apostila de quimica

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QUÍMICA FUNDAMENTAL 
Tiago Marcel Oliveira 
FACULDADE ÚNICA DE 
IPATINGA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Tiago Marcel Oliveira 
 
Técnico em química industrial pelo CEFET/MG (2002), licenciado em Química pelo Centro 
Universitário de Caratinga/MG (2005) e Mestre em Engenharia Industrial pelo Centro 
Universitário Católica do Leste de Minas Gerais (UnilesteMG) (2010). Trabalha no Governo 
do Estado de Minas Gerais como servidor público efetivo lotado na Secretaria de 
Educação ministrando a disciplina de química para o ensino médio. Além disso, é 
Coordenador do curso de Química Licenciatura Plena da Faculdade Única de Ipatinga na 
modalidade EaD e professor adjunto I-A da mesma instituição. 
QUÍMICA FUNDAMENTAL 
 
1ª edição 
Ipatinga – MG 
2020 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FACULDADE ÚNICA EDITORIAL 
 
Diretor Geral: Valdir Henrique Valério 
Diretor Executivo: William José Ferreira 
Ger. do Núcleo de Educação à Distância: Cristiane Lelis dos Santos 
Coord. Pedag. da Equipe Multidisciplinar: Gilvânia Barcelos Dias Teixeira 
Revisão Gramatical e Ortográfica: Izabel Cristina da Costa 
Revisão/Diagramação/Estruturação: Bárbara Carla Amorim O. Silva 
 Carla Jordânia G. de Souza 
 Rubens Henrique L. de Oliveira 
Design: Brayan Lazarino Santos 
 Élen Cristina Teixeira Oliveira 
 Maria Luiza Filgueiras 
 
 
 
 
 
 
 
 
© 2020, Faculdade Única. 
 
Este livro ou parte dele não podem ser reproduzidos por qualquer meio sem Autorização 
escrita do Editor. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Anexo 03 – Bairro Bethânia – CEP: 35164-779 – Ipatinga/MG 
Tel (31) 2109 -2300 – 0800 724 2300 
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importantes nas quais você deve ter um maior grau de 
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cada unidade do livro. 
 
São para o esclarecimento do significado de 
determinados termos/palavras mostradas ao longo do 
livro. 
 
Este espaço é destinado para a reflexão sobre 
questões citadas em cada unidade, associando-o a 
suas ações, seja no ambiente profissional ou em seu 
cotidiano. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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SUMÁRIO 
PROPRIEDADES DOS MATERIAIS .................................................. 7 
1.1 MATÉRIA .................................................................................................................. 7 
1.2 ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA ............................................................................. 8 
1.3 PROPRIEDADES EXTENSIVA DO SISTEMA X PROPRIEDADE INTENSIVA DO SISTEMA
 ............................................................................................................................... 12 
1.4 PROPRIEDADES ESPECÍFICAS DA MATÉRIA ......................................................... 13 
1.4.1 Densidade ...................................................................................................... 13 
1.4.2 Cor ................................................................................................................... 14 
1.4.3 Dureza ............................................................................................................. 14 
1.4.4 Brilho................................................................................................................. 15 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 16 
MISTURA ................................................................................................... 21 
2.1 INTRODUÇÃO AS MISTURAS ................................................................................. 21 
2.2 MÉTODOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS ........................................................... 22 
2.2.1 Decantação .................................................................................................. 22 
2.2.2 Filtração .......................................................................................................... 23 
2.2.3 Sifonação........................................................................................................ 24 
2.2.4 Flotação .......................................................................................................... 25 
2.2.5 Separação Magnética ................................................................................ 25 
2.2.6 Centrifugação ............................................................................................... 26 
2.2.7 Evaporação ................................................................................................... 27 
2.2.8 Destilação ....................................................................................................... 28 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 29 
ESTRUTURA DA MATÉRIA ......................................................................... 33 
3.1 A IDEIA DE ÁTOMO ............................................................................................... 33 
3.2 MODELO DE DALTON ............................................................................................ 33 
3.3 MODELO ATÔMICO DE THOMSON ...................................................................... 35 
3.4 MODELO RUTHERFORD ......................................................................................... 36 
3.5 MODELO DE BOHR ................................................................................................ 38 
3.6 O ÁTOMO MODERNO .......................................................................................... 39 
3.6.1 Orbital .............................................................................................................. 42 
3.6.2 Configuração Eletrônica ............................................................................. 43 
3.7 LEI PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS ....................................................... 47 
3.7.1 Famílias ou Grupos ........................................................................................ 50 
3.7.2 Períodos ........................................................................................................... 51 
3.7.3 Classificação dos Elementos....................................................................... 51 
3.8 PROPRIEDADES PERIÓDICAS ................................................................................ 53 
3.8.1 Raio Atômico ................................................................................................. 53 
3.8.2 Energia De Ionização ................................................................................... 54 
3.8.3 Afinidade Eletrônica ..................................................................................... 58 
3.8.4 Eletronegatividade ....................................................................................... 59 
3.8.5 Demais Propriedades Periódicas ............................................................... 61 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 62 
LIGAÇÕES QUÍMICAS .............................................................................66 
4.1 INTRODUÇÃO........................................................................................................ 66 
4.2 LIGAÇÃO IÔNICA ................................................................................................ 68 
4.2.1 Propriedades Físicas dos Compostos Iônicos ........................................... 71 
4.3 LIGAÇÃO COVALENTE ......................................................................................... 72 
UNIDADE 
01 
UNIDADE 
02 
UNIDADE 
03 
UNIDADE 
04 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
 
 
 
4.3.1 Propriedades dos Compostos Moleculares ou Covalentes .................. 73 
4.3.2 Ligação Covalente Coordenativa ............................................................ 74 
4.4 LIGAÇÃO METÁLICA ............................................................................................ 74 
4.4.1 Propriedades das Substâncias Formadas por Ligação Metálica ........ 75 
FIXANDO O CONTEÚDO ............................................................................................... 76 
INTERAÇÃO INTERMOLECULARES ........................................................... 79 
5.1 FORÇAS DE VAN DER WAALS OU DIPOLO INSTANTÂNEO – DIPOLO INDUZIDO
 ............................................................................................................................... 79 
5.2 DIPOLO – DIPOLO ................................................................................................. 81 
5.3 LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO ................................................................................. 81 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 84 
INTRODUÇÃO ÀS FUNÇÕES INORGÂNICAS .......................................... 89 
6.1 ÓXIDOS ................................................................................................................. 89 
6.1.1 Óxidos Neutros ............................................................................................... 90 
6.1.2 Óxidos Básicos ............................................................................................... 90 
6.1.3 Óxidos Ácidos ou Anidridos ......................................................................... 91 
6.1.4 Óxidos Duplos ou Mistos ............................................................................... 91 
6.1.5 Óxidos Anfóteros ........................................................................................... 91 
6.1.6 Reação de Formação de um Óxido ......................................................... 92 
6.1.7 Nomenclatura de Óxidos ............................................................................ 93 
6.2 BASES OU HIDRÓXIDOS ........................................................................................ 95 
6.2.1 Reação de Obtenção de uma Base ........................................................ 96 
6.2.2 Nomenclatura de Hidróxidos ...................................................................... 96 
6.3 ÁCIDOS ................................................................................................................. 96 
6.3.1 Hidrácidos ....................................................................................................... 97 
6.3.2 Oxiácidos ........................................................................................................ 97 
6.4 SAIS ........................................................................................................................ 99 
6.3.3 Nomenclatura de Sais .................................................................................. 99 
FIXANDO O CONTEÚDO .................................................................................... 101 
RESPOSTAS DO FIXANDO O CONTEÚDO ......................................... 104 
REFERÊNCIAS .................................................................................... 105 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNIDADE 
05 
UNIDADE 
06 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
 
 
 
CONFIRA NO LIVRO 
 
Na Unidade 1, você irá conhecer a matéria e suas propriedades. 
Como ocorre as transformações de estados físicos e suas 
particularidades ao nível molecular. Também veremos como usar as 
propriedades dos materiais para identificar as substâncias. 
 
Na Unidade 2, você será capaz de aprender como as substâncias 
se juntam para formar sistemas e como elas interagem formando 
diferentes tipos de sistemas. Ainda veremos como realizar a 
separação desses sistemas para que possamos usar as substâncias. 
 
 
 
Na Unidade 3, buscaremos entender o átomo e sua evolução, 
também veremos sobre a lei periódica e a organização dos 
elementos químicos. 
 
Na Unidade 4, estudaremos sobre como os elementos se agrupam 
para formar substâncias e as diferentes propriedades formadas. 
 
 
 
Na Unidade 5, veremos como ocorre a formação das forças de 
interações entre as moléculas, também aprenderemos a avaliar o 
ponto de ebulição bem como diversos fenômenos que ocorrem por 
meio das forças de interações. 
 
Na Unidade 6 buscaremos entender as substâncias inorgânicas. 
Aprenderemos a formular várias substâncias bem com dar nome e 
realizar sua reação de obtenção. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
Os fenômenos químicos são conhecidos há muito tempo atrás. Existem registros 
do domínio do fogo pelo homem, das mumificações no Egito antigo, da produção 
de vinho no Império Romano bem como a fundição de metais e formação de ligas 
metálicas de interesse na época para produção de vasilhames e armas de guerra. 
Ficou registrado também a alquimia, que foi uma grande contribuição à química 
como ciência, embora a alquimia por não utilizar o método científico não pode ser 
considerada uma ciência. Também não podemos deixar de destacar as 
contribuições de Paracelso na Iatroquímica. No entanto toda ciência só pode ser 
considerada assim se empregar o método científico, foi no século XVIII que com a 
introdução do método científico e influenciada pelos trabalhos de Lavoisier que a 
química se firma como uma Ciência Moderna. No entanto, o que é a química? 
Como um conceito geral podemos dizer “química é a ciência que estuda a 
matéria, suas transformações e suas interações bem como a aplica”. A química é a 
ciência que estuda a matéria do ponto de vista microscópico, as interações das 
partículas bem como suas transformações tal como um sólido passando para o 
estado líquido ou um material que se transforma em outro ao sofrer uma reação 
química. 
Existe um pré-conceito com o conhecimento químico. Uma pessoa quando 
quer se referir a um alimento com muito conservante diz assim, isso faz mal, tem muita 
química, ou quando uma pessoa observa uma região poluída por uma indústria diz 
que isso foi a química que fez. Mas em contrapartidas, as pessoas não se referem aos 
inúmeros benefícios que a química é responsável no nosso organismo ou tem trazido 
nos dias atuais na produção de medicamentos, alimentos, cosméticos, produtos de 
limpezas, combustíveis e óleos lubrificantes entre outros inúmeros casos, nos quais a 
vida moderna já não tem com existir sem eles. 
A química se divide de uma forma geral em Química Inorgânica, Química 
Orgânica e Físico-Química. Para entendermos de uma maneira simples podemos 
dizer que a inorgânica estuda os compostos iônicos ou covalentes sem cadeia 
carbônica como exemplos os sais, minerais, óxidos tais como minério de ferro e os 
materiais metálicos. Já a Química Orgânica estuda os compostos do carbono. A 
exemplo temos as moléculas constantes no nosso organismo como as proteínas, 
gorduras, vários medicamentos, plásticos e pesticidas. Já a físico-química se ocupa 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
 
 
 
em estudar as variações de energia que ocorre nos fenômenos físico e químicos com 
as moléculas ou compostos inorgânicos ou moléculas orgânicas, como exemplo 
podemos citar a velocidade de uma reação química, a espontaneidadede uma 
reação (se ela ocorre espontaneamente ou precisa ser forçada) e as interações com 
a radiações no ambiente. 
Cada área possui uma importância enorme dentro do universo da química, 
pois é com o somatório das três que possibilitamos hoje presenciar o atual estágio de 
avanço da química a exemplo realizar a produção de compostos nanotecnológicos 
ou “inteligentes” no qual apresentam uma eficiência muito maior se comparado os 
compostos não nanotecnológicos. Podemos observar na Figura 1 a manipulação das 
substâncias em um laboratório químico. 
 
Figura 1: Apresentação da química 
 
Fonte: Governo do Estado do Ceará (2017-2020) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
 
PROPRIEDADES DOS MATERIAIS 
 
 
 
1.1 MATÉRIA 
A matéria pode ser definida de uma forma clássica como “Tudo que possui 
massa e ocupa lugar no espaço’, mas e agora se nos perguntarmos, o que é a 
matéria do ponto de vista da química? Todos os materiais apresentam o mesmo 
ponto de fusão? Respondendo às perguntas começando pela segunda, óbvio que 
não, um material que apresenta composição diferente do outro e apresenta ponto 
de fusão diferente. Então chegamos a uma conclusão que a composição faz 
apresentar diferentes pontos de fusões. 
Podemos dizer que o ponto de fusão afere uma propriedade do material que 
é a capacidade de separar suas partículas. Então começamos a responder a 
primeira pergunta também, a matéria do ponto de vista químico é um conjunto de 
partículas sendo que as partículas podem ser átomos, moléculas ou íons que são 
arranjadas ou organizadas a uma determinada distância, no popular uma partícula 
pode ficar longe ou mais perto da outra ao se organizar ou compor o material, e de 
acordo com as forças que chamamos de interação que estão unindo as partículas 
do material fazem elas ficarem mais perto ou mais longe e também definem o quanto 
de energia (calor) elas precisam para se distanciar é que define o ponto exato de 
fusão como acima mencionamos, assim cada material tem o seu ponto de fusão já 
que se as partículas são diferentes, as interações também são diferentes podendo ser 
mais forte ou mais fraca e assim necessita de mais energia (calor) para realizar tal 
processo. Tudo isso explica porque diferentes materiais possuem diferentes 
propriedades, pois a composição define tudo no material, qual seu ponto de fusão 
ou ebulição, se é sólido, líquido ou gasoso a temperatura ambiente, se é mais duro 
ou mais mole, se possui rigidez ou elasticidade, se possui cheiro ou não ou qual cor 
vai apresentar. 
Podemos então dizer que estudar as propriedades dos Materiais é de suma 
importância para entendermos seu comportamento, prevermos suas transformações 
ao ser submetido a um processo e realizar a aplicação de seu uso em uma 
determinada função tecnológica. Assim podemos ver fotos de diversos materiais na 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 
 
 
Figura 2. 
 
Figura 2: Diferentes tipos de matérias existentes 
 
Fonte: Mateco (2009, online) 
 
1.2 ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA 
A matéria possui basicamente três estados físicos, sendo eles o estado sólido, 
líquido e gasoso. O estado sólido é marcado pelo momento em que as partículas de 
um determinado material estão no estado de maior proximidade e organização (ou 
baixa grau de liberdade). Assim as interações (forças) existentes entre as partículas 
são fortes e estão prevalecendo sobre a energia cinética total das partículas (energia 
cinética é a energia ligado ao grau de vibração, ou seja, a velocidade no qual as 
partículas se movimentam) e assim as partículas ficam com pouca vibração se 
comparado a outros estados e podem assim ficar mais próximas e organizadas. Uma 
marca do estado sólido é a forma e volume definidos, como exemplo podemos citar 
ao encher um copo de gelo, o gelo não ocupa todo o volume do copo porque sua 
forma é rígida e não se deforma de acordo com a forma do copo, ou seja, o gelo 
tem forma definida e cada cubo tem um determinado volume. 
O Estado Líquido é o estado no qual a energia cinética se comparado ao 
estado sólido foi aumentada e as interações (forças) já não conseguem manter as 
partículas tão próximas quanto no estado sólido. É importante destacar que ainda 
existe interação já que a interação é de natureza eletrostática a distância interfere 
na sua intensidade, mas o que faz as partículas se afastarem e vencer a interação é 
a energia cinética. Assim o estado líquido possui uma organização não uniforme 
como no estado sólido e as partículas encontram-se um pouco mais distante do que 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
 
no estado sólido. Uma marca do estado líquido é que ele possui volume, mas não 
forma definida, a exemplo podemos citar ao encher um copo de água, a água 
ocupa o volume do copo, mas adquire também a forma do copo assim 
preenchendo todo o volume do copo. 
O estado gasoso é o estado de maior energia cinética se comparado aos 
estados anteriores, assim as partículas estão tão distantes que se avaliado a pressão 
atmosférica a interação entre as partículas é praticamente nula. Quanto mais longe 
menor a interação entre as partículas. A falta de interação entre as partículas faz 
com o estado gasoso seja o estado de menor organização entre as partículas. Uma 
marca do estado gasoso é que ele não possui forma definida e que por simples 
difusão ele ocupa o volume do recipiente que se encontra. A exemplo do cotidiano 
temos as fragrâncias de perfume que são compostos voláteis, assim ao passar para 
o estado gasoso as pessoas sentem o cheiro a uma determinada distância da pessoa 
devido a simples difusão. 
 
Figura 3: Estados físicos da matéria e sua agregação 
 
Fonte: Rafaela (2013a, online) 
 
Quando aquecemos um material no estado sólido, o calor absorvido pelo 
material é transformado em energia cinética pelas partículas (átomos, moléculas ou 
íons) e o aumento de energia cinética pode chegar a um determinado valor 
necessário e quebrar as forças de interações entre as partículas o que vai ocasionar 
a separação das partículas. Como podemos ver na Figura 3 o aquecimento até a 
quebra das interações em um sólido ocorrendo a fusão do material, assim o material 
passa do estado sólido para o líquido. Ao aquecer o material no estado líquido até a 
quebra das interações entre as partículas, vai ocasionar sua ebulição que é a 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 
 
 
passagem do estado líquido para o estado gasoso. Também existe a evaporação 
que passa do líquido para o gasoso, mas é uma passagem lenta sem atingir o ponto 
de ebulição. A Figura 3 também mostra o caminho contrário quando o material e 
resfriado, assim a passagem do gasoso para o líquido que é a liquefação ou 
condensação e a passagem do líquido para o sólido que é a solidificação. Ainda 
existe uma passagem direta do sólido para o líquido ou do líquido para o gasoso que 
é denominada sublimação. 
Quando temos um material puro, temos apenas um tipo de interação entre as 
partículas, no entanto no momento de quebra das interações a energia cinética já 
chegou ao máximo, por isso as interações estão sendo quebradas e as partículas 
separadas. A temperatura é por definição a média da energia cinética das partículas 
(sua vibração), assim se não há aumento da energia cinética, a temperatura de uma 
substância pura durante a passagem de estado físico permanece constante. Então 
vem a pergunta, para onde vai o calor que o material está absorvendo? Já que o 
calor não é convertido em energia cinética, ele é convertido em função trabalho 
para quebrar e separa as partículas do material fazendo como que ele passe do 
estado de agregação sólido para o estado de agregação líquido. Ao término de 
toda a passagem se continuar fornecendo calor ao líquido as partículas voltam a 
aumentar sua energia cinética até o ponto novamente em que inicia a quebra das 
interações do estado líquido. Quanto mais forte o tipo de interação (iônica, ligaçãode hidrogênio ou Van Der Waals) maior a quantidade de calor necessário. Assim 
ocorre o mesmo fenômeno, e durante a passagem do estado líquido para o gasoso 
de uma substância pura a temperatura permanece constante conforme podemos 
conferir na Figura 4. 
 
Figura 4: Gráfico substância pura x temperatura 
 
Fonte: Laboratório de Química Dom Pedro II (2012, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
 
Já uma mistura possui comportamento diferente. Durante a mudança de 
estado físico a temperatura não permanece constante. A explicação vem que ao 
compor a mistura com mais de uma substância durante a fusão ocorre a função 
trabalho, mas como existe no sistema outras substâncias com ponto de fusão maior 
ocorre também aumento de energia cinética, e se aumenta vibração aumenta a 
temperatura. A mesma situação ocorre na passagem do estado líquido para o 
estado gasoso. 
 
 
 
Figura 5: Gráfico de mistura x temperatura 
 
Fonte: Adaptado de Rendelucci (2006) 
 
Também existe a mistura eutética. Uma mistura eutética se comporta como 
pura na fusão e como mistura na ebulição, ou seja, possui ponto de fusão constante 
e já no ponto de ebulição ocorre seu aumento durante a passagem como podemos 
observar na Figura 6. Como exemplo de mistura eutética temos as ligas metálicas de 
solda de chumbo e estanho. O chumbo tem ponto de fusão 327°C e o estanho 
funde-se a 232°C ambos a pressão atmosférica, já a liga formada funde-se a 183°C 
também a pressão atmosférica. Outra mistura existente é a Azeotrópica que possui 
ponto de fusão variável, mas já o ponto de ebulição é constante como também 
podemos observar na Figura 6. Como exemplo temos uma solução de água com 
álcool a famosa solução hidroalcoólica que se comporta como uma mistura 
Observe na Figura 4 que durante as transições de estado físico não ocorre variação de 
temperatura. Já na Figura 5 as passagens de estado físico não são constantes que se 
refere a uma mistura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
 
azeotrópica. 
 
Figura 6: Gráfico de uma mistura eutética (esquerda) e de uma mistura azeotrópica (direita) 
 
Fonte: Adaptado de Fogaça (2015d) 
 
1.3 PROPRIEDADES EXTENSIVA DO SISTEMA X PROPRIEDADE INTENSIVA DO 
SISTEMA 
Um sistema é considerado como o objeto de estudo e ao redor do sistema 
temos a vizinha que é tudo que rodeia o sistema, ou seja, que faz fronteira como o 
sistema. Abaixo na Figura 7 temos uma ilustração de um sistema cercado por sua 
vizinhança. 
 
Figura 7: Sistema e vizinhança 
 
Fonte: Freire (2012, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 
 
 
Uma variável que depende do tamanho do sistema é uma variável extensiva 
do sistema, ou seja, como exemplo podemos citar a massa de cloreto em uma 
piscina de um clube. Se sabemos a concentração é só multiplicar pelo volume e 
achamos a massa, caso a piscina tenha um maior volume na mesma concentração 
a massa será maior, ou seja, a massa depende da extensão do sistema. Já uma 
variável intensiva é aquela que não depende do tamanho do sistema, ao exemplo 
anterior seria a concentração, pois qualquer amostra que for coletada em qualquer 
porção da piscina a concentração será a mesma. 
 
1.4 PROPRIEDADES ESPECÍFICAS DA MATÉRIA 
Uma propriedade específica é aquela propriedade que serve ou pode ser 
usada para identifica uma determinada substância. Como exemplo podemos citar 
a densidade de um material. Densidade é a relação da massa/volume, assim um 
material puro sólido de uma determinada substância possui por exemplo uma 
densidade de 3,0 g/cm3. Quer dizer que a cada 1 cm3 do material pesa 3,0 gramas, 
se misturar outro material a esse, sua densidade irá alterar, então ao medir sua 
densidade será possível ver que o material não é puro, ou seja, tem outra substância 
em sua composição. Ponto de fusão e ebulição também são propriedades 
específicas conforme vimos anteriormente, pois cada substância tem a sua e se 
alterar quer dizer que não é pura e a passagem também possui comportamento 
diferente. 
 
1.4.1 Densidade 
A Densidade é a relação da massa sobre o volume do material, demonstrada 
conforme a equação (1). 
 
 D =
m
v
 (1) 
 
Sendo D a densidade, m a massa em gramas e v o volume em cm3. A 
densidade serve para avaliar “o volume de espaço vazio que um material possui”. 
Sendo assim um material que tem maior quantidade de espaço vazio ele é menos 
denso que um material com menor teor de espaço vazio. Como exemplos podemos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
 
ver um pedaço de isopor e um pedaço de ferro. É notório que pedaços de mesmo 
tamanho e mesmo volume dos dois materiais se forem medidos sua massa em uma 
balança, o ferro possui uma massa maior. Isso ocorre devido o ferro ter seu interior 
menor teor de espaço vazio. 
Quando mergulhamos materiais de diferentes densidades em um meio fluido, 
se o material tem menor densidade que o fluido, o material vai boiar sobre o fluido, e 
se, o material tiver maior densidade que o meio fluido o material vai afundar. Como 
exemplo temos o óleo de mamona que tem densidade 0,951 g/cm3a 20°C, já a água 
possui densidade 0,998 g/cm3 a 20°C., no entanto se adicionarmos o óleo a água, o 
óleo ficará sobrenadante ou boiando na água. Isso deve-se ao óleo possuir menor 
densidade. Já a densidade do chumbo é 11,34 g/cm3 a 20°C. Se adicionarmos um 
pedaço de chumbo a um copo d’água o chumbo vai afundar. Isso se deve ao 
chumbo ter maior densidade que a água. Alguns vão se perguntar o motivo de fixar 
a temperatura para densidade. Isso se deve ao fato de que os materiais possuem 
capacidade de se dilatar ou seja aumentar de volume com a variação da 
temperatura. Assim ao alterar o volume altera a densidade. No entanto o correto é 
comparar todos à mesma temperatura. 
 
1.4.2 Cor 
A cor é a característica que está associada a composição do material, sendo 
assim o material tem a capacidade de absorver as radiações eletromagnética e 
emitir apenas uma faixa específica ou umas faixas específicas de frequência. Assim 
ele apresenta uma coloração específica, que é denominada a cor do objeto. Assim 
um material que apresenta coloração diferente do que o habitual pode ter uma 
composição um pouco diferente da média da maioria dos outros materiais. Sendo 
um critério de análise e seleção dos materiais. 
 
1.4.3 Dureza 
A dureza é a característica que está associada a ligações químicas 
estabelecidas entre átomos, íons ou moléculas do material e sua organização 
atômica. Geralmente quanto maior a força da ligação ou interação o material irá 
apresentar uma maior dureza. Variações na composição de um material pode afetar 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15 
 
 
sua dureza, assim a dureza também pode ser um critério de análise e seleção dos 
materiais. 
 
1.4.4 Brilho 
Alguns materiais apresentam brilho. Isso é devido as propriedades dos átomos 
que são envolvidos na composição do material. Geralmente os metais possuem essas 
propriedades, sendo mais destacados para os metais nobres devido a sua 
dificuldade de oxidação ou elevado potencial de redução. Podemos destacar os 
materiais produzidos com Ouro, Prata e Cobre. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Você sabia que existe um quarto estado da Matéria? Não? Então entre na rede mundial 
de computadores, selecione um buscador como Google, SciELO e outros e pesquise sobre 
o tema. Aproveite e assista o vídeo no sobre o tema. Disponível em: https://bit.ly/2NH31V8. 
Acesso em: 01 fev. 2020. 
Descubra qual é o quarto estado da matéria. Após chegar a uma conclusão você irá 
produzir um relatório explicando como é a nível molecular o quarto estado da matéria em 
no mínimo uma folha. Bom trabalho e bora buscar conhecimento! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. (MACKENZIE-SP) Dos três estados de uma substância, a que possui menor energia 
cinética é o estado ________, cuja característica é apresentar ________. 
Os termos que preenchem corretamenteas lacunas são: 
 
a) sólida - forma e volume variáveis. 
b) líquida - forma própria e volume variável. 
c) gasosa - forma variável e volume próprio. 
d) líquida - forma e volume variáveis. 
e) sólida - forma, e volume próprios. 
 
2. (ENEM) Ainda hoje, é muito comum as pessoas utilizarem vasilhames de barro 
(moringas ou potes de cerâmica não esmaltada) para conservar água a uma 
temperatura menor do que a do ambiente. Isso ocorre porque: 
 
a) o barro isola a água do ambiente, mantendo-a sempre a uma temperatura menor 
que a dele, como se fosse isopor. 
b) o barro tem poder de "gelar" a água pela sua composição química. Na reação, a 
água perde calor. 
c) o barro é poroso, permitindo que a água passe através dele. Parte dessa água 
evapora, tomando calor da moringa e do restante da água, que são assim 
resfriadas. 
d) o barro é poroso, permitindo que a água se deposite na parte de fora da moringa. 
A água de fora sempre está a uma temperatura maior que a de dentro. 
e) a moringa é uma espécie de geladeira natural, liberando substâncias 
higroscópicas que diminuem naturalmente a temperatura da água. 
 
3. (UNESP-SP) À pressão ambiente, o iodo tem pontos de fusão e de ebulição 
superiores a 100°C. Um estudante colocou iodo sólido em um frasco limpo, que foi 
hermeticamente fechado. O frasco ficou em absoluto repouso à temperatura 
ambiente. Após algum tempo, notou-se a formação de cristais de iodo na tampa 
do frasco devido à: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
 
a) pressão osmótica do iodo. 
b) sublimação do iodo. 
c) fusão do iodo. 
d) decomposição do iodo. 
e) alta reatividade química do iodo. 
 
4. (UFV-MG) Considere as seguintes propriedades de 3 substâncias: 
Substância A: quando colocada dentro de um recipiente move-se sempre para o 
fundo; 
Substância B: quando colocada dentro de um recipiente espalha-se por todo o 
espaço disponível; 
Substância C: quando colocada dentro de um recipiente, move-se sempre para 
o fundo, espalhando-se e cobrindo-o. 
Os estados físicos das substâncias A, B e C são, respectivamente: 
 
a) líquido, sólido e gasoso. 
b) gasoso, sólido e líquido. 
c) sólido, gasoso e líquido. 
d) sólido, líquido e gasoso. 
e) gasoso, líquido e sólido. 
 
5. (CEFET-MG/2018) Um estudante recebeu uma amostra de água pura, sob pressão 
de 1 atm, inicialmente à 50 °C. A amostra foi submetida ao resfriamento até 
alcançar 0°C, permanecendo por alguns minutos, nessa temperatura. 
Posteriormente, foi aquecida e mantida a 100 °C. Considerando-se que as 
temperaturas de fusão e ebulição da água pura, a 1 atm, são, respectivamente, 
0 e 100 ºC, o gráfico da temperatura em função do tempo que esboça essa 
transformação é: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
18 
 
 
 
e) N.D.A 
 
6. (UFJF/PISM 1 – 2015) O gráfico abaixo apresenta a variação de temperatura 
observada ao se aquecer uma substância A, a partir de 25 ºC, em função do 
tempo. 
 
 
 
Assinale a alternativa CORRETA. 
a) A faixa de temperatura em que a substância permanece sólida é 25 – 41 ºC. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
 
b) A substância A não é uma substância pura. 
c) A temperatura de ebulição da substância A é 41 ºC. 
d) A faixa de temperatura em que a substância permanece líquida é 25 – 182 ºC. 
e) Em 25 ºC, a substância é um líquido. 
 
7. Considere o quadro a seguir, que apresenta algumas substâncias e suas 
respectivas temperaturas de fusão (T.F.) e de ebulição (T.E.), ao nível do mar. 
Considerando-se esses dados, é INCORRETO afirmar: 
 
Substância T.F. / ºC T.E. / ºC 
Água 0 100,0 
Clorofórmio –63,0 62,3 
Hidróxido de sódio 318,6 1 389,0 
Ácido acético 16,7 118,1 
 
a) O clorofórmio a 70 ºC é gasoso. 
b) A 85 ºC, o hidróxido de sódio é sólido. 
c) A 25 ºC, duas das substâncias são líquidas. 
d) A substância mais volátil é o clorofórmio. 
e) A 1500 °C o hidróxido de sódio é sólido 
 
8. (UFPI) Em uma cena de um filme, um indivíduo corre carregando uma maleta tipo 
007(volume de 20 dm3) cheia de barras de um certo metal. Considerando que um 
adulto de peso médio (70 kg) pode deslocar com uma certa velocidade, no 
máximo, o equivalente ao seu próprio peso, indique qual o metal, contido na 
maleta, observando os dados da tabela a seguir. 
(Dado: 1 dm3 = 1L = 1 000 cm3.) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
 
a) Alumínio. 
b) Zinco. 
c) Prata. 
d) Chumbo. 
e) Ouro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
 
MISTURA 
 
 
 
 
2.1 INTRODUÇÃO AS MISTURAS 
No nosso cotidiano lidamos com misturas o tempo todo. A natureza nos 
fornece a matéria misturada e somos nós que desenvolvemos tecnologias para 
separar as substâncias e utilizar as substâncias com maior eficiência em processos 
tecnológicos. Assim uma mistura é o conjunto de duas ou mais substâncias juntas. 
Como exemplo de misturas temos a água mineral que tem água (H2O) e os 
minerais como Na+, Ca2+, K+ entre outros, os refrigerantes que tomamos, o Ar que está 
na atmosfera que contêm vários gases dentre vários outros exemplos que podem ser 
citados. 
As misturas podem ser classificadas em dois tipos básicos. Misturas 
Homogêneas e Misturas Heterogêneas. 
As misturas Homogêneas são aquelas que possuem apenas uma fase ao ser 
analisado o sistema de estudo. Exemplo: Se for produzido uma mistura de água com 
álcool, no recipiente só irá ser observado uma fase. Assim a mistura é denominada 
homogênea pois olhando parece todas as partes do sistema são iguais sem existir 
diferença. Do ponto de vista Físico-Químico, uma mistura homogênea possui suas 
propriedades iguais em qualquer parte do sistema, ou seja, se selecionarmos 
qualquer parte da solução de água e álcool e testarmos encontraremos as mesmas 
características. Abaixo a Figura 8 mostra uma mistura homogênea. 
 
Figura 8: Mistura homogênea 
 
Fonte: Rafaela (2013b, online) 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
22 
 
 
As misturas Heterogêneas são aquelas que possuem duas ou mais fases ao ser 
analisado o sistema de estudo. Como exemplo podemos citar se for misturado água 
com óleo, devido a apolaridade do óleo e a polaridade da água o óleo não irá se 
misturar com a água. O óleo fica por cima boiando devido a sua menor densidade 
como vimos no capítulo anterior e a água por baixo devido ter maior densidade. O 
sistema é uma mistura pois satisfaz o critério de ter no mínimo duas substâncias juntas, 
pode ter mais, mas nesse caso tem apenas duas. Ao observarmos o óleo em cima 
ele será uma fase em nossa observação e a água em baixo será outra fase. Assim o 
sistema apresentará duas fases. Todo sistema que apresenta duas ou mais fases é 
classificado como heterogêneo. Do ponto de vista físico-químico o sistema não possui 
as mesmas propriedades em toda a sua extensão. Caso retirarmos uma amostra 
somente da primeira fase e analisarmos iremos encontrar somente óleo, e se retiramos 
da segunda fase, iremos encontrar somente água. No entanto as propriedades de 
cada parte do sistema são diferentes o que caracteriza um sistema como 
heterogêneo. 
Como foi dito acima, uma substância polar não se mistura com uma apolar, já 
as substâncias polares dissolvem ou solubilizam as polares e as apolares solubilizam as 
apolares, assim na química foi criado o seguinte ditado “ Semelhante dissolve 
semelhante, já os diferentes não se dissolvem entre si”. 
 
2.2 MÉTODOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS 
2.2.1 Decantação 
A Decantação é um método de separação de sistemas heterogêneos, O 
método se baseia na diferença de densidade entre as partes misturadas. No entanto 
para separar, a mistura fica parada, assim a parte mais densa vai para o fundo, e a 
menos densa fica por cima, então depois é só usar algum método para remover uma 
parte da outra e pronto está separado. Em alguns casos pode ser empregado uma 
substância denominada floculante para forçar a floculação e melhorar a 
decantação.Não é uma separação muito eficiente, mas é empregada em muitos 
processos da indústria e do tratamento de água. Podemos ver a decantação na 
Figura 9. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
 
Figura 9: Esquema de decantação 
 
Fonte: Feltre (2004, p. 33) 
 
 
 
2.2.2 Filtração 
A Filtração é um método de separação de sistemas heterogêneos, a filtração 
se baseia na produção de um filtro que pode ser uma matriz ou uma película 
perfurada no qual consegue passar apenas o fluido e a partícula do tamanho a ser 
separada, a partícula a ser separada é maior que o furo da matriz ou meio filtrante, 
assim a partícula fica retida não passando e o fluido passa para outro meio realizando 
a separação. Como exemplo de filtração temos a filtração da água nas residências, 
a filtração do ar em chaminés de indústrias evitando a emissão de partículas ao 
ambiente. Podemos ver a filtração na Figura 10. 
 
 
 
 
 
 
Para saber mais sobre o uso da decantação no tratamento da água veja vídeo da SABESP 
sobre o tratamento de água. Disponível em: Link: https://bit.ly/2VbWcyA. Acesso em: 06 
fev. 2020. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
 
Figura 10: Esquema de filtração 
 
Fonte: Feltre (2004, p. 32) 
 
2.2.3 Sifonação 
A sifonação é o método que se baseia em remover dois fluidos de diferentes 
polaridades no qual a densidade é diferente e assim um fica por cima do outro. No 
entanto o método é de separação de misturas heterogêneas no qual é produzido 
um sifão, esse sifão é adicionado bem próximo a zona de interface entre os dois 
fluidos (a região que divide um do outro) e pelo princípio o empuxo é succionado o 
fluido que está por cima até que ele se acabe, realizando a separação, já que cada 
um estará em recipientes diferentes. Podemos ver a sifonação na Figura 11. 
 
Figura 11: Esquema de sifonação 
 
Fonte: Só Biologia (2008-2020, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
 
2.2.4 Flotação 
A flotação consiste em ter dois sólidos de diferentes densidades misturados de 
forma não ser possível realizar a separação por meio da catação. Assim é 
selecionado um líquido de densidade intermediária entre os dois sólidos e adicionado 
ao sistema, o sólido de densidade menor que o líquido selecionado irá boiar, já o de 
densidade maior que o líquido selecionado ficará no fundo, realizando a separação 
dos dois sólidos. Para finalizar é só empregar um equipamento remover o sólido de 
cima e secar, e depois retirar o sólido de baixo e secar, se o debaixo for muito 
cominuído (em pó) poderá empegar a filtração. A flotação é um método de 
separação de sistemas heterogêneos. Podemos ver a flotação na Figura 12. 
 
Figura 12: Esquema de flotação 
 
Fonte: Dias (2018, online) 
 
2.2.5 Separação Magnética 
 A separação magnética é o método que se baseia em separar metais em pó 
ou pedaços, no qual um dos metais tem propriedade magnética e o outro não. A 
mistura também pode ser composta por apenas um metal e a outra fração não ser 
metal, mas é necessário que exista um metal que tenha propriedade magnética já 
que a separação é realizada por meio de ímã no qual é passado sobre a mistura e 
então vai removendo a parte que tem propriedade magnética que é o metal. 
Podemos ver na Figura 13 a separação magnética. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
26 
 
 
Figura 13: Esquema de separação magnética 
 
Fonte: Bunde (2019, online) 
 
2.2.6 Centrifugação 
A centrifugação é um método de separação de misturas heterogêneos. 
Muitas pessoas não concordam quando em algumas atividades que a resposta 
correta é que o leite é heterogêneo. Muitos dizem, mas o leite novo ou de caixinha 
só apresenta uma fase. O motivo pelo qual classificamos o leite como heterogêneo 
é que ao ser centrifugado (método de separação de misturas heterogênea) é 
separado na fração sólida do seu soro, fração líquida. Assim ele é mesmo 
heterogêneo, A mesma coisa serve para o sangue que é heterogêneo e também 
sofre separação por centrifugação. A centrifugação se baseia em colocar a 
substância em recipiente próprios, como tubos de ensaio, em uma centrífuga. A 
centrifuga é um equipamento de alta rotação no qual os tubos são levantados e a 
força centrífuga atua levando a fração sólida para o fundo do tudo e a fração 
líquida fica sobrenadante. Só tem que tomar cuidado para deixar a centrífuga 
balanceada, colocar tubos em lados opostos para ela não começar a pular devido 
ao não balanceamento. Como podemos ver na Figura 14 ocorre uma centrifugação. 
 
Figura 14: Esquema de centrifugação 
 
Fonte: Mancio et. al., (2010, p. 05) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
27 
 
 
2.2.7 Evaporação 
A evaporação consiste na separação geralmente de sistemas homogêneos, 
no qual existe uma substância dissolvida em um líquido, a substância dissolvida vamos 
chamar de soluto já que ela está em menor fração. Assim é empregado a luz solar 
como calor ou outra fonte de aquecimento não muito forte, espera-se o tempo e o 
líquido vai evaporando. A evaporação é diferente da ebulição, pois a ebulição 
como vimos no primeiro capítulo é uma mudança de estado físico forçada no qual 
se tem que atingir o ponto de ebulição. Já a evaporação apenas o calor do 
ambiente que no caso acima na luz solar ou da fonte fraca de aquecimento fornece 
energia e as moléculas da superfície de pouco a pouco adquirem energia cinética 
suficiente para romper a interação e mudar de estado físico. Então a evaporação é 
lenta e de pouco a pouco. Assim todo o líquido vai se evaporar e a substância 
dissolvida que é o soluto vai ficar no recipiente devido ao fato de ter maio ponto de 
fusão e ebulição. 
Um exemplo muito comum de emprego desse método é na produção de sal 
nas salmouras, no qual a água do mar é retida, e o sol evapora a água e o sal fica, 
é recolhido, tratado e iodado para ser vendido, assim podemos ver na Figura 15. 
 
Figura 15: Imagem de Evaporação 
 
Fonte: Magalhães (2019, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
28 
 
 
2.2.8 Destilação 
A destilação é um método de separação de sistemas homogêneos. No 
primeiro caso abordaremos a destilação simples, no qual um soluto não volátil como 
o sal de cozinha está dissolvido em água. O sal de cozinha por ser um composto 
iônico ele possui ponto de fusão e ebulição muito maior que o da água. Então é feito 
um sistema de destilação, no qual a mistura é adicionada em um recipiente fechado 
hermeticamente e ligado por meio de uma mangueira. O recipiente é aquecido e a 
água chega ao ponto de ebulição. Assim a água passa por um recipiente no qual 
existe troca de calor com água fria. Esse sistema não deixa as águas se misturarem, 
apenas tem contato por meio de um vidro ou outro material permitindo a troca de 
calor, assim a água que está na fase gasosa se condensa e volta para o estado 
líquido e é recolhida em outro recipiente. 
Já o sal que tem ponto de ebulição elevado fica no recipiente inicial e é 
recolhido após toda a água ter passado para o estado gasoso e ser condensada e 
recolhida no outro recipiente. Essa destilação é classificada como destilação simples 
por envolver um sólido e líquido. 
Já quando envolver no mínimo dois líquidos a destilação e classificada como 
destilação fracionada. Como podemos ver na Figura 16. 
 
Figura 16: Esquema de destilação simples (esquerda) e fracionada (direita) 
 
Fonte: Fogaça (2015a, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
29 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. (UNISC) Dependendo do método de separação apresentado abaixo, é possível 
separar: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
a) A - água e sal; B- óleo e água; C- solventes orgânicos com ponto de ebulição 
próximos. 
b) A - óleo e água; B- solventes orgânicos com ponto de ebulição próximos; C- 
líquidos imiscíveis. 
c) A - água e sal; B- solventes orgânicos com ponto de ebulição próximos; C- 
líquidos de densidades diferentes. 
d) A - solventes orgânicos com ponto de ebulição próximos; B- líquidos e sólidos; C- 
líquidos de densidadesdiferentes. 
e) A - água e sal; B- solventes orgânicos com ponto de ebulição próximos; C - 
líquidos imiscíveis. 
 
2. (UFES) Na perfuração de uma jazida petrolífera, a pressão dos gases faz com que 
o petróleo jorre para fora. Ao reduzir-se a pressão, o petróleo bruto para de jorrar 
e tem de ser bombeado. Devido às impurezas que o petróleo bruto contém, ele é 
submetido a dois processos mecânicos de purificação, antes do refino: separá-lo 
da água salgada e separá-lo de impurezas sólidas como areia e argila. 
 
Esses processos mecânicos de purificação são, respectivamente: 
 
a) decantação e filtração. 
b) decantação e destilação fracionada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
30 
 
 
c) filtração e destilação fracionada. 
d) filtração e decantação. 
e) destilação fracionada e decantação 
 
3. (IME – RJ) Considere as afirmativas. 
 
I. Água e mercúrio, em condições ambiente, compõem um sistema bifásico. 
II. Água e óleo podem ser separados por decantação. 
III. Nitrogênio e oxigênio, em condições ambiente, formam sempre uma mistura 
homogênea. 
IV. Mistura de cloreto de sódio e areia pode ser separada por dissolução do 
primeiro em água seguida de filtração. 
V. Os constituintes de uma mistura homogênea líquida podem ser separados 
apenas por decantação seguida de centrifugação. 
 
São corretas: 
 
a) apenas I e II. 
b) apenas I, II e IV. 
c) apenas III e V. 
d) apenas II, III e V. 
e) apenas I, II, III e IV. 
 
4. (Mack) Para se separarem os componentes de uma mistura heterogênea formada 
por um líquido e um sólido deve-se fazer uma: 
 
a) destilação simples. 
b) titulação. 
c) condensação. 
d) destilação fracionada. 
e) filtração simples. 
 
5. (UFJF) Em geral, as águas dos rios que cortam as regiões metropolitanas são 
poluídas. Esse fato ocorre principalmente devido ao lançamento de esgoto 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31 
 
 
doméstico e rejeitos industriais diretamente nos rios. Considere as afirmativas 
abaixo: 
 
I. A água potável consiste em uma substância pura. 
II. Na água potável, pode haver muitas substâncias dissolvidas, dentre elas, os sais 
minerais. 
III. O ato de filtrar a água consiste em uma operação para eliminar os sais minerais 
dissolvidos na água. 
IV. Algumas bactérias prejudiciais à saúde podem estar presentes no ambiente 
aquático e podem ser eliminadas pelo processo de desinfecção, através da 
adição de “cloro” na água. 
 
Assinale a alternativa que contém somente afirmativas corretas: 
 
a) I e II. 
b) II e III. 
c) III e IV. 
d) II e IV. 
e) I e III. 
 
6. (Fuvest) Descargas industriais de água pura aquecida podem provocar a morte 
de peixes em rios e lagos porque causam: 
 
a) aumento do nitrogênio dissolvido. 
b) aumento do gás carbônico dissolvido. 
c) diminuição do hidrogênio dissolvido. 
d) diminuição do oxigênio dissolvido. 
e) alteração do pH do meio aquático. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
32 
 
 
7. (UEBA) A obtenção industrial do oxigênio (PE = –183ºC) e do nitrogênio (PE = – 
196ºC) é feita por destilação fracionada do ar. Comprimindo-se o ar fortemente e 
resfriando-o até aproximadamente 200ºC abaixo de zero ele se liquefaz. Então se 
destila o ar líquido. 
 
Com base nos dados acima, podemos afirmar que: 
 
a) o gás que primeiro é obtido é o oxigênio, cujo ponto de ebulição é – 196ºC, e a 
seguir vem o nitrogênio, cujo ponto de ebulição é – 196ºC. 
b) o gás que primeiro é obtido é o nitrogênio, cujo ponto de ebulição é –196ºC, e a 
seguir vem o oxigênio, cujo ponto de ebulição é – 183ºC. 
c) o gás que primeiro é obtido é o nitrogênio, cujo ponto de ebulição é 196ºC, e a 
seguir vem o oxigênio, cujo ponto de ebulição é 183ºC. 
d) o gás que primeiro é obtido é o oxigênio, cujo ponto de ebulição é 183ºC, e a 
seguir vem o oxigênio, cujo ponto de ebulição é 196ºC. 
e) os dois gases são obtidos juntos na temperatura de 190ºC, aproximadamente. 
 
8. Industrialmente, a extração do cloreto de sódio a partir da água do mar é feita 
por: 
 
a) evaporação. 
b) destilação. 
c) filtração. 
d) centrifugação. 
e) sedimentação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
 
ESTRUTURA DA MATÉRIA 
 
 
 
3.1 A IDEIA DE ÁTOMO 
A ideia de átomo surgiu na Grécia antiga por um filósofo chamado Demócrito. 
Demócrito disse que ao se dividir um material chegaria a ponto em que ele se tornaria 
indivisível. Assim em grego tomo é divisível e o A vem da negação, chamando então 
de Átomo, o indivisível. Demócrito não propôs um modelo atômico, ele apenas 
propôs uma ideia, até porque para ser um modelo, precisa de ser baseado no 
método científico. Também não se conhecia muitas particularidades da menor 
partícula da matéria. 
 
3.2 MODELO DE DALTON 
Por Volta de 1808, John Dalton um hábil químico e estudioso das diversas áreas 
das ciências se propôs explicar algumas leis que já estavam enunciadas e não 
podiam ser explicadas a nível molecular. Uma das leis é a lei da conservação da 
massa de Lavoisier que já tinha sido enunciada e comprovada a nível macroscópico 
em 1785, assim era necessário já que o enfoque da química é o nível molecular, de 
uma explicação microscópica. Assim Dalton baseou na lei de Lavoisier e nas 
proporções constante de Proust para enunciar o primeiro modelo atômico. 
 
1. Os átomos são esferas maciças. 
2. Os elementos são constituídos por partículas muito pequenas chamadas 
átomos. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos, tendo em 
particular o mesmo tamanho, massa e propriedades químicas. Os átomos de 
diferentes elementos diferem entre si em, pelo menos, uma propriedade. 
3. Os compostos são constituídos por átomos de mais de um elemento. Em 
qualquer composto, a razão entre o número de átomos dos dois elementos 
constituintes é um número inteiro, ou então uma fração simples. 
4. Todas as reações químicas consistem na separação, combinação ou rearranjo 
de átomos, mas nunca na criação ou destruição destes. 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
34 
 
 
5. Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis. 
6. Os átomos são neutros. 
 
Podemos ver a representação do modelo na Figura 17. 
 
Figura 17: Figura modelo de Dalton 
 
Fonte: Fogaça (2015e, online) 
 
O modelo de Dalton foi importantíssimo pois validou a nível molecular a lei de 
Lavoisier, com a lei de Dalton foi possível realizar a simulação com modelos 
moleculares. Vejamos a Figura 18 como é possível demonstrar modelos moleculares. 
 
Figura 18: Demonstração da utilização da teoria de Dalton para confecção de modelos 
moleculares. 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
35 
 
 
Figura 19: Reação Química com modelo molecular de Dalton 
 
Fonte: Dias (2016, online) 
 
Vejamos que a Figura 20 que demonstra a reação química. Isso demonstra 
que Dalton conseguiu provar a nível molecular a lei de Lavoisier. Observe que todos 
os átomos envolvidos nos reagentes estão presentes no produto. Assim a somatória 
das massas do reagente é igual a somatória das massas no produto. 
 
3.3 MODELO ATÔMICO DE THOMSON 
O cientista Joseph John Thomson realizou estudos com tubos de raios 
catódicos para elucidar um novo modelo atômico e observar se o átomo possui 
comportamento elétrico já que o modelo de Thomson não previa o comportamento 
elétrico da matéria. 
 
 
 
Assim, após Thomson estudar o comportamento dos raios catódicos, ele 
percebeu que o raio catódico é composto por uma diminuta partícula menor do 
átomo que ele denominou de elétron. Pela primeira vez foi percebido uma 
subpartícula atômica. Thomson também percebeu que o elétron possui como 
comportamento elétrico o caráter negativo. Assim ele propôs um modelo que ficou 
conhecido como pudim de passas, no qual uma massa positiva era incrustada de 
Leia sobre a definição de tubos de raios catódicos e faça um resumo do mecanismo de 
funcionamento de um tubo de raio catódico para sua melhor compressão do modelode 
Thomson. Disponível em: https://bit.ly/2BbdqpH. Acesso em: 07 fev. 2020. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
36 
 
 
elétrons negativos, os elétrons eram as passas nesse modelo conforme podemos ver 
na Figura 20. 
 
Figura 20: Modelo de Thomson 
 
Fonte: Magalhães (2020, online) 
 
3.4 MODELO RUTHERFORD 
Ernest Rutherford realizou estudos com emissão de partículas alfa. 
 
 
 
No entanto Rutherford contou com a ajuda de dois de seus alunos Geiger e 
Marsden para realizar um experimento no qual o ajudou a elucidar um novo modelo 
atômico. Rutherford orientou para a montagem de um aparto no qual uma pequena 
caixa de chumbo contendo uma pequena amostra de polônio foi colocada com 
No final do século XIX, Rutherford descobriu que as partícula alfa são apenas os núcleos 
do hélio, (segundo elemento da tabela periódica). Portanto, seu núcleo contém dois 
prótons. Para manter o equilíbrio do núcleo, dois nêutrons devem ser colocados juntos. 
Portanto, partículas alfa ou núcleos de hélio contêm dois prótons e dois nêutrons e têm as 
seguintes características: 
Massa de repouso: 6,64 ∙ 10 kg 
Massa de repouso em unidades de massa atômica: 4,0026 u (u = 1,66 ∙ 10 kg) 
Carga elétrica: +3,20 ∙ 10 kg 
Razão carga/massa: +4,82 ∙ 10 C/kg 
Disponível em: https://bit.ly/3o8Z5Nf. Acesso em: 07 fev. 2020 (Adaptado). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
 
um pequeno ofício orientado a incidir em uma finíssima placa de ouro. Após a placa 
de ouro, foi colocado um material fotográfico de sulfeto de zinco (ZnS) para registrar 
caso a radiação incidente na placa de ouro atravessasse. Já que a radiação alfa 
possui massa conforme podemos ver no Box Fique atento acima e também é positiva 
Rutherford realizou o experimento com o objetivo de entender a estrutura interna dos 
átomos. 
 
Figura 21: Experimento de Rutherford e seu modelo atômico 
 
Fonte: Feltre (2004, p. 78) 
 
 
 
Assim Rutherford chegou à definição de um novo modelo atômico. Ele 
percebeu que a radiação alfa passou sem dificuldades pela lâmina de Ouro devido 
ao número de registros no material fotográfico. Ele também verificou que algumas 
radiações se desviaram da trajetória original. Assim Rutherford percebeu que o 
átomo era na sua maior parte um espaço vazio no qual denominou de eletrosfera. 
Já que o elétron é pequeno e de massa desprezível, no seu modelo ele ficou na 
eletrosfera que é a maior parte do átomo. No centro do átomo ficou o núcleo 
contendo toda a massa e sua carga é positiva. O raio do núcleo na visão de 
Rutherford era de 10.000 (dez mil) a 100.000 (cem mil) vezes menor do o raio do 
átomo. Ou seja, a eletrosfera que é o espaço vazio possui elétrons em trajetória 
Por que Rutherford usou o ouro e não outro metal? Faça uma pesquisa e em seguida 
discuta com seu tutor. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
38 
 
 
circular em torno do núcleo sendo muito maior que o núcleo, o átomo era vazio e 
não preenchido como na visão de Thomson. Assim o modelo ficou conhecido como 
planetário por se associar ao sistema solar como também podemos observar na 
Figura 21 acima. 
 
3.5 MODELO DE BOHR 
Niels Bohr resolveu estudar os fenômenos de emissão para entender um 
modelo atômico que fosse capaz de explicar os fenômenos de emissão que vinha 
sendo observado e que não era explicado pelo modelo de Rutherford. Também no 
modelo de Rutherford não explicava como que os elétrons ao girarem em torno do 
núcleo positivo não iam perdendo energia e não colidia com o núcleo não gerando 
o colapso da matéria. 
 
 
 
Bohr submeteu uma ampola de vidro contendo gás hidrogênio a uma grande 
descarga elétrica e assim foi emitido uma luz. A luz emitida foi colimada por uma 
lente e incidida em um prisma. Bohr então registrou um chapa os comprimentos de 
onda emitidos e assim pela primeira vez registrou o espectro de linha de um elemento 
químico. Podemos ver na Figura 22 um experimento semelhante. 
 
Figura 22: Experimento de emissão 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
39 
 
 
 
 
Antes do experimento de Bohr, físico renomado chamado Max Planck propôs 
a quantização da energia para explicar os fenômenos de emissão, foi muito 
criticado, Albert Einstein explicou o efeito fotoelétrico e com isso ganhou o prêmio 
Nobel de física. Assim Bohr para explicar seu modelo fez os seguintes postulados: 
 
 Os elétrons, move-se em órbitas circulares em torno no núcleo do átomo. 
 A energia total de um elétron (potencial + cinética) não pode apresentar 
nenhum valor, mas, sim, valores múltiplos de um quantum. 
 Apenas algumas órbitas eletrônicas são permitidas para o elétron, e ele não 
emite energia ao percorrê-las. 
 Quando o elétron passa de uma órbita para outra, emite ou absorve uma 
quantidade de energia, definida como quantum de energia. 
 
O modelo de Bohr descreve que o átomo possui órbitas específicas com 
energias quantizadas. Assim o elétron só pode assumir determinado valor de energia 
e não qualquer valor mais. Essa órbita muitas vezes é denominada de camada 
eletrônica ou nível de energia. 
 
Tabela 1: Níveis eletrônicos 
NÍVEL CAMADA QUANTIDADE E ELÉTRONS 
1 K 2 
2 L 8 
3 M 18 
4 N 32 
5 O 32 
6 P 18 
7 Q 8 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2020) 
 
3.6 O ÁTOMO MODERNO 
Com o passar do tempo foram surgindo vária contribuições acerca do estudo 
O que é um espectro de linha? 
Faça uma pesquisa e discuta o resultado com seu tutor. Vamos lá construir a 
aprendizagem, não fique parado! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
40 
 
 
do átomo. Uma grande contribuição entro da mecânica quântica além da 
proposição de Max Planck e da explicação do efeito fotoelétrico por Albert Einstein 
já citado anteriormente, foi o princípio da incerteza de Heisenberg. O princípio da 
Incerteza trata do nível de precisão para se medir um sistema quântico. Para 
entendermos o princípio da incerteza vamos analisar dois sistemas não quânticos, 
mas apenas por semelhança didática. Sistema I: um copo com água e Sistema II: 
uma gota de orvalho em uma planta pela manhã de um dia frio. Agora vamos medir 
a temperatura dos dois sistemas empregando um termômetro tradicional. Imagine o 
termômetro no copo, obviamente o termômetro vai passar um pouco de calor ou 
retirar um pouco de calor da água ao entrar em contato e estabelecer equilíbrio 
térmico, mas devido ao tamanho do sistema essa alteração não trará um desvio 
muito grande na temperatura da água ao fazer a leitura final da temperatura da 
água no copo. Agora, imagine à medida da gota de orvalho, a ponta do 
termômetro toca a gota de orvalho que é quase do mesmo tamanho ou menor que 
a ponta do termômetro, assim a temperatura final da leitura será bem diferente da 
real da gota de orvalho antes do termômetro tocar. Ou seja, um sistema menor sofre 
interferência devido a medida, quanto menor, ao medir a medida interfere no 
resultado. 
 
 
 
Depois de 1913, diversos cientistas estudaram o átomo e realizaram posições 
que permitiu chegar a um modelo que hoje chamamos de modelo orbital ou modelo 
atômico da mecânica quântica. O modelo exibe uma grande complexidade, no 
entanto devido a sua abstração e seus aspectos quantitativos ele não é trabalhado 
no Ensino Médio, já no curso de química (superior) ele será trabalhado mais 
detalhado em química inorgânica e físico-química, aqui nessa disciplina discutiremos 
apenas alguns conceitos qualitativos para compreender o átomo e realizar as 
operações necessárias. 
Em um átomo, é mais importante conhecer sobre a energia do elétron do que sobre sua 
posição ou velocidade. Assim o princípio da incerteza nos induz a pensar que ao medir 
sua posição altera-se sua velocidade e ao medir sua velocidade altera-se sua posição 
devido o sistema ser microscópico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
 
 
 Henry G. I. Moseley, em 1914, determina os números atômicos para os 
elementos. Número atômico é a carga nuclear ou número de prótons 
existentes no núcleo de um átomo. 
 Louis deBroglie, em 1924, propõe a natureza dual do elétron, ou seja, o 
elétron apresentando comportamento de partícula e de onda. 
 Erwin Schrödinger, em 1926, propõe uma equação de onda para o elétron. 
 Werner Karl Heisenberg, em 1927, propõe o princípio da incerteza que 
abordamos logo acima: Não é possível determinar, simultaneamente, a 
posição ou velocidade do elétron. 
 James Chadwick, em 1932, descobre mais uma partícula nuclear: O nêutron 
– partícula sem carga e com massa próxima à do próton. 
 
Assim podemos dizer que o átomo que conhecemos hoje possua duas regiões 
distintas, a primeira é o núcleo onde ficam concentrados todo a massa do átomo 
com os prótons e os nêutrons, e a segunda é a eletrosfera onde contêm os elétrons. 
Assim um átomo vai ser neutro quando o número de partículas positivas for igual ao 
de partículas negativas, ou seja, o número de prótons (prótons são positivos) que 
ficam no núcleo forem iguais ao de elétrons (elétrons são negativos) que ficam na 
eletrosfera. O número de prótons, ou seja, a carga do núcleo, é denominado número 
atômico e representado pela letra Z. 
 
 
 
Portanto, se um átomo possui 11 prótons em seu núcleo, representamos que 
esse átomo tem um Z = 11, assim como vimos na afirmação de Moseley através do 
número atômico podemos distinguir um elemento de outro, já que na natureza não 
existe outro elemento com o número atômico Z = 11, assim outro elemento vai ter 
número atômico Z =10 ou Z=12, e somente terá Z = 11 quando for o mesmo elemento 
químico. 
Prótons equivale aos elétrons apenas em carga, a carga do próton é 1+ e do elétron -1 se 
neutralizando quando a razão é 1 para 1. Mas não em massa, próton tem massa já o 
elétron a massa dele é desprezível de tão pequena mesmo para um sistema quântico, 
então dizemos que elétron não tem massa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
42 
 
 
 
 
Assim podemos representar: 
A → Número de Massa 
Z → Número atômico ou número de prótons 
N → Número de nêutrons 
 
Onde podemos concluir já que no núcleo ficam as partículas com massa 
(prótons e nêutrons) e na eletrosfera as partículas “sem massa” que são os elétrons, 
temos a equação (2): 
 
 𝐀 = 𝐙 + 𝐍 (2) 
 
Assim já que os elétrons não possuem massa eles não entram na equação (2). 
Na representação de um elemento, usamos a seguinte forma: 
Sendo X o símbolo do elemento então AZX assim A é representado em a cima 
sobrescrito e z embaixo sobrescrito. 
É importante destacarmos que o número de massa não é a massa do átomo. 
Isso apenas representa a soma dos números de prótons e nêutrons que se encontram 
no núcleo. 
 
Tabela 2: Partículas que compõe alguns átomos 
 Partículas presentes no 
núcleo 
Soma de prótons e 
nêutrons 
Partículas presentes na 
eletrosfera 
Elementos 
N°de 
prótons 
N° de 
nêutrons 
N° de massa N° de elétrons 
24He 2 2 4 2 
714N 7 7 14 7 
614C 6 8 14 6 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2020) 
 
3.6.1 Orbital 
No modelo de Bohr o mesmo afirmou que o giro do elétron ao redor do núcleo 
se dava na forma de órbita circular, ou seja, em uma região onde se tem raio definido 
“Trocando em miúdos” podemos dizer que o número atômico caracteriza um átomo de 
um elemento e o diferencia de outro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
 
e também energia definida. 
No modelo quântico, o giro do elétron ao redor do núcleo não ocorre na forma 
de órbita, seja ele qual for (circular ou elíptica), o giro ocorre em uma região que 
denominamos de orbital. 
 
 
 
3.6.2 Configuração Eletrônica 
A forma de como os orbitais de um átomo são preenchidos por elétrons é 
denominada de configuração eletrônica. Podemos realizar a distribuição eletrônica 
de muitos elementos, empregando o seguinte diagrama de Pauling: 
 
 
 
Neste diagrama, possuem sete níveis de energia como podemos ver, variando 
assim de 1 a 7. Os níveis são divididos em subníveis. Os subníveis são representados 
pelas letras, e os quatro principais são s, p, d e f que vem do inglês Sharp, Principal, 
difuse e fundamental. Como o subnível é preenchido por elétrons, dentro de cada 
um existe um número máximo de elétrons permitido que são conforme a tabela: 
 
 
 
 
 
O orbital é, portanto, a região ao redor do núcleo onde existe maior probabilidade de se 
encontrar o elétron. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
44 
 
 
Tabela 3: Subníveis 
Subnível Número máximo de elétrons Representação 
S 2 s2 
P 6 p6 
D 10 d10 
F 14 f14 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2020) 
 
Observe que varia de uma P.A (progressão aritmética) 2, o próximo 2 + 4 que 
é 6, o próximo 6 + 4 que é 10 e o próximo 10 + 4 que é 14. O subnível são formados 
por orbitais. 
 
 
 
Assim para realizar a distribuição seguimos o final da seta do diagrama de 
Pauling até sua ponta e retornamos ao final até novamente sua ponta usando a 
seguinte ordem de preenchimento: 
 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, .... 
 
Vejamos alguns exemplos de distribuições eletrônicas de elementos neutros: 
 
a) 1H 
Possui 1 próton e 1 elétron 
configuração: 1s2 
 
b) 7N 
Possui 7 prótons e 7 elétrons 
configuração: 1s2, 2s2, 2p3 
 
c) 9F 
Possui 9 prótons e 9 elétrons 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
45 
 
 
configuração: 1s2, 2s2, 2p5 
 
d) 17Cl 
Possui 17 prótons e 17 elétrons 
configuração: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 
 
e) 28Ni 
Possui 28 prótons e 28 elétrons 
configuração: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d8 
 
Agora vamos analisar se a distribuição eletrônica for a de um íon. Vimos 
anteriormente que o átomo estava no estado neutro, ou seja, seu número de próton 
é igual ao de elétrons. Mas e se ele ganhar ou perder elétrons? Assim quando ganhar 
ele se transforma em um íon negativo denominado de ânion e quando perde ele se 
transforma em um íon positivo denominado de cátion. Para entender melhor porque 
quando ganha finca negativo e quando perde fica positivo veja o exemplo: 
 
Cátion: 
 
11Na então ele tem 11 prótons e 11 elétrons 
11+ = 11- 
 
Retira um elétron: fica então 11 prótons e 10 elétrons 
 
Repare que ao perder um elétron ficou no total um próton a mais sobrando, 
ou seja, 10 prótons neutralizam 10 elétrons, e o que sobrou é positivo assim se forma 
um cátion de sódio Na+. 
 
Ânion: 
 
17Cl então ele tem 17 prótons e 17 elétrons 
17+ = 17- 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
46 
 
 
Ao adicionar um elétron: fica então 17 prótons e 18 elétrons. 
 
Repare que ao ganhar um elétron ficou no total um elétron a mais sobrando, 
ou seja, 17 prótons neutralizam 17 elétrons, e o que sobrou é negativo assim se forma 
um ânion de cloro Cl-. 
 
Vejamos alguns exemplos da distribuição eletrônica: 
 
a) 11Na+ 
Átomo neutro: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 
Íon: Retira-se um elétron de 3s1 
Assim a configuração de Na+ é: 1s2, 2s2, 2p6 
 
b) 17Cl- 
Átomo neutro: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 
Íon: Adiciona-se um elétron em 3p5 ficando 3p6 
Assim a configuração de Cl- é: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 
 
c) 26Fe2+ 
Átomo neutro: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6 
Íon: Retira-se dois elétrons de 4s2 (por que 4s2 e não 3d6? Retira-se do último nível, 
então do nível 4 e não do nível 3.) 
Assim a configuração de Na+ é: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d6 
 
d) 26Fe3+ 
Átomo neutro: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6 
Íon: Retira-se dois elétrons de 4s2 (por que 4s2 e não 3d6? Retira-se do último nível, 
então do nível 4 e não do nível 3.) e como são três tira mais 1 de 3d6 
Assim a configuração de Na+ é: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d5 
 
e) 16S-2 
Átomo neutro: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4 
Íon: Adiciona-se dois elétrons em 3p4 ficando 3p6 
Assim a configuração de S-2 é: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
 
 
Ao comparáramos os elementos químicos temos quatro situações que são: 
Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Isoeletrônicos, vejamos os conceitos de cada um. 
 
 Isótopos: Átomos que apresentam mesmo número atômico e diferente 
número de massa, exemplo 11H e 12H. 
 Isóbaros:Átomos que apresentam o mesmo número de massa e número 
atômico diferente. Exemplo 2040Ca e 1940K. 
 Isótonos: Átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons e diferentes 
número de massa e atômico. Exemplo 2040Ca e 1939K, sendo A = Z + N, então 
N = A-Z, assim no Ca N = 40-20 = 20 e no K N= 39-19 = 20, observe que o N = 
20 nos dois casos, assim se possui mesmo número de neutros e satisfaz as 
condições apresentados são considerados isótonos. 
 Isoeletrônicos: São elementos ou íons diferentes que possuem a mesma 
configuração eletrônica. Exemplo 16S-2 possui a configuração 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 
3p6 e 17Cl- que também possui a configuração 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6. 
 
3.7 LEI PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS 
Ao longo de vários anos foi se estudando o comportamento dos elementos 
químicos e percebeu-se que alguns elementos possuem característica próximas e 
muitas das vezes pode ser explicado por sua configuração eletrônica. Antes de 
conhecer sobre a configuração eletrônica dos elementos químicos Dalton estudou 
os gases ideais e fez experimentos com seu peso empregando balões e chegou à 
conclusão que sua densidade estava relacionada com a massa do elemento. 
Newlands estudou os elementos e relacionou com notas musicais que se repetem em 
um piano e ficou conhecido como as oitavas de Newlands. No entanto vários 
pesquisadores tentaram explicar e propor uma organização dos elementos químicos. 
Após essas várias tentativas um químico chamado Dimitri Mendeleev após tentar por 
vários anos e chegou à uma classificação que até hoje adotamos, criando assim a 
Tabela Periódica dos Elementos Químicos. Mendeleev deixou alguns buracos na 
tabela periódica, eram elementos que ele sabia que existiam na natureza, mas ainda 
não eram conhecidos pela comunidade científica, mas sabia que como por 
exemplo o Gálio era um elemento que possuía baixo ponto de fusão, que ao ser 
colocado na mão de uma pessoa a temperatura corporal e calor fornecido pelo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
48 
 
 
corpo era capaz de levar a fusão do pedaço de gálio que estivesse na mão. Mais 
para frente a tabela foi aperfeiçoada já que inicialmente ela foi proposta em ordem 
crescente de massa atômica, Henry Mosley um químico novo e fantástico que morreu 
em combate de guerra, realizou estudos como raio X e percebeu que ao interagir o 
raio X com os elementos cada elemento emitia uma frequência diferente e isso 
estava associado ao núcleo do elemento. Assim ficou consolidado que o número 
atômico é que define o elemento químico, ou seja, o número de prótons no núcleo 
do átomo é que define o elemento, assim um núcleo, com um próton é o Hidrogênio, 
com dois prótons ai já é o Hélio e se quebrarmos o núcleo do hélio em dois núcleos 
cada um com um próton ai se formam dois átomos de hidrogênio. Podemos ver a 
representação atualizada da tabela periódica na Figura 23. 
 
 
 
 
O tipo de elemento químico é definido pelo seu número de prótons, e não sua massa, 
como exemplo temos o carbono que possui Z = 6 ou seja 6 prótons, mas podemos ter o 
carbono de massa 12 e massa 14. O que difere sua massa é o número de nêutrons que 
não interfere na definição do elemento químico. Quando dois elementos possuem mesmo 
número de prótons e diferente número de nêutron denominamos que são isótopos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
49 
 
 
Figura 23: Tabela Periódica atualizada IUPAC 
 
Fonte: Batista (2020, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50 
 
 
3.7.1 Famílias ou Grupos 
Uma família ou Grupo é caracterizado pela vertical na tabela. O que 
caracteriza os elementos estarem na mesma família é que eles possuem as mesmas 
propriedades químicas e assim possuem o mesmo número de elétrons no último nível 
energético. 
 
 
 
Algumas famílias possuem nomes que estão relacionadas a sua origem e que 
por alguma situação cultural ficou assim conhecidas: 
 
 Família 1A: Família dos metais alcalinos; 
 Família 2A: Família dos metais alcalinos terrosos; 
 Família 3A: Família do Boro; 
 Família 4A: Família do Carbono; 
 Família 5A: Família do Nitrogênio; 
 Família 6A: Família dos Calcogênios; 
 Família 7A: Família dos Halogênios; 
 Família 0 ou grupo 18: Família dos Gases Nobres. 
 
Já os elementos dos grupos ou famílias B’s são classificadas de forma diferente 
e varia de 1B a 8B. Podemos ver melhor as classificações na Figura 24. Também ao 
analisar uma família é possível concluir sobre a valência (número de elétrons que falta 
para ganhar ou perder e adquirir estabilidade). 
 
Assim podemos concluir que um elemento que está no estado fundamental e possui o 
mesmo número de elétrons que outro na última camada ele possui as mesmas 
propriedades e por isso estão na mesma família. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
51 
 
 
Figura 24: Classificação de famílias e elementos 
Fonte: Batista (2019, online) 
 
3.7.2 Períodos 
Os períodos são as linhas horizontais e estão relacionados ao número de níveis 
energéticos que um elemento possui. 
 
Exemplo: 
7N: então se é igual a 7, sua distribuição eletrônica considerando que está 
neutro (número de prótons igual ao número de elétrons) é 1S22S22P3. 
 
Assim o nitrogênio possui o nível 1S2 preenchido e nível 2S22P3 não totalmente 
preenchido. Como possui dois níveis então se encontra no segundo período da 
tabela periódica, ou seja, na segunda linha horizontal de cima para baixo. Já um 
elemento que está no quarto período possui quatro níveis energéticos. 
 
3.7.3 Classificação dos Elementos 
Os elementos químicos são classificados como metais ou ametais, ametais 
também podem ser chamado como um não metal. Essa classificação se dá quanto 
a sua propriedade. Um metal possui poucos elétrons no seu último nível energético, 
assim o elemento para adquirir estabilidade química (algo que iremos abordar em 
ligações químicas) é necessário perder elétrons e assim os elementos tem um caráter 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
52 
 
 
eletropositivo. Os metais são a maioria dos elementos da tabela periódica. Os 
Ametais ou não metais possuem muitos elétrons no último nível energético, assim 
precisam ganhar poucos elétrons para adquirir estabilidade e ao ganhar se tornam 
negativos, assim ou elementos que possuem elevada eletronegatividade (iremos 
abordar ainda nesse capítulo) são ametais, são a minoria na tabela periódica e 
iniciam na família 3A apenas o Boro, pegam alguns da família 4A , 5A , 6A e a toda a 
família 7A. 
Os elementos também são classificados em elementos representativos e 
elementos de transição. Os elementos representativos terminam sua configuração 
eletrônica em s e p e estão presentes nas famílias de 1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A e 0, já 
os elementos de transição terminam sua configuração eletrônica em d e f e estão 
presentes na família B’s. Os elementos de transição de dividem em elementos de 
transição interna por que possuem a série de transição de s a d, e os elementos de 
transição externa que possuem a série de transição de s a f. Podemos observar os 
aspectos discutidos na Figura 25 e 26 abaixo. 
 
Figura 25: Classificação quanto a natureza dos elementos na tabela periódica 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
53 
 
 
Figura 26: Organização dos elementos químicos 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004) 
 
3.8 PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
3.8.1 Raio Atômico 
O raio atômico é uma forma de comparar o tamanho de um elemento 
químico com o outro, e a partir disso entender e aferir outras propriedades já que o 
tamanho e carga efetiva nuclear é o que determina as propriedades de um 
elemento. 
 
 
 
Quando vamos avaliar os elementos químicos no mesmo período, é comum 
para quem ainda não conhece sobre essa análise, pensar que no mesmo período 
um elemento de maior número atômico por possuir mais prótons e elétrons ser maior 
do que outro de menor número atômico. Mas para fazer essa análise é importante 
primeiro lembrar que os elementos estão