe as representações dos quatro elementos químicos a seguir:
1737Cl           2040Ca           1226Mg           1428Si
Conforme explicado no texto Cálculo das Partículas Atômicas, os números subscritos (na parte inferior) representam o número atômico (Z), que se refere aos prótons. Já os números sobrescritos (na parte superior) correspondem ao número de massa (A). Visto que o número de massa é a soma dos prótons com os nêutrons existentes no núcleo, é possível, por meio dos valores fornecidos, descobrir quantos nêutrons cada um desses átomos possui:
A = P + N
N = A – P
Veja:
	1737Cl
N = A – P
N = 37-17
N = 20
	2040Ca
N = A – P
N = 40 - 20
N = 20
	1226Mg
N = A – P
N = 26 - 12
N = 14
	1428Si
N = A – P
N = 28 - 14
N = 14
 
 
 
Veja que o 1737Cl e o 2040Ca possuem 20 nêutrons, sendo, portanto, isótonos um do outro. Já o 1226Mg e o 1428Si possuem 14 nêutrons e são isótonos entre si.
Observe que ambos os pares de isótonos possuem os números atômicos e os números de massa diferentes, o que resulta em diferentes propriedades químicas e físicas.
Isóbaros: Átomos que possuem o mesmo número de massa (A), mas diferentes números atômicos (Z).
Os exemplos a seguir são isóbaros, pois todos possuem o número de massa igual a 40: 2040Ca, 1940K, 1840Ar.
Isoeletrônicos: Átomos ou íons que possuem o mesmo número de elétrons.
Para determinar a quantidade de elétrons, é necessário verificar se setrata de um átomo no estado fundamental ou um íon. Se for um átomo no estado fundamental, a quantidade de elétrons será exatamente igual à quantidade de prótons, pois, nessa condição, a carga total do átomo é nula. Por outro lado, no caso dos íons, a quantidade de elétrons será indicada pela sua carga. Se a carga é positiva (cátion), quer dizer que o átomo perdeu elétrons; mas se é negativa (ânion), significa que o átomo ganhou elétrons.
Por exemplo, note os casos a seguir:
1020Ne           1123Na+           816O2-
O neônio está no estado fundamental e não possui carga, logo, a sua quantidade de elétrons é igual ao número de prótons, isto é, 10. Já o cátion sódio tinha onze elétrons no estado fundamental, mas sua carga (1+) indica que ele perdeu um elétron, ficando, assim, com dez. Por fim, o ânion oxigênio tinha oito elétrons no estado fundamental, mas sua carga indica que ele ganhou dois, ficando, portanto, com dez elétrons. Assim, esses três exemplos possuem dez elétrons, sendo, portanto, isoeletrônicos entre si.
Número Atômico
O número atômico, representado pela letra Z maiúscula, corresponde ao número de prótons existentes no núcleo dos átomos (Z=P).
Cada elemento químico possui um número atômico, ou seja, não existem átomos de elementos químicos distintos que apresentem o mesmo número atômico.
Por isso, os números atômicos dos elementos facilitam a classificação e a constituição da tabela periódica. Eles são representados na parte inferior do elemento, enquanto os números de massa (A) estão na parte superior: zXA
Estrutura do Átomo
O átomo é uma partícula diminuta e eletricamente neutra, composta de cargas positivas e negativas, donde os prótons, íons de carga positiva, apresentam o mesmo número de elétrons, os quais íons de carga negativa que orbitam na eletrosfera, em volta do núcleo (p = e).
Em outros termos, o átomo é formado de partículas subatômicas chamadas de próton (p), com carga positiva, de nêutron (n), eletricamente neutros, e ainda por elétron (e), de carga negativa.
Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo dos átomos, enquanto os elétrons transitam pela eletrosfera, ou seja, em volta do núcleo.
Número Atômico e Número de Massa
Vale destacar que o número atômico (Z) e o número de massa (A)são informações que compõem a estrutura dos elementos químicos.
Contudo, deve-se atentar aos conceitos para que não haja confusão, visto que o número atômico representa o número de prótons de um átomo, e o número de massa corresponde a soma do número de prótons e o número de nêutrons.
O número de massa é expresso pela seguinte fórmula:
A = p + n
Note que a partir dessa expressão, pode-se calcular também:
· Número de prótons: Z = A - n ou P = A - n
· Número de nêutrons: n = A - Z
Tabela Periódica
A Tabela Periódica é um modelo que agrupa todos os elementos químicos conhecidos e suas propriedades. Eles estão organizados em ordem crescente de números atômicos (número de prótons).
No total, a nova Tabela Periódica possui 118 elementos químicos (92 naturais e 26 artificiais).
Cada quadrado especifica o nome do elemento químico, seu símbolo e seu número atômico.
Organização da Tabela Periódica
Os chamados Períodos são as linhas horizontais numeradas, que possuem elementos que apresentam o mesmo número de camadas eletrônicas, totalizando sete períodos.
· 1º Período: 2 elementos
· 2º Período: 8 elementos
· 3º Período: 8 elementos
· 4º Período: 18 elementos
· 5º Período: 18 elementos
· 6º Período: 32 elementos
· 7º Período: 32 elementos
Com a organização dos períodos da tabela algumas linhas horizontais se tornariam muito extensas, por isso é comum representar a série dos lantanídeos e a série dos actinídios à parte dos demais.
As Famílias ou Grupos são as colunas verticais, onde os elementos possuem o mesmo número de elétrons na camada mais externa, ou seja, na camada de valência. Muitos elementos destes grupos estão relacionados de acordo com suas propriedades químicas.
São dezoito Grupos (A e B), sendo que as famílias mais conhecidas são do Grupo A, também chamados de elementos representativos:
· Família 1A: Metais Alcalinos (lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio).
· Família 2A: Metais Alcalino-Terrosos (berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio).
· Família 3A: Família do Boro (boro, alumínio, gálio, índio, tálio e nihônio).
· Família 4A: Família do Carbono (carbono, silício, germânio, estanho, chumbo e fleróvio).
· Família 5A: Família do Nitrogênio (nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio, bismuto e moscóvio).
· Família 6A: Calcogênios (oxigênio, enxofre, selênio, telúrio, polônio, livermório).
· Família 7A: Halogênios (flúor, cloro, bromo, iodo, astato e tenessino).
· Família 8A: Gases Nobres (hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio, radônio e oganessônio).
Os elementos de transição, também chamados de metais de transição, representam as 8 famílias do Grupo B:
· Família 1B: cobre, prata, ouro e roentgênio.
· Família 2B: zinco, cádmio, mercúrio e copernício.
· Família 3B: escândio, ítrio e sério de lantanídeos (15 elementos) e actinídeos (15 elementos).
· Família 4B: titânio, zircônio, háfnio e rutherfórdio.
· Família 5B: vanádio, nióbio, tântalo e dúbnio.
· Família 6B: cromo, molibdênio, tungstênio e seabórgio.
· Família 7B: manganês, tecnécio, rênio e bóhrio.
· Família 8B: ferro, rutênio, ósmio, hássio, cobalto, ródio, irídio, meitnério, níquel, paládio, platina, darmstádio.
Por determinação da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), os grupos passaram a ser organizados por números de 1 a 18, embora ainda seja comum encontrarmos as famílias sendo descritas por letras e números como mostrado anteriormente.
Uma importante diferença que o novo sistema apresentado pela IUPAC gerou é que a família 8B corresponde aos grupos 8, 9 e 10 na tabela periódica.
Eletronegatividade
Eletronegatividade é uma propriedade periódica que indica a tendência do átomo para atrair elétrons. Ela acontece quando o átomo está numa ligação química covalente, ou seja, no compartilhamento de um ou mais pares de elétrons.
O que a determina é a capacidade do núcleo atômico para atrair elétrons vizinhos. A partir daí, segundo a Teoria de Octeto, são formadas moléculas estáveis.
A eletronegatividade é considerada a propriedade mais importante da tabela periódica. A sua importância decorre do fato de ela induzir o comportamento dos átomos, a partir do qual são formadas as moléculas.
As outras propriedades periódicas são:
· afinidade eletrônica
· eletropositividade
· potencial de ionização
· raio atômico
Variação da Eletronegatividade na Tabela Periódica
Os elementos mais eletronegativos são os que se encontram do lado direito e na parte superior da tabela periódica.
À medida que os elementos se distanciam dessa posição, ou seja, quanto mais se dirijam para o lado esquerdo e para a parte inferior, menos eletronegativos eles são.
O flúor (F) é o elemento químico mais eletronegativo. Embora ele não seja o elemento que está mais posicionado do lado direito da tabela, ele é o primeiro logo a seguir aos gases nobres.
Os gases nobres não fazem ligações químicas e, por esse motivo, a sua eletronegatividade é muito pouco significativa.
Enquanto isso, Césio (Cs) e Frâncio (Fr) são os elementos menos eletronegativos.
O inverso acontece quanto ao tamanho do raio atômico. Desta forma, pode-se dizer que quanto maior o raio atômico, menor a eletronegatividade de um elemento.
História da Tabela Periódica
A finalidade fundamental de se criar uma tabela era facilitar a classificação, a organização e o agrupamento dos elementos conforme suas propriedades.
Até se chegar ao modelo atual, muitos cientistas criaram tabelas que pudessem demonstrar uma forma de organizar os elementos químicos.
A Tabela Periódica mais completa foi elaborada pelo químico russo Dmitri Mendeleiev (1834-1907), no ano de 1869 em função da massa atômica dos elementos.
Mendeleiev organizou grupos de elementos de acordo com as propriedades semelhantes e deixou espaços vazios para os elementos que ele acreditava que aindaseriam descobertos.
A Tabela Periódica como a conhecemos atualmente foi organizada por Henry Moseley, em 1913, por ordem de número atômico dos elementos químicos, reorganizando a tabela proposta por Mendeleiev.
William Ramsay descobriu os elementos neônio, argônio, criptônio e xenônio. Esses elementos juntamente com hélio e radônio incluíram a família dos gases nobres na Tabela Periódica.
Glenn Seaborg descobriu os elementos transurânicos (do número 94 ao 102) e em 1944 propôs a reconfiguração da Tabela Periódica, colocando a série dos actinídios abaixo da série dos lantanídios.
Em 2019, a tabela periódica completa 150 anos e foi criada uma resolução das Nações Unidas e da UNESCO para que esse seja o Ano Internacional da Tabela Periódica dos Elementos Químicos como forma de reconhecimento de uma das criações mais influentes e importantes da ciência.
Curiosidades da Tabela Periódica
· A União Internacional de Química Pura e Aplicada (em inglês: International Union of Pure and Applied Chemistry - IUPAC) é uma ONG (Organização não governamental) dedicada aos estudos e avanços da Química. Mundialmente, o padrão estabelecido para a Tabela Periódica é recomendado pela Organização.
· Há 350 anos atrás, o primeiro elemento químico isolado em laboratório foi o fósforo pelo alquimista alemão Henning Brand.
· O Elemento Plutônio foi descoberto na década de 40, pelo químico estadunidense Glenn Seaborg. Ele descobriu todos os elementos transurânicos e ganhou o Prêmio Nobel em 1951. O elemento 106 recebeu o nome Seabórgio em sua homenagem.
· Em 2016, novos elementos químicos da tabela foram oficializados: Tennessine (Ununséptio), Nihonium (Ununtrio), Moscovium (Ununpêntio) e Oganesson (Ununóctio).
· Os novos elementos químicos sintetizados são chamados de superpesados por conterem em seus núcleos um número elevado de prótons, que vem a ser muito superior aos elementos químicos encontrados na natureza.
Números Quânticos
Os números quânticos são quatro: principal (n), secundário (l), magnético (m ou ml) e spin (s ou mS). Eles têm a função de localizar os elétrons, motivo pelo qual não existem elétrons que tenham os quatro números quânticos iguais.
Número Quântico Principal
O número quântico principal (n) é aquele que indica os níveis de energia, ou seja, a camada eletrônica em que o elétron está.
As camadas eletrônicas K, L, M, N, O, P e Q representam, respectivamente, os seguintes números quânticos principais 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7:
K = 1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7
Número Quântico Secundário
O número quântico secundário, azimutal ou de momento angular (l) é aquele que indica os subníveis de energia, ou seja, o subnível de energia a que o elétron pertence.
Os subníveis de energia s, p, d e f representam, respectivamente, os seguintes números quânticos secundários 0, 1, 2 e 3:
s: l = 0, p: l = 1, d: l = 2, f: l = 3
Número Quântico Magnético
O número quântico magnético (m ou m1) é aquele que indica a órbita onde os elétrons se encontram:
· O subnível s possui 1 orbital, que é o orbital (0).
· O subnível p possui 3 orbitais, que são os orbitais (0), (+1) e (-1).
· O subnível d possui 5 orbitais, que são os orbitais (-2), (-1), (0), (+1) e (+2).
· O subnível f possui 7 orbitais, que são os orbitais (-3), (-2), (-1), (0), (+1), (+2) e (+3).
Número Quântico de Spin
O número quântico de spin (s ou mS) é aquele que indica o sentido de rotação do elétron:
Se o orbital de um subnível for negativo, a rotação é no sentido negativo, o qual é representado por uma seta para cima. Mas, se o orbital de um subnível for positivo, a rotação é no sentido positivo, o qual é representado por uma seta para baixo.
Exemplo do Elemento Ferro (26Fe)
Distribuição eletrônica do ferro: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
1. Tendo em conta que o seu elétron mais energético se encontra na camada 3, então, n = 3.
2. Seu subnível é d, então, l = 2.
3. O subnível d possui 5 órbitas. Ao distribuir os elétrons, o último fica no orbital -2, então, m = -2.
4. O spin (s) tanto pode ser +½ como -½.
Distribuição Eletrônica
A distribuição eletrônica ou configuração eletrônica a forma como os elementos químicos são ordenados considerando o número de elétrons que eles possuem e a sua proximidade do núcleo atômico.
Distribuição eletrônica em camadas
Após terem surgido vários modelos atômicos, o modelo de Bohr sugeriu a organização da eletrosfera em órbitas.
Os elétrons se organizam e distribuem-se pelas camadas eletrônicas, estando uns mais próximos do núcleo e outros mais distantes.
 
Quanto mais distantes do núcleo, mais energia têm os elétrons
Então, surgiram as 7 camadas eletrônicas (K, L, M, N, O, P e Q), as quais são representadas pelas linhas horizontais numeradas de 1 a 7 na tabela periódica.
Os elementos que constam nas mesmas linhas apresentam o mesmo número máximo de elétrons e também os mesmos níveis de energia.
Com isso, é possível observar que os elétrons se encontram em níveis e sub-níveis de energia. Assim, cada um possui uma determinada quantidade de energia.
	
Nível de Energia
	
Camada Eletrônica
	
Nº Máximo de Elétrons
	1°
	K
	2
	2°
	L
	8
	3°
	M
	18
	4°
	N
	32
	5°
	O
	32
	6°
	P
	18
	7°
	Q
	8
A camada de valência é a última camada eletrônica, ou seja, a camada mais externa do átomo. Segundo a Regra do Octeto, os átomos possuem a tendência de se estabilizarem e ficarem neutros.
Isso acontece quando eles apresentam a mesma quantidade de prótons e nêutrons, com oito elétrons na última camada eletrônica.
Posteriormente, surgiram os subníveis de energia, representados pelas letras minúsculas s, p, d, f. Cada subnível suporta um número máximo de elétrons:
	Subníveis
	Número máximo de elétrons
	s
	2
	p
	6
	d
	10
	f
	14
Diagrama de Pauling
O Diagrama de Pauling, também conhecido como Diagrama de Energia, é a representação da distribuição eletrônica através de subníveis de energia.
Através do esquema, o químico Linus Carl Pauling (1901-1994) sugeriu algo além do que já havia com relação à distribuição de elétrons dos átomos de elementos químicos.
Para melhorar a disposição, Pauling propôs os subníveis de energia. Através deles, seria possível dispor os elétrons do menor ao maior nível de energia de um átomo no seu estado fundamental.
Distribuição eletrônica de Linus Pauling
De acordo com o modelo proposto por Pauling, a eletrosfera está dividida em 7 camadas eletrônicas (K, L, M, N, O, P e Q) ao redor do núcleo atômico, sendo que cada uma delas permite um número máximo de elétrons, que são 2, 8, 18, 32, 32,18 e 8, respectivamente.
Na distribuição de eletrônica também foram atribuídos os subníveis de energia, apresentando primeiro o elétron de menor energia até chegar ao elétron de energia maior.
	
	Camadas Eletrônicas
	N.º Máximo de Elétrons
	Subníveis de Energia
	1
	K
	2 e-
	1s2
	
	
	
	2
	L
	8 e-
	2s2
	2p6
	
	
	3
	M
	18 e-
	3s2
	3p6
	3d10
	
	4
	N
	32 e-
	4s2
	4p6
	4d10
	4f14
	5
	O
	32 e-
	5s2
	5p6
	5d10
	5f14
	6
	P
	18 e-
	6s2
	6p6
	6d10
	
	7
	Q
	8 e-
	7s2
	7p6
	
	
A camada K tem apenas um subnível (s), a camada L tem dois subníveis (s e p), a camada m tem três subníveis (s, p e d) e, assim, respectivamente.
Os subníveis s permitem até 2 elétrons, enquanto os subníveis p permitem até 6 elétrons. Na sequência, os subníveis d permitem até 10 elétrons, enquanto os subníveis f permitem até 14 elétrons.
Repare que a soma dos elétrons comportados em cada subnível por camada eletrônica resulta no número máximo de elétrons em cada uma das 7 camadas.
K: s2 = 2
L e Q: s2 + p6 = 8
M e P: s2 + p6 + d10 = 18
N e O: s2 + p6 + d10 + f14= 32
Foi, então, que Pauling descobriu a ordem crescente de energia:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
A partir daí surgem as setas diagonais no esquema para fazer a distribuição eletrônica dos elementos:
Diagrama de Pauling
Exemplo da distribuição eletrônica do fósforo 15P:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Como até 3s2 já tínhamos um total de 12 elétrons (2 + 2 + 6 + 2), precisamos apenas de mais 3 elétrons do subnível3p6.
Assim, podemos ir buscar a quantidade necessária de elétrons, desde que ela não seja superior a 6, que é o número máximo que o subnível 3p6 comporta.
Camada de Valência
A Camada de Valência é a última camada de distribuição eletrônica de um átomo. Por ser a camada mais externa, também é a que fica mais distante do núcleo atômico.
De acordo com a Regra do Octeto, a camada de valência precisa de oito elétrons para se estabilizar.
Assim, os átomos adquirem estabilidade quando têm 8 elétrons na camada de valência. Isso acontece com os gases nobres, eles apresentam a camada de valência completa. A única exceção é o elemento Hélio que possui 2 elétrons.
Os demais elementos precisam fazer ligações químicas para receber os elétrons faltantes e alcançar os oito elétrons na camada de valência.
Os elétrons da camada de valência são os que participam das ligações, pois são os mais externos.
Camadas da Eletrosfera
Conforme o modelo atômico de Rutherford-Bohr, os elétrons giram ao redor do núcleo atômico, em diferentes camadas energéticas.
Existem sete camadas designadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q. Cada uma suporta um número máximo de elétrons.
 
Ligações Químicas
As ligações químicas correspondem à união dos átomos para a formação das substâncias químicas.
Em outras palavras, as ligações químicas acontecem quando os átomos dos elementos químicos se combinam uns com os outros e os principais tipos são:
· Ligações iônicas: transferência de elétrons;
· Ligações covalentes: compartilhamento de elétrons;
· Ligações metálicas: existência de elétrons livres.
Regra do Octeto
A Teoria do Octeto, criada por Gilbert Newton Lewis (1875-1946), químico estadunidense, e Walter Kossel (1888-1956), físico alemão, surgiu a partir da observação dos gases nobres e algumas características como por exemplo, a estabilidade dos elementos que apresentam 8 elétrons na Camada de Valência.
Portanto, a Teoria ou Regra do Octeto explica a ocorrência das ligações químicas da seguinte forma:
“Muitos átomos apresentam estabilidade eletrônica quando possuem 8 elétrons na camada de valência (camada eletrônica mais externa).”
Para tanto, o átomo procura sua estabilidade doando ou compartilhando elétrons com outros átomos, donde surgem as ligações químicas.
Vale lembrar que existem muitas exceções à Regra do Octeto, principalmente entre os elementos de transição.
Tipos de Ligações Químicas
Ligação Iônica
Também chamada de ligação eletrovalente, esse tipo de ligação é realizada entre íons (cátions e ânions), daí o termo "ligação iônica".
Para ocorrer uma ligação iônica os átomos envolvidos apresentam tendências opostas: um átomo deve ter a capacidade de perder elétrons enquanto o outro tende a recebê-los.
Portanto, um ânion, de carga negativa, se une com um cátion, de carga positiva, formando um composto iônico por meio da interação eletrostática existente entre eles.
Exemplo: Na+Cl- = NaCl (cloreto de sódio ou sal de cozinha). Nesse composto, o sódio (Na) doa um elétron para o cloro (Cl) e se torna um cátion (carga positiva), enquanto o cloro torna-se um ânion (carga negativa).
 
Outros exemplos de substâncias formadas por ligações iônicas são:
· Brometo de potássio, KBr
· Cloreto de cálcio, CaCl2
· Fluoreto de magnésio, MgF2
Os compostos iônicos geralmente são encontrados no estado sólido em condições ambientes e apresentam elevados pontos de fusão e ebulição. Quando dissolvidos em água, essas substâncias são capazes de conduzir corrente elétrica, já que seus íons são liberados em solução.
Ligação Covalente
Também chamada de ligação molecular, as ligações covalentes são ligações em que ocorre o compartilhamento de elétrons para a formação de moléculas estáveis, segundo a Teoria do Octeto; diferentemente das ligações iônicas em que há perda ou ganho de elétrons.
Além disso, pares eletrônicos é o nome dado aos elétrons cedidos por cada um dos núcleos, figurando o compartilhamento dos elétrons das ligações covalentes.
Exemplo: H2O: H - O - H (molécula de água) formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. Cada traço corresponde a um par de elétrons compartilhado formando um molécula neutra, uma vez que não há perda nem ganho de elétrons nesse tipo de ligação.
 
Outros exemplos de substâncias formadas por ligações covalentes são:
· Gás oxigênio, O2
· Sacarose (açúcar de mesa), C12H22O11
· Ácido clorídrico, HCl
As ligações covalentes podem ser classificadas em polares ou apolares. No caso da água temos uma ligação covalente polar, pois os átomos que compõem a molécula apresentam diferentes eletronegatividades. Já o oxigênio (O2) apresenta uma ligação covalente apolar, pois é formado por átomos de um único elemento químico e, por isso, não apresenta diferença de eletronegatividade.
Ligação Covalente Dativa
Também chamada de ligação coordenada, ocorre quando um dos átomos apresenta seu octeto completo, ou seja, oito elétrons na última camada e o outro, para completar sua estabilidade eletrônica, necessita adquirir mais dois elétrons.
Esse tipo de ligação é representada por uma seta e um exemplo é o composto dióxido de enxofre SO2: O = S → O.
Isso ocorre porque é estabelecida uma dupla ligação do enxofre com um dos oxigênios para atingir sua estabilidade eletrônica e, além disso, o enxofre doa um par de seus elétrons para o outro oxigênio para que ele fique com oito elétrons na sua camada de valência.
Ligações Metálicas
As ligações metálicas são tipos de ligações químicas que ocorrem entre metais. Elas formam uma estrutura cristalina chamadas de “ligas metálicas” (união de dois ou mais metais).
Propriedades dos metais
Na tabela periódica, os metais são os elementos da Família I A, chamados de Metais Alcalinos (lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio) e os elementos da Família II A, os Metais Alcalino-Terrosos (berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio).
Além disso, no bloco B (grupo 3 ao 12), tem-se a categoria dos “Metais de Transição”, por exemplo, o ouro, prata, cromo, ferro, manganês, níquel, cobre, zinco, platina, dentre outros.
Já os mais importantes elementos que compõem os “Metais Representativos” são: alumínio, gálio, índio, estanho, tálio, chumbo, bismuto.
Os metais são encontrados na natureza no estado sólido (exceto o mercúrio encontrado no estado líquido), possuem brilho característico e a facilidade de perderem elétrons.
São considerados bons condutores elétricos e térmicos (calor), possuem densidade elevada, alto ponto de fusão e ebulição, maleabilidade e ductibilidade.
Teoria da nuvem eletrônica
Também denominada de “Teoria do Mar de Elétrons”, a Teoria da Nuvem eletrônica determina o fluxo de elétrons.
Nas ligações metálicas, ocorre a liberação de elétrons que formam cátions (íons de carga positiva), e são chamados de “elétrons livres”.
Em outras palavras, os elétrons mais externos, uma vez que estão mais distantes do núcleo do átomo, movimentam-se livremente formando uma “nuvem” ou um “mar” de elétrons
Esse modelo confere a propriedade de maleabilidade e ductibilidade dos metais. Esses elementos correspondem a um conglomerado de átomos neutros e cátions imersos numa nuvem ou “mar” de elétrons livres, formando, assim, as ligações metálicas. Estas, mantém os átomos unidos por meio de um retículo cristalino.
Exemplos de ligas metálicas
As ligas metálicas, constituídas por dois ou mais tipos de metais e formadas através das ligações metálicas, são utilizadas na confecção de muito produtos.
Merecem destaque os fios, lâmpadas, estruturas de carros, bicicletas, viadutos, eletrodomésticos, dentre outros.
A seguir, apresentamos alguns exemplos mais notórios das ligas metálicas:
· Aço Comum: liga metálica muito resistente composta de ferro (Fe) e carbono (C), utilizada nas construções de pontes, fogão, geladeira, dentre outras.
· Aço Inoxidável: composta de ferro (Fe), carbono (C), cromo (Cr) e níquel (Ni). Diferente do aço comum, essa liga metálica não sofre oxidação, ou seja, não enferruja, sendo utilizada na construção de vagõesde metrô, trens, fabricações de peças automotivas, utensílios cirúrgicos, fogões, pias, talheres, etc.
· Bronze: liga metálica formada por cobre (Cu) e estanho (Sn) e utilizada na construção de estátuas, fabricação de sinos, moedas, etc.
· Latão: constituída de cobre (Cu) e zinco (Zn), esse tipo de liga metálica é muito utilizada na fabricação de armas, torneiras, etc.
· Ouro: n fabricação de joias, o ouro não é empregado em sua forma pura, ou seja, da forma encontrada na natureza. Assim, a liga metálica formada para a fabricação de joias é composta de 75% de ouro (Au) e 25% de cobre (Cu) ou prata (Ag). Observe que para a confecção de joias de ouro 18 quilates, utilizam-se 25% de cobre, enquanto que o ouro chamado de 24 quilates é considerado “ouro puro”. Além disso, a liga metálica composta de ouro é utilizada na fabricação de veículos espaciais, acessórios de astronautas, dentre outros.
Curiosidade
A “Idade dos Metais”, última fase da pré-história, foi caracterizada pela descoberta e dominação dos metais pelos homens, seja na confecção de artefatos, armas ou ferramentas.
Posteriormente, expandiu-se o conhecimento sobre as técnicas de fundição e, a partir disso, os metais tornaram-se elementos essenciais na construção da humanidade.
Forças intermoleculares
Forças intermoleculares são as forças exercidas para manter unidas duas ou mais moléculas.
Elas correspondem a ligações químicas que têm a função de unir ou repelir as moléculas de um composto.
As forças intermoleculares provocam estados físicos diferentes nos compostos químicos. Essa interação pode ser mais ou menos forte, conforme a polaridade das moléculas.
Classificação
As forças intermoleculares são classificadas em três tipos que variam conforme a intensidade:
· Ligação de Hidrogênio: Ligação de forte intensidade.
· Dipolo Permanente ou dipolo-dipolo: Ligação de média intensidade.
· Dipolo Induzido ou Forças de London: Ligação de fraca intensidade.
O conjunto das forças intermoleculares também pode ser chamado de Forças de Van der Waals.
Ligação de Hidrogênio
A ligação ou ponte de hidrogênio ocorre em moléculas polares que têm o hidrogênio unido à elementos eletronegativos e com volume atômico baixo, como o oxigênio (O), flúor (F) e nitrogênio (N).
É a força intermolecular mais forte, pois existe uma grande diferença de eletronegatividade entre os elementos.
Um exemplo de ligação de hidrogênio ocorre na molécula de água (H2O) nos estados sólido e líquido.
 
Na água líquida essa interação ocorre de forma desordenada, enquanto que no gelo as moléculas dispõem-se tridimensionalmente em uma estrutura cristalina organizada.
Dipolo-dipolo
O dipolo-dipolo ocorre entre as moléculas dos compostos polares e é considerada uma interação de força intermediária.
Os elétrons estão distribuídos de forma assimétrica e assim o elemento mais eletronegativo atrai os elétrons para si.
Nas ligações dipolo-dipolo, as moléculas polares interagem de maneira que os polos opostos sejam preservados.
 
Interação dipolo-dipolo nas moléculas de ácido clorídrico (HCl)
Com o exemplo acima, podemos perceber que a interação dipolo-dipolo ocorre devido à atração entre os polos de carga oposta.
O polo negativo (cloro) atrai o polo positivo (hidrogênio) da molécula vizinha.
Dipolo induzido
O dipolo induzido é constituído pela atração não gravitacional que ocorre em todas as moléculas e é o único tipo de atração entre moléculas apolares.
Os elétrons estão distribuídos de forma uniforme e não há formação de dipolo elétrico. Porém, quando as moléculas apolares se aproximam induzem a formação de dipolos temporários.
Dipolo induzido na molécula de cloro (Cl2)
Nos estados físicos sólido e líquido, as moléculas estão tão próximas que se forma uma deformação instantânea das nuvens eletrônicas e originam-se polos positivo e negativo.
Forças intermoleculares x Forças intramoleculares
É importante saber que as forças intermoleculares são um tipo de ligações químicas. As demais são as "forças intramoleculares".
Assim, as forças intermoleculares são exercidas entre as moléculas e as intramoleculares no interior das moléculas.
As forças intramoleculares são:
Iônica
A ligação iônica é considerada uma ligação química forte. Ela é produzida pela atração eletrostática entre íons de cargas diferentes (+ e -).
Ligação iônica no cloreto de sódio (NaCl)
Consiste na relação estabelecida entre metal e não-metal por meio da transferência de elétrons.
Covalente
As forças que produzem a ligação covalente resultam na partilha de pares de elétrons entre dois átomos de não-metais.
Ligação covalente na molécula de cloro (Cl2)
A maior parte dos compostos covalentes tem pontos de ebulição e fusão baixos, são pouco solúveis em água e dissolvem-se com facilidade em solventes apolares.
Metálica
A ligação metálica resulta das forças exercidas no interior das moléculas de substâncias metálicas.
Ligação metálica entre átomos de metais
Os metais têm poucos elétrons de valência, sendo bons condutores de eletricidade, calor e refletem a radiação.
Íon, Cátion e Ânion
O íon é definido como um átomo eletrizado que ganhou ou perdeu elétrons. Já o cátion e o ânion são considerados íons.
Cátion
Os cátions, são normalmente formados por metais alcalinos (família IA) e metais alcalinos terrosos (família IIA) da tabela periódica.
Eles apresentam carga positiva, na medida em que perdem um ou mais elétrons (ionização), resultando, assim, num número de prótons superior em relação ao número de elétrons.
Tipos de Cátions
· Os cátions que apresentam carga +1 são chamados de monopositivos;
· Os cátions que possuem a carga +2 são denominados de dipositivos;
· Os cátions que apresentam carga +3 recebem o nome de tripositivos;
· Os cátions que apresentam carga +4 são os tetrapositivos.
Exemplos de Cátions
· Na+1 (sódio)
· K+1 (potássio)
· Mg+2 (magnésio)
· Ca+2 (cálcio)
· Zn+2 (zinco)
· Al+3 (alumínio)
· Pb+4 (chumbo)
Ânion
Os ânions, por sua vez, possuem carga negativa, pois recebem um ou mais elétrons, resultando num maior número de elétrons em relação ao número de prótons.
Tipos de Ânions
· Os ânions monovalentes possuem carga -1;
· Os ânions bivalentes possuem carga -2;
· Os ânions trivalentes possuem carga -3;
· Os ânions tetravalentes possuem carga -4.
Exemplos de Ânions
· Cl-1 (cloro)
· Br-1(Bromo)
· F-1(flúor)
· O-2 (oxigênio)
· S-2 (enxofre)
· N-3 (nitrogênio)
Polaridade das moléculas
De acordo com a polaridade, as moléculas são classificadas em polares e apolares.
Ao submeter uma molécula a um campo elétrico (polos positivo e negativo) e ocorrer uma atração devido às cargas, essa molécula é considerada polar. Quando não há orientação em direção ao campo elétrico, trata-se de uma molécula apolar.
Outra maneira de identificar a polaridade é através da soma dos vetores de cada ligação polar da molécula, pois em uma molécula apolar, o momento dipolar resultante () é igual a zero. Quando  é diferente de zero, a molécula é polar.
De maneira geral, dois fatores influenciam a polaridade das moléculas: a eletronegatividade dos átomos e a geometria molecular.
Eletronegatividade dos átomos
A capacidade de um átomo atrair para si os elétrons compartilhados com outro átomo em uma ligação covalente é chamada de eletronegatividade.
Veja o que acontece na formação do cloreto de hidrogênio:
Formação de ligação no cloreto de hidrogênio
De acordo com valores de eletronegatividade atribuídos ao hidrogênio e cloro, esses são, respectivamente, 2,20 e 3,16. O cloro apresenta maior eletronegatividade e, por isso, atrai o par de elétrons da ligação para si, provocando um desequilíbrio de cargas.
A molécula de HCl (ácido clorídrico) é polar, porque se forma um polo negativo no cloro devido ao acúmulo de carga negativa e, consequentemente, o lado do hidrogênio tende a ficar com carga positiva acumulada, formando um polo positivo.
O mesmo ocorre com o HF (ácido fluorídrico), HI (ácido iodídrico) e o HBr (ácido bromídrico), que são moléculas diatômicas, cujos átomos possuem eletronegatividadesdiferentes.
Moléculas apolares
Quando uma molécula é formada por apenas um tipo de elemento químico, não há diferença de eletronegatividade, sendo assim, não se formam polos e a molécula é classificada como apolar, independentemente de sua geometria.
Exemplos:
	Moléculas apolares
	Estrutura
	Hidrogênio, H2
	
	Nitrogênio, N2
	
	Fósforo, P4
	
	Enxofre, S8
	
Uma exceção a essa regra é a molécula de ozônio, O3.
 
Ressonância na molécula de ozônio
Embora seja formada apenas por átomos de oxigênio, sua geometria angular apresenta pequena polaridade devido à ressonância entre os pares de elétrons emparelhados e livres na molécula.
Geometria molecular
As ligações covalentes polares são formadas pelo compartilhamento desigual de elétrons entre os átomos ligantes.
Entretanto, não só a presença desse tipo de ligação faz com que uma molécula seja polar. É necessário levar em consideração a maneira como os átomos se organizam para formar a estrutura.
Quando há diferença de eletronegatividade entre os átomos, a geometria determina se a molécula é polar ou apolar.
	Molécula
	Estrutura
	Geometria
	Polaridade
	Dióxido de carbono, CO2
	
	Linear
	Apolar
	Água, H2O
	
	Angular
	Polar
O dióxido de carbono é apolar devido à geometria linear que faz com que o momento dipolar resultante da molécula seja igual a zero. Em contrapartida, a água com sua geometria angular faz com que a molécula seja polar devido o vetor do momento dipolar ser diferente de zero.
Momento dipolar
Os polos de uma molécula referem-se à carga parcial, representada por , visto que os elétrons são compartilhados e não transferidos de um átomo para outro.
A polaridade de uma molécula com mais de dois átomos é determinada pelo  (vetor momento dipolar resultante), em que são somados os vetores de cada ligação polar da molécula. Quando o resultado é nulo, a molécula é apolar e, caso contrário, polar.
Exemplo 1: Molécula de dióxido de carbono, CO2.
	Elemento
	Eletronegatividade
	Carbono
	2,55
	Oxigênio
	3,44
O CO2 tem duas ligações polares, pois o oxigênio é mais eletronegativo que o carbono.
Como a molécula é linear, a atração eletrônica do oxigênio “da esquerda” é contrabalançada pela atração do oxigênio “da direita” e, como resultado, temos uma molécula apolar.
Em outras palavras, o momento dipolar resultante é nulo, pois os vetores possuem:
· mesma intensidade (ligações iguais).
· mesma direção.
· sentidos contrários.
Exemplo 2: Molécula de água, H2O.
	Elemento
	Eletronegatividade
	Hidrogênio
	2,20
	Oxigênio
	3,44
A água tem duas ligações polares, pois o oxigênio é mais eletronegativo que o hidrogênio.
Na geometria angular da água, o lado dos hidrogênios é eletropositivo, e o oxigênio, eletronegativo.
Como os vetores não se cancelam, o vetor resultante é diferente de zero, caracterizando uma molécula polar.
Moléculas polares e apolares
Molécula é um grupamento estável de dois ou mais átomos, iguais ou diferentes, unidos através de ligações covalentes.
Compostos moleculares são classificados de acordo com a polaridade.
· Moléculas Apolares: não existe diferença de eletronegatividade entre os átomos.
· Moléculas Polares: existe diferença de eletronegatividade entre os átomos, apresentando um polo positivo e outro polo negativo.
Quando a molécula é formada por mais de um elemento químico, o número de nuvens eletrônicas e ligantes ao átomo central determina a polaridade.
Moléculas apolares
As moléculas tem seus átomos unidos por ligações covalentes, ou seja, há o compartilhamento de elétrons.
Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair para si os elétrons em uma ligação, formando polos na molécula.
O átomo que atrai os elétrons se torna o polo negativo, pelo acúmulo de carga negativa, e o outro átomo se torna o polo positivo.
Quando uma molécula é formada por átomos de um único elemento químico, não há diferença de eletronegatividade e a molécula é apolar.
Moléculas apolares: O2 e N2
As moléculas de substâncias simples, como O2 e N2, são formadas por átomos do mesmo elemento; já as moléculas de substâncias compostas possuem pelo menos dois elementos diferentes.
Moléculas apolares: CO2 e BeH2
As moléculas CO2 e BeH2 também são apolares devido à geometria. Como ambas possuem geometria linear, os átomos das extremidades, oxigênio e hidrogênio, atraem os elétrons da ligação para si, pois são mais eletronegativos.
A atração do átomo da esquerda é contrabalanceada pela atração do átomo da direita. Como as ligações são iguais, ou seja, possuem mesma intensidade, mas direções diferentes, as moléculas não formam polos.
Moléculas polares
Quando uma molécula é formada por átomos diferentes há diferença de eletronegatividade, mas é a geometria da molécula que determina se a mesma será polar ou apolar.
Moléculas polares: H2O e NH3
Nos dois exemplos, vemos que os átomos centrais, oxigênio e nitrogênio, possuem pares de elétrons desemparelhados que formam nuvens eletrônicas.
Como há mais nuvens eletrônicas ao redor do átomo central do que átomos iguais ligados a ele, a molécula é polar.
Com a formação de uma nuvem eletrônica, a molécula assume uma estrutura que melhor acomoda os átomos e, por isso, a geometria da água é angular e da amônia piramidal.
Geometria Molecular
A geometria molecular é a forma que demonstra como os átomos se dispõem numa molécula.
O assunto começou a ser explorado partir da década de 50. Isso aconteceu quando o químico inglês Ronald James Gillespie (1924-) e o químico australiano Ronald Sydney Nyholm (1917-1971) descreveram o arranjo espacial dos átomos.
Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos de Valência (TRPEV)
Os pares eletrônicos correspondem aos pares de elétrons que participam das ligações químicas.
Assim, a Teoria ou Modelo de Repulsão de Pares de Elétrons no Nível de Valência (VSEPR) é muito importante para a geometria da molécula.
Isso porque os pares eletrônicos da camada de valência (última camada eletrônica) do átomo central formam as chamadas “nuvens eletrônicas”, as quais possuem a propriedade de se repelirem.
No entanto, a força de repulsão existente entre os átomos é pequena e por isso, incapaz de desfazer as ligações químicas das moléculas. Assim, os ângulos formados pela repulsão das nuvens eletrônicas, conferem um tipo de geometria da molécula.
Tipos de Geometria Molecular
A geometria da molécula, dependendo dos átomos que a compõem, assume diversas formas geométricas. As mais importantes são linear, angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica.
· Linear: formada por molécula diatômicas ou biatômicas (2 atómos) com ângulos de 180°, por exemplo, HCl, BeF2, CO2, C2H2, BeH2, XeF2.
· Angular: formada por três ou quatro nuvens na camada eletrônica, com ângulos menores que 120º, por exemplo, H2O, O3, SO2, SF2.
· Triangular Plana ou Triangular: formada por três nuvens na camada de valência com ângulo de 120 º, por exemplo, COCl2, H2CO3, SO3, NO3-, BF3, BH3.
· Piramidal Trigonal: formada por quatro nuvens eletrônicas e três ligações químicas, os ângulos da molécula são menores que 109,5º, por exemplo, NH3, ClO3-, PCl3 H3O.
· Tetraédrica: formada por quatro nuvens eletrônicas e quatro ligações químicas, os ângulos da molécula são de 109,5º, por exemplo, NH4, CH4, BF4-, CH4, CH3Cl.
Vetores: soma, subtração e decomposição
Vetores são setas que têm como características a direção, o módulo e o sentido. Na Física, além dessas características, os vetores têm nomes. Isso porque eles representam grandezas (força, aceleração, por exemplo). Se estivermos falando sobre o vetor aceleração, uma seta (vetor) estará em cima da letra a.
Direção horizontal, módulo e sentido (da esquerda para a direita) do vetor aceleração
Soma de Vetores
A adição de vetores pode ser feita através de duas regras, seguindo os seguintes passos:
Regra do Paralelogramo
1.º Junte as origens dos vetores.
2.º Trace uma linha paralela a cada um dos vetores, formando um paralelogramo.
3.º Some a diagonal do paralelogramo.
Importa referir que nesta regra podemos somar apenas 2 vetores de cada vez.
Regrada Poligonal
1.º Junte os vetores, um pela origem, outro pela extremidade (ponta). Faça assim sucessivamente, conforme o número de vetores que precisa somar.
2.º Trace uma linha perpendicular entre a origem do 1.º vetor e a extremidade do último vetor.
3.º Some a linha perpendicular.
Importa referir que nesta regra podemos somar vários vetores por vez.
Subtração de Vetores
A operação de subtração de vetores pode ser feita pelas mesmas regras da adição.
Regra do Paralelogramo
1.º Faça linhas paralelas a cada um dos vetores, formando um paralelogramo.
2.º De seguida, faça o vetor resultante, que é o vetor que se encontra na diagonal desse paralelogramo.
3.º Faça a subtração, considerando que A é o vetor oposto de -B.
Regra da Poligonal
1.º Junte os vetores, um pela origem, outro pela extremidade (ponta). Faça assim sucessivamente, conforme o número de vetores que precisa somar.
2.º Faça uma linha perpendicular entre a origem do 1.º vetor e a extremidade do último vetor.
3.º Faça a subtração da linha perpendicular, considerando que A é o vetor oposto de -B.
Decomposição de Vetores
Na decomposição vetorial através de um único vetor podemos encontrar as componentes em dois eixos. Esses componentes são a soma de dois vetores que resultam no vetor inicial.
A regra do paralelogramo também pode ser usada nessas operações:
1.º Trace dois eixos perpendiculares entre si com origem no vetor existente.
2.º Trace uma linha paralela a cada um dos vetores, formando um paralelogramo.
3.º Some os eixos e verifique que o seu resultado é igual ao do vetor que havia inicialmente.
Substâncias moleculares e iônicas 
As substâncias iônicas são aquelas que possuem pelo menos uma ligação iônica, ou seja, quando há transferência definitiva de elétrons de um dos átomos para outro, formando íons. O átomo do elemento que perdeu os elétrons fica com carga positiva e é um íon chamado de cátion, enquanto o átomo que recebeu os elétrons, ficando com carga negativa, é o ânion.
Existem íons simples (formados apenas por um átomo) e íons compostos (formados por grupos de átomos de elementos químicos diferentes que, juntos, ganharam ou perderam um ou mais elétrons). A seguir temos uma tabela com a lista dos ânions e cátions, simples e compostos, que formam os compostos iônicos.
Tabela de ânions que formam as substâncias iônicas
Tabela de cátions que formam as substâncias iônicas
Entre os ânions mostrados acima, os mais importantes são: cloreto, carbonato, nitrato e sulfato. Eles ligam-se com elementos menos eletronegativos que eles e formam os principais sais encontrados na natureza e em nosso cotidiano. O cloreto é um ânion simples, enquanto os demais grupos são todos ânions compostos.
Os sais são substâncias iônicas inorgânicas que, segundo a teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius, podem ser definidos como compostos que em meio aquoso liberam pelo menos um cátion diferente de H+ (ou H3O+) e pelo menos um ânion diferente de OH-.
Os sais formados por ânions compostos possuem ligações iônicas e covalentes, sendo que os ânions são formados por ligações covalentes (com compartilhamento de elétrons), e a ligação entre esses ânions e um metal ou um semimetal é iônica.
Por exemplo, o nitrato de sódio (NaNO3) é formado pela ligação iônica entre o cátion sódio (Na+) e o ânion nitrato (NO3-), ocorrendo a transferência de um elétron. Observe abaixo que há essa ligação iônica, mas a ligação que forma o ânion é covalente:
Esta, porém, é só a fórmula unitária. As substâncias iônicas ficam unidas, na verdade, formando grandes aglomerados de formas geométricas bem definidas que são chamados de retículos cristalinos. Isso acontece em virtude da atração eletrostática que há entre essas cargas de sinais opostos, os íons acabam se atraindo aos que estão mais próximos, formando esses retículos, em que vários ânions ficam ao redor de um cátion e vice-versa. A quantidade de íons que fica ao redor de um íon de carga oposta é chamada de número de coordenação.
Por exemplo, a seguir temos o sal sulfato de cobre (CuSO4) e uma ilustração do seu retículo cristalino:
Em razão desses arranjos, as substâncias iônicas possuem as seguintes propriedades principais:
São sólidas em temperatura ambiente;
Apresentam elevados pontos de fusão e ebulição;
São duras e quebradiças;
Conduzem corrente elétrica quando dissolvidas na água e quando fundidas.
Abaixo temos os textos que explicam sobre como os ânions cloretos, carbonatos, nitratos e sulfatos se formam, sua constituição, propriedades, fontes, importância, aplicações e exemplos de substâncias iônicas que os contêm. 
Propriedades da Água
A água tem características especiais que permitem a vida no planeta, entre elas, sua grande capacidade de dissolver substâncias, além de conter nutrientes orgânicos e inorgânicos, é encontrada em maior quantidade na forma líquida, aspectos essenciais aos seres vivos.
Se comparada com o ar, ela possui valores maiores de densidade, resistência à passagem da luz e calor específico.
A Estrutura da Molécula da Água
A fórmula da água, H2O, indica que é composta por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. Esses átomos compartilham de forma desigual os elétrons, criando uma polaridade (cargas positivas e negativa).
Em outras palavras, a molécula da água é polar e por isso as moléculas ligam-se através de pontes de hidrogênio, que são bem fortes.
Representação das moléculas de água e a ponte de hidrogênio entre elas. Observe as cargas elétricas.
A água na natureza pode ser encontrada no estado sólido nas geleiras de regiões muito frias, no estado de vapor formando a atmosfera e as nuvens, ou como líquido nos rios, mares e outros corpos aquáticos.
A forma mais abundante na natureza, nas condições normais de temperatura e pressão, é a líquida graças à sua estrutura química, além do fato de ter um alto ponto de ebulição (só ferve aos 100°).
Essas características da molécula da água influenciam várias propriedades químicas e físicas da água, como a tensão superficial, o calor específico, a solubilidade, entre outras, explicadas a seguir.
Propriedades Físico-Químicas da Água
Solubilidade
A água é um excelente solvente porque é capaz de dissolver enorme quantidade de substâncias. As substâncias que se dissolvem são chamadas solutos e ao ser misturada com o solvente forma uma solução. Essa propriedade é muito importante para os seres vivos porque absorvem nutrientes (como o cálcio, o magnésio, etc) dissolvidos na água que bebem.
Tensão Superficial
Esquema das forças de coesão nas moléculas da superfície e nas moléculas internas.
A tensão superficial é uma propriedade física que resulta da força de atração entre as moléculas internas e da superfície.
Nas moléculas internas, como as forças são em todas as direções elas se anulam, já na superfície as forças de coesão puxam para os lados e para baixo, desse modo, fazem com que a superfície fique como uma película elástica.
Inseto na "película elástica" formada pela tensão superficial.
Exemplo: um inseto consegue caminhar sobre a água por causa da tensão superficial. Muitos organismos marinhos vivem nessa região da película como os protozoários, as bactérias, os copépodos, entre outros.
Densidade
A densidade é uma medida da concentração da massa em certo volume, ou seja, determina o quanto a substância é compacta.
A densidade da água varia e diminui em temperaturas menores. Isso explica porque o gelo flutua na superfície da água.
Gráfico mostrando as variações de densidade da água de acordo com a temperatura.
Exemplo: a superfície dos lagos congela devido a essa diferença de densidade em relação ao interior do lago.
Calor Específico
O calor específico ou capacidade térmica da água é a quantidade de calor que é preciso para elevar em 1°C a temperatura de 1g de uma substância.
A água tem um elevado calor específico, o que significa dizer, que ele consegue aumentar ou diminuir bastante sua temperatura sem mudar de estado físico, mas por outro lado isso demora mais a acontecer, se comparado com outras substâncias.
Exemplo: como a