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FDUDFWHU¯VWLFD�GR�HVWDGR�JDVRVR�
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A análise imediata é o conjunto de métodos físicos e/ou 
mecânicos empregados na separação dos componentes 
das misturas
Processos mecânicos = Não envolvem nenhuma 
transformação física.
Processos físicos = Envolvem transformações físicas 
(mudança de fase de agregação). 
1)Catação(S+S): grosseiro processo mecânico de 
separação de misturas adequado para misturas 
sólido-sólido com granulações bem diferentes.
Ex: reciclagem de lixo; feijão + pedra
2)Peneiração ou tamisação(S+L;S+S): processo 
mecânico de separação de misturas sólido-sólido e 
sólido-líquido,que submete a mistura a uma peneira 
sob agitação.
Ex: areia+brita ; suco de laranja + sementes
3)Separação magnética(S+S): processo mecânico de 
separação empregado em misturas que possuem 
componentes com propriedades magnéticas (ferro, 
cobalto e níquel). A mistura é submetida a ação de 
um imã, que atrai o componente magnético.
Ex: limalha de ferro + areia ; reciclagem de lixo
4)Ventilação(S+S): processo mecânico de separação 
empregado em misturas sólido-sólido com diferentes 
densidades. O método utiliza uma corrente de ar para 
arrastar o componente de menor densidade.
Ex: café +folhas ; arroz + casca
Em nosso cotidiano, estamos cercados de diversos 
materiais que geralmente são misturas. Raramente 
temos contato com substâncias puras. Isso também 
ocorre na natureza. Somente algumas substâncias 
como diamante, grafite, cobre, ouro e enxofre, podem 
ser encontradas praticamente puras. Por isso, o 
homem teve que aprender a separar as misturas em 
seus respectivos componentes, uma vez que tudo que 
está misturado pode ser separado.
Os métodos utilizados na separação de misturas se 
baseiam, principalmente, nas diferenças de 
propriedades físicas de seus componentes. Esses 
métodos são denominados análise imediata ou 
processos de fracionamento,os quais podem ser 
físicos ou mecânicos.
Separação de misturas
MISTURAS HETEROGÊNEAS
6)Decantação(S+L ;S+G ;L+L): Processo mecânico de 
separação empregado em misturas sólido-
líquido,liquído-liquido e sólido-gás.O processo 
consiste em deixar a mistura em repouso ,para que a 
ação da gravidade deposite o componente de maior 
densidade.
Ex: água +óleo ;água+barro ;ar + poeira
Funil de 
decantação
Simoninação
(sifão)
A separação de líquidos é 
realizada em um funil de 
separação(decantação ou 
bromo).
Na ausência de um funil pode 
ser feita uma sifonação.A 
decantação de sólidos pode ser 
acelerada utilizando uma 
centrifuga(centrifugação). 
7)Filtração (S+L ; S+G): processo mecânico de 
separação de misturas sólido-líquido ou sólido-gás. A 
mistura é separada pela utilização de um filtro, que 
retém o sólido(resíduo) e deixa passar o 
líquido(filtrado) ou o gás.
Ex: água +areia ; preparação de café ; 
ar+poeira(aspirador de pó, filtro de ar)
9) Flutuação ou sedimentação fracionada(S+S): 
processo mecânico de separação de misturas sólido-
sólido, baseado na diferença de densidade dos 
componentes da mistura. A mistura é colocada em um 
líquido com densidade intermediária em relação aos 
componentes da mistura. O componente menos denso 
flutuará no líquido, e o mais denso afundará.
Ex: serragem+ areia ; reciclagem de plásticos
8)Dissolução fracionada(S+S;L+L): processo físico de 
separação de misturas sólido-sólido, baseado na 
diferença de solubilidade dos componentes da mistura 
em um dado solvente. O princípio do método e 
adicionar um solvente , que dissolva somente um dos 
componentes da mistura e,por filtração,separa-se o 
outro componente.Após a filtração o solvente é 
evaporado, e o componente solúvel é recuperado.
Ex: areia + sal ; álcool +gasolina
Sal+areia
Adição
de água
Filtração Vaporização
Água+sal
Areia
Sal
5)Levigação(S+S): processo mecânico de separação 
empregado em misturas sólido-sólido com diferentes 
densidades. O método utiliza uma corrente de água 
para arrastar o componente de menor densidade.
Ex: ouro +areia(garimpo com bateia)
1)Evaporação(S+L): processo físico de separação de 
misturas sólido-líquido. O procedimento consiste em 
deixar a mistura em um ambiente aberto, permitindo, 
assim, a evaporação do líquido.
Ex: água + NaCl(aq) ; extração de sal do mar
Obs:A evaporação só recupera o sólido.de.
Ex: ouro +areia(garimpo com bateia)
MISTURAS HETEROGÊNEAS
4)Liquefação fracionada(G+G); processo físico de 
separação de misturas gás-gás, baseado na diferença 
dos pontos de ebulição dos componentes da mistura. 
A mistura gasosa primeiro é liquefeita por diminuição 
de temperatura e aumento de pressão e, 
posteriormente, a mistura líquida é submetida a uma 
destilação fracionada.
Ex: Separação dos componentes do ar
 PE O�=-1830C , PE N� = -1950C
11)Sublimação(S+S): processo físico de separação de 
misturas sólido-sólido, empregado quando um dos 
componentes da mistura sublima.
Ex: areia+iodo(sublima) ; areia +naftalina(sublima)
12)Fusão fracionada(S+S): processo físico de 
separação de misturas sólido-sólido, empregado 
quando os componentes da mistura têm pontos de 
fusão bem diferentes. O processo consiste em 
aquecer a mistura até que um dos componentes sofra 
fusão, podendo ser separado por decantação ou 
filtração a quente.
Ex: areia+enxofre
12)Cristalização fracionada(S+S): processo físico de 
separação de misturas sólido-sólido baseado na 
diferença do coeficiente de solubilidade dos 
componentes da mistura. A mistura é dissolvida em 
um solvente adequado que, posteriormente, é 
evaporado ou resfriado.O componente menos solúvel 
cristaliza-se antes dos outros , separando-se da 
mistura.
Ex: áçucar +sal
2)Destilação simples(S+L): processo físico de 
separação de misturas sólido-líquido, baseado na 
diferença dos pontos de ebulição dos componentes 
da mistura. O método consiste em aquecer uma 
mistura,por exemplo,NaCl(aq), em um balão que está 
conectado a um condensador, de acordo com 
esquema a seguir:
Ex: água + NaCl(aq) 
Termômetro
Entrada de 
água fria
Entrada de 
água quente
Balão de
vidro com 
solução de
água + sal
Água
3)Destilação fracionada(L+L): processo físico de 
separação de misturas líquido–líquido, baseado na 
diferença dos pontos de ebulição dos componentes 
da mistura.O esquema utilizado na destilação 
fracionada é semelhante ao da destilação 
simples,porém,com duas peças a mais,um 
termômetro e uma coluna de fracionamento.
Ex: água + acetona; destilação do petróleo
A diferença entre a aparelhagem de uma destilação 
simples e uma fracionada é a presença obrigatória de 
um termômetro e uma coluna de destilação ou 
fracionamento.
Coluna de
fracionamento
Entrada de 
água fria
Entrada de 
água quente
Balão de
vidro com 
solução de
água + sal
Líquido
destilado
Termômetro
10)Flotação(S+L):Nesse método de separação a 
mistura é submetida a uma forte corrente de ar,que 
provoca a formação de uma espuma que reúne uma 
parte da mistura na superfície.A flotação é muito 
utilizada na separação de minérios pulverizados da 
respectiva ganga(impurezas) e no tratamento de 
esgoto.
O Brasil possui 12% de toda água doce disponível no 
mundo. Existe uma estimativa de que, em 
aproximadamente 20 anos, teremos uma crise mundial 
de disponibilidade de água.
A nossa água potável é resultado de um conjunto de 
métodos físicos e químicos, que são aplicados á água 
de mananciais para que essa fique em condições 
adequadas para o consumo. Apesar da grande 
quantidade de água existente no planeta, somente 
cerca de 6L a cada 1000L, estão potencialmente 
disponíveis para o uso do homem. Desses 6L, apenas 
0,5L é destinado ao uso doméstico. Por isso, a 
preservação de nossas nascentes de água doce é algo 
importante.
Tratamento de água
Coagulação e 
Floculação
sulfato de
alumínio, cal
cloro
Reservatório
Filtração
Cloração
Cloro+fluor
A água doce disponível em rios e lagoas normalmente 
não é potável devido à presença de muitos resíduos 
sólidos e de micro-organismos que podem causar 
doenças. Por isso, a água e tratada em uma ETA 
(estação de tratamento de água), antes de chegar até 
a sua casa. O tratamento da água em uma ETA possui 
as seguintes etapas: coagulação, floculação, 
decantação, filtração, desinfecção, fluoretação e 
correção de pH.
Decantaçãocaptação
Distribuição
Coagulação = Etapa em que a água, na sua forma bruta, entra na ETA. 
Ela recebe, nos tanques, uma determinada quantidade de sulfato de 
alumínio(Al�(SO�)�) ou sulfato férrico(Fe�(SO�)�) e cal viva (CaO). Estas 
substâncias reagem formando partículas gelatinosas em suspensão na 
água, às quais as impurezas presentes no meio se aderem. 
Floculação = Ocorre em tanques de concreto, logo após a coagulação. 
Com a água em movimento, as partículas sólidas se aglutinam em 
flocos maiores. 
Decantação = Nesta etapa, que é posterior à coagulação e à floculação, 
por ação da gravidade, os flocos com as impurezas e partículas ficam 
depositados no fundo de outros tanques, separando-se da água. Outro 
método de separação comumente usado para retirar o sulfato de 
alumínio com as impurezas aderidas é a flotação.
Filtração = Etapa em que a água passa por filtros formados por carvão 
ativado, areia e pedras de diversos tamanhos. Nesta etapa, as 
impurezas de tamanho pequeno ficam retidas no filtro. O carvão 
ativado possui uma grande capacidade de adsorver substâncias, 
promovendo a clarificação, desodorização e purificação da água. 
Muitos filtros doméstico utilizam carvão ativado.
Decantação = Nesta etapa, que é posterior à coagulação e à floculação, 
por ação da gravidade, os flocos com as impurezas e partículas ficam 
depositados no fundo de outros tanques, separando-se da água. Outro 
método de separação comumente usado para retirar o sulfato de 
alumínio com as impurezas aderidas é a flotação.
Desinfecção = Aplicação de compostos de cloro(NaClO ou Ca(ClO)�) ou 
ozônio(O�) na água para eliminar micro-organismos causadores de 
doenças. A ação oxidante desses compostos, promove reações 
químicas que eliminam os micro-organismos.
Fluoretação= Adição de compostos de flúor na água(NaF ou Na�SiF�) 
Correção de pH = Esse procedimento serve para corrigir o pH da água e 
preservar a rede de encanamentos de distribuição
Tratamento de esgoto
O tratamento de esgoto domiciliar, em uma estação de 
tratamento de esgoto (ETE), possui 5 níveis básicos: nível 
preliminar, desarenação, tratamento primário, 
tratamento secundário e pós-tratamento.
Nível preliminar ou gradeamento = Utilizagrades, peneiras ou caixas 
de areia para reter os resíduos maiores.
Desarenação = Remoção da areia por sedimentação. A areia deve ser 
retirada para evitar problemas nas bombas e entupimento de 
tubulações.
Tratamento primário = Sedimenta (decantação) os sólidos em 
suspensão, que vão se acumulando no fundo do decantador formando 
o lodo primário. O lodo é formado principalmente de bactérias, algas, 
fungos e protozoários, sendo as bactérias os microrganismos de maior 
importância, uma vez que são responsáveis pela deterioração da 
matéria orgânica e pela formação dos flocos. Após a decantação, o lodo 
é retirado, prensado e pode ser enviado para aterros sanitários, ou 
pode ser utilizado na produção de fertilizantes agrícolas.
Tratamento secundário ou aeróbico = Micro-organismos aeróbios são 
adicionados para se alimentarem da matéria orgânica dissolvida, 
convertendo-a em gás carbônico e água. Essa etapa reproduz o 
processo de decomposição natural de um rio,só que bem mais rápido. 
Pós-tratamento = Remove os poluentes específicos como os 
micronutrientes (nitrogênio, fósforo) e patogênicos (bactérias, fungos). 
Isso quando se deseja que o efluente tenha qualidade superior, ou 
quando o tratamento não atingiu a qualidade desejada. Normalmente, 
essa etapa não é realizada na maioria da ETEs.
O tratamento de esgoto diminui o risco do descarte clandestino, 
protegendo a população da proliferação de doenças de difícil controle e de 
rápida disseminação. As ETEs também ajudam na preservação dos 
recursos hídricos da região que, normalmente, são escassos. A 
Organização Mundial de Saúde(OMS) estima que,a cada dólar aplicado em 
obras de saneamento,são economizados 5 dólares em serviços de saúde.
Reagentes Produtos
Reação química é toda transformação que modifica a 
natureza da matéria (fenômeno químico).
Reações Químicas
A conclusão de Lavoisier se popularizou 
com o tempo e foi sendo associada a 
uma frase que não é de sua autoria: “Na 
Natureza, nada se cria, nada se perde, 
tudo se transforma”. Essa frase é um 
resumo do livro I do poema “De Rerum 
Natura” (“Sobre a natureza das coisas”) 
do filosófo e poeta Lucrécio , que viveu 
no século I a.C(96-55 a.C).
Leis ponderais
“Em um sistema fechado, a soma das massas dos 
reagentes é igual à soma das massas dos produtos, em 
qualquer transformação química”
São leis que relacionam as massas dos participantes 
de uma reação química. Essas leis surgiram no final 
do século XVIII, começo do século XIX e foi a partir 
delas que a Química assumiu o caráter de uma 
verdadeira ciência. As principais leis ponderais são:
Lei da conservação da massa ou Lei de Lavoisier
Lei das proporções constantes ou Lei de Proust
Lei da conservação das massas 
ou lei de Lavoisier (1774)
Lavoisier realizou várias reações químicas utilizando sistemas 
fechados, tendo sempre o cuidado de medir com balanças de 
grande precisão a massa dos sistemas antes e depois das 
reações. Esses experimentos levaram Lavoisier a concluir que 
a massa, antes e após a reação química, é a mesma. A seguir 
são mostrados dois resultados quantitativos obtidos por 
Lavoisier em sistemas fechados:
Mercúrio + Oxigênio Mercúrio
100,5g 8g 108,5g
Hidrogênio + Oxigênio Água
1g 8g 9g
Sua conclusão foi publicada em seu livro Traité Elémentaire de 
Chimie, Tratado elementar de Química, em 1789. Em relação as 
reações químicas, ele diz:
Lei de Proust ou lei das proporções constantes 
ou definidas (1797)
Joseph Louis Proust foi um brilhante químico francês 
que, na mesma época de Lavoisier, realizou inúmeros 
experimentos medindo rigorosamente as massas dos 
reagentes e dos produtos. Observando os resultados de 
suas medidas, Proust concluiu que a composição 
elementar de uma substância, em massa, 
independentemente do método de sua obtenção, é 
sempre constante. Para exemplificar a conclusão de 
Proust, analise os dados da tabela a seguir:
Gás hidrogênio + Gás oxigênio Água
Veja que a razão ou proporção entre as massas de hidrogênio e 
oxigênio em todos os experimentos é sempre a mesma. Assim, 
independentemente do modo que uma substância é sintetizada 
em laboratório ou obtida da natureza, sua composição em massa é 
sempre constante. Por essa razão ,a conclusão de Proust é 
conhecida como Lei das proporções constantes ou Lei de Proust:
“Toda substância possui uma proporção constante, em 
massa, na sua composição, e a proporção na qual as 
substâncias reagem e se formam é constante”.
ou
“A proporção entre as massas dos reagentes ou entre 
as massas dos produtos é constante”
Consequências da lei de Proust:
Fórmula percentual ou composição centesimal 
indica as porcentagens, em massa, dos elementos de 
uma substância.
Cálculo estequiométrico cálculo das quantidades 
das substâncias envolvidas em uma reação química, 
usando como ferramenta a regra de três.
Gás hidrogênio Gás oxigênio Água
2g
4g
10g
20g
16g
32g
80g
160g
18g
36g
90g
180g
01-(UNESP SP)Quando um objeto de ferro enferruja ao ar, sua 
massa aumenta. Quando um palito de fósforo é aceso, sua 
massa diminui. Estas observações violam a Lei da Conservação 
das Massas? Justifique sua resposta.
Já no caso do palito de fósforo há formação de produtos gasosos que 
escapam para a atmosfera provocando diminuição de massa. Se esses 
experimentos fossem realizados em sistemas fechados a Lei poderia 
ser verificada.
Exercício Resolvido
Resolução
Não há violação da Lei. No caso do ferro há aumento de massa 
devido a incorporação de oxigênio do ar pelo ferro sob a forma de 
óxido de ferro: Fe(s) + 3/2O2(g) Fe2O3(s)
01 - (FUVEST SP) Devido à toxicidade do mercúrio, em caso de 
derramamento desse metal, costuma-se espalhar enxofre no 
local para removê-lo. Mercúrio e enxofre reagem, 
gradativamente, formando sulfeto de mercúrio. Para fins de 
estudo, a reação pode ocorrer mais rapidamente, se as duas 
substâncias forem misturadas num almofariz. Usando esse 
procedimento, foram feitos dois experimentos. No primeiro, 5,0 
g de mercúrio e 1,0 g de enxofre reagiram, formando 5,8 g do 
produto, sobrando 0,2 g de enxofre. No segundo experimento, 
12,0 g de mercúrio e 1,6 g de enxofre forneceram 11,6 g do 
produto, restando 2,0 g de mercúrio.
a)Mostre que os dois experimentos estão de acordo com a lei da 
conservação da massa (Lavoisier) e a lei das proporções 
definidas (Proust).
b)Existem compostos de Hg (I) e de Hg (II). Considerando os 
valores das massas molares e das massas envolvidas nos dois 
experimentos citados, verifique se a fórmula do composto 
formado, em ambos os casos, é HgS ou Hg2S. Mostre os cálculos.
Dados: massas molares (g mol–1):
mercúrio (Hg) ... 200
enxofre (S) ........ 32
Exercício Resolvido
Gab: 
a)No primeiro experimento, temos uma massa inicial de 5,0 + 1,0 = 
6,0 g e uma massa final de 5,8 + 0,2 = 6,0 g. No segundo 
experimento, temos uma massa inicial de 12,0 + 1,6 = 13,6 g e uma 
massa final de 11,6 + 2,0 = 13,6 g. Em ambos os casos, nota-se que a 
massa dos sistemas permanece constante. Portanto, os dois 
experimentos estão de acordo com a lei da conservação da massa 
(Lavoisier).Para verificar a lei das proporções definidas (Proust) 
devemos encontrar a proporção entre as massas dos reagentes:
m
1º experimento: 
Hg
mS
=
5,0
0,8
= 6,25
m
2º experimento: 
Hg
mS
=
10,0
1,6
= 6,25
Portanto, como obteve-se a mesma proporção nos dois 
experimentos, estes estão de acordo com a lei de Proust.
b) Cálculo da proporção entre mercúrio e enxofre nos dois 
compostos citados:
mHg
mS
=
200
32
= 6,25HgS =
mHg
mS
=
400
32
= 12,5Hg�S=
Como nos dois experimentos obteve-se a proporção 6,25 (vide itema) entre as massas de mercúrio e enxofre, o composto formado, em 
ambos os casos, foi o HgS.
A idéia de átomo surgiu com o filósofo grego Leucipo 
(500-430 a.C) que propôs que tudo é feito de 
partículas indivisíveis denominadas átomos e espaços 
vazios. A palavra deriva do grego, “a-tomo” que 
significa “o que não pode ser dividido”. A visão 
atomista de Leucipo também foi aceita por um de 
seus discípulos, Demócrito (460-370 a.C), que o ajudou 
na disseminação de sua teoria. No entanto, a 
concepção atomista da matéria apesar de correta, foi 
contestada e menosprezada por Aristóteles que criou 
a teoria dos quatro elementos fundamentais 
concedendo a eles propriedades particulares:
Estrutura atômica
Teoria dos 4 elementos
Fogo
Água
Ar Terra
SecoQuente
FrioÚmido
Quente + Úmido = Ar
Quente + Seco = Fogo
Seco + Frio = Terra
Frio + Úmido = Água
As inúmeras combinações e separações desses 
elementos seriam responsáveis por tudo que está a 
nossa volta, da Lua para baixo.
Modelo atômico de J. Dalton (1803)
Baseado nos aspectos 
quantitativos das Leis 
Ponderais, Dalton postulou 
que o átomo seria uma 
esfera maciça e indivisível.
A hipótese atômica de Dalton foi publicada em 1808 no livro A 
New System of Chemical Philosophy, e era baseada nos seguintes 
postulados:
1) Todo elemento é constituído por partículas extremamente 
pequenas chamadas átomos.
2) Os átomos são indestrutíveis e imutáveis, ou seja, não podem 
ser criados ou destruídos.
2) Os átomos de um mesmo elemento são todos idênticos; os 
átomos de diferentes elementos são diferentes e têm diferentes 
propriedades.
3) Os átomos se combinam em proporções fixas em massa para 
formarem compostos.
4) Em uma reação química, os átomos não são criados nem 
destruídos, durante a reação ocorre apenas um rearranjo de 
átomos.
O modelo de Dalton foi abandonado por não conseguir explicar a 
natureza elétrica da matéria. 
Modelo de Sir J. J. Thomson (1897)
O modelo de Thomson foi baseado no estudo dos 
tubos de raios catódicos, um experimento descoberto 
por Geissler e Crookes em 1856, que consiste em 
aplicar descargas elétricas em um gás à baixa pressão 
contido em um tubo de vidro. No experimento são 
formados raios constituídos por partículas que 
possuem as seguintes características: propagação 
retilínea, massa e carga elétrica negativa. 
O modelo de Thomson foi 
abandonado por não conseguir 
explicar os desvios observados 
no experimento de Rutherford, 
que será discutido a seguir.
Modelo atômico de Ernest Rutherford (1913)
-
--
-
+
+
+
+
Thomson foi o primeiro a medir a razão carga/massa 
da partícula do raio catódico que, posteriormente, foi 
denominada elétron. Após a descoberta do elétron, 
Thomson propôs um novo modelo atômico - uma 
esfera maciça positivamente carregada, de material 
gelatinoso ou pastoso, com elétrons incrustados 
homogeneamente por toda estrutura, tornando-a 
neutra. Esse modelo ficou conhecido como pudim de 
ameixas ou passas.
Em 1910, Rutherford com a ajuda de dois 
colaboradores, Hans Geiger (1882-1945) e Ernest 
Marsden (1889-1970), realizou um experimento que 
procurava comprovar que o modelo atômico de 
Thomson estava correto. O experimento consistia em 
bombardear uma fina folha de ouro com poucos 
milhares de camadas de átomos de espessura (0, 
0001 cm), com partículas alfa (α2+) emitidas pelo 
elemento radioativo Polônio. Considerando que o 
modelo de Thomson era correto, Rutherford concluiu 
que em nenhum lugar durante a passagem da folha 
de ouro as partículas alfa encontrariam uma 
concentração alta de carga, sendo assim, em nenhum 
momento seriam exercidas grandes forças de atração 
ou repulsão sobre as partículas. Portanto, a maioria 
das partículas atravessaria a lâmina de ouro sem 
sofrer desvios e um pequeno número sofreria desvios 
muito pequenos, ocasionais, na ordem de um grau.+- ----- - Resultado esperado em relaçãoao modelo de Thomson
 No entanto, durante o experimento foi verificado que um 
pequeno número de partículas sofria grandes desvios e que, cerca 
de 1 em 20.000 era defletida para trás. 
A figura a seguir mostra os resultados obtidos no experimento, 
observe:
Após refletir por quase dois anos a respeito dos 
desvios observados, Rutherford postulou que o átomo 
era constituído por duas regiões bem distintas, as 
quais ele denominou núcleo e eletrosfera.
Núcleo: Região extremamente pequena contendo 
a maior parte da massa do átomo, e a totalidade 
da carga positiva.
Eletrosfera: Região extremamente grande em 
relação ao diâmetro do núcleo, constituída 
principalmente por espaços vazios com elétrons 
girando em órbitas circulares em torno do núcleo.
Modelo planetário
A figura a seguir mostra a interpretação de 
Rutherford para os desvios observados, 
veja:
Em 1919, Rutherford identifica a partícula 
responsável pela carga positiva do átomo, o próton, e 
levanta a hipótese de que no interior do núcleo 
deveria haver outra partícula, eletricamente neutra, 
mas com massa semelhante à do próton.
Em 1932, James Chadwick descobriu uma partícula 
sem carga elétrica com massa praticamente idêntica 
a do próton, que ele denominou nêutrons.
Obs:
Evolução do Modelo Atômico
O Modelo atômico de Dalton(1803): Dalton 
descrevia a matéria a partir de algumas 
hipóteses: tudo que existe na natureza é 
composto por diminutas partículas 
denominadas átomos; os átomos são 
indivisíveis e indestrutíveis, e existe um 
número pequeno de elementos químicos 
diferentes na natureza.
-
--
-
+
+
+
+
O Modelo de Thomson(1897): 
O átomo era uma esfera de eletricidade 
positiva, onde estavam submersas partículas 
negativas denominadas elétrons. Foi 
Thomson que lançou a ideia de que o átomo 
era um sistema descontínuo, portanto, 
divisível.
Modelo atômico de Rutherford(1911)
O átomo ocuparia um volume esférico e 
possuía um núcleo, o qual possuía a maior 
parte da massa do átomo, bem como teria 
uma carga positiva. A região externa ao 
núcleo estaria ocupada pelos elétrons em 
movimento em torno deste núcleo.
Modelo atômico de Bohr(1913): 
Os elétrons giram em torno do núcleo de 
forma circular e com diferentes níveis de 
energia, chamados por Bohr de órbitas 
estacionárias. Nestas órbitas, os elétrons 
apresentariam energias constantes. Os 
elétrons saltam para orbitais de mais alta 
energia, retornando ao seu estado 
fundamental, após a devolução da energia 
recebida, emitindo um fóton de luz 
equivalente.
A estrutura básica do átomo atual está 
fundamentada no modelo de Rutherford. 
Consideramos que o átomo possui duas regiões 
muito distintas: o núcleo, extremamente pequeno, 
contendo toda carga positiva e praticamente toda 
massa, e a eletrosfera, extremamente grande, onde 
estão distribuídos os elétrons. Portanto, a 
distribuição das partículas fundamentais no átomo 
é a seguinte:
Partículas fundamentais
Número de massa (A)
Núcleo Próton e Nêutrons
Eletrosfera Elétrons
O número de prótons contidos no núcleo de um 
átomo é denominado número atômico (Z). Foi o 
físico inglês Henry Moseley (1887-1975) que 
desenvolveu, em 1913, uma metodologia para se 
determinar o número de prótons no núcleo de um 
átomo. Essa descoberta tornou possível responder a 
uma pergunta que intrigava os cientistas da época: 
o que determina a identidade de um átomo? 
A resposta está relacionada com os prótons: todos 
os átomos de um elemento possuem o mesmo 
número de prótons no núcleo. Portanto, a grandeza 
que identifica um elemento químico é o número 
atômico, ou seja, sua carga nuclear. De acordo com 
as normas da IUPAC, o número atômico é 
representado como índice no canto inferior à 
esquerdado símbolo do elemento. Veja os 
exemplos:
�H �O ��Ca ��Ba ��Au ���Rf
Conceitos fundamentais
Como um átomo é um sistema eletricamente neutro, 
o número de elétrons é igual ao número de prótons. 
Por exemplo, o átomo de magnésio possui Z=12. 
Logo, cada átomo de magnésio possui 12 elétrons.
A soma do número de prótons com o número de 
nêutrons do núcleo de um átomo é denominado 
número de massa(A). Portanto:
A = Z + n
Número atômico (Z)
 De acordo com as normas da IUPAC, o número 
de massa é representado como índice no 
canto superior à direita do símbolo do 
elemento. Veja os exemplos:
XAZNúmero de massaNúmero atômico Símbolo químico
Recomendação da IUPAC
Íons
Um átomo neutro pode ganhar ou perder elétrons 
nos processos químicos, mas isso nunca ocorre com 
prótons. Essa variação no número de elétrons 
transforma o átomo em um íon, espécie química em 
desequilíbrio elétrico. Ao receber elétrons, um 
átomo se torna um íon negativo, chamado ânion. Ao 
perder elétrons, um átomo se torna um íon positivo, 
chamado cátion. Veja os exemplos a seguir:
Ca4020 Perdeu 2 elétrons Ca4020 2+ p = 20n=20e=18
Cátion
Ca3517 Ganhou 2 elétrons Ca3517 1- p = 17n=18e=18
Ânion
Como a massa de um elétron é extremamente 
pequena, a massa dos átomos durante a formação 
de íons praticamente não se altera, já o tamanho, 
sim. Quando um átomo ganha elétrons, sua 
eletrosfera aumenta. Quando um átomo perde 
elétrons, sua eletrosfera diminui.
Isótopos
Entre os anos de 1911 e 1913, alguns cientistas já 
haviam percebido a existência de átomos com o 
mesmo número atômico, porém com números de 
massas diferentes. Por sugestão de Frederick Soddy 
(1887-1956), esses átomos foram chamados de 
isótopos (iso =igual ,topos =lugar). Praticamente 
todos os elementos químicos naturais são formados 
por misturas de isótopos. 
Veja o exemplo do hidrogênio:
ou
Prótio
1 Próton
99,99%
Deutério
1 Próton
1 Nêutron
0,015%
Trítio
1 Próton
2 Nêutron
Traços
Abundância na natureza
Somente os isótopos do hidrogênio possuem 
nomenclaturas distintas, sendo que, nos demais 
casos, os isótopos são diferenciados apenas pelo 
número de masssa. Exemplos:
Oxigênio ��O , ��O , ��O 
Carbono ��C , ��C 
Cloro ��Cl , ��Cl
Os isótopos possuem propriedades químicas iguais 
e propriedades físicas relacionadas à massa 
diferentes. Alguns elementos possuem isótopos 
radioativos. No caso do hidrogênio, o único isótopo 
radioativo é o trítio. 
Uma água da pesada
Na natureza existem três isótopos naturais de 
hidrogênio (�H, �D, �T) e três isótopos naturais de 
oxigênio (��O, ��O, ��O). Portanto, podemos concluir 
que, a partir da combinação desses isótopos, 
surgirão 18 tipos diferentes de moléculas de água. A 
molécula mais comum é a seguinte:
OH H
1 16 1
Quando uma molécula de água possui pelo menos um isótopo 
pesado de hidrogênio ou oxigênio, ela recebe a denominação de 
água pesada. De todas as águas pesadas, a que apresenta maior 
importância prática é a deuterada (D2O) ou óxido de deutério.
OD D
16
Ela é muito utilizada em reatores nucleares para desacelerar os 
nêutrons emitidos durante as fissões nucleares que ocorrem no 
núcleo do reator, gerando energia térmica. A água deuterada 
possui ponto de fusão de 3,8oC,ponto de ebulição 101,4oC e 
densidade 1,104g.L1-. A obtenção de 1L de D2O consome 200.000 
L de água comum. Atualmente moléculas de águas pesadas são 
importantes no estudo de reações químicas que envolvem 
compostos que contêm hidrogênio. As propriedades químicas da 
água comum e das águas pesadas são praticamente as mesmas.
Isóbaros
Quando átomos de elementos diferentes 
apresentam o mesmo número de massa, são 
denominados isóbaros. Veja os exemplos:
Os isóbaros possuem propriedades físicas e 
químicas diferentes
Isótonos
Quando átomos de elementos diferentes 
apresentam o mesmo número de nêutrons, são 
denominados isótonos. Veja os exemplos:
Isoeletrônicos
Quando átomos de elementos diferentes apresentam o 
mesmo número de elétrons, são denominados 
isoeletrônicos. Veja os exemplos:
��Ca� é isoeletrônico de ��Cl� => 18 elétrons
��Na� é isoeletrônico de ��MG� => 10 elétrons
��Ne é isoeletrônico de �O � => 10 elétrons
+ -
+ +-
-
Átomos isoeletrônicos possuem propriedades físicas e 
químicas diferentes.
Observação importante:
O elemento que apresenta o maior número de isótopos 
naturais é o estanho (Sn), dez. 
Existem isótopos artificiais de alguns elementos, ou 
seja, que foram sintetizados pelo homem.
O modelo de Rutherford conseguiu explicar 
satisfatoriamente, os resultados obtidos no 
experimento de bombardeamento de uma folha de 
ouro com partículas alfa. No entanto, a sua 
proposta de modelo entrou em choque com os 
conceitos da Física Clássica. Rutherford postulou 
que os elétrons giravam em torno do núcleo em 
órbitas circulares. Só que essa proposta não está de 
acordo com as Leis da Eletrodinâmica.De acordo 
com a eletrodinâmica,todo corpo carregado em 
movimento libera energia na forma de ondas 
eletromagnéticas.Sendo assim, os elétrons 
deveriam perder energia e acabariam colidindo com 
o núcleo,aniquilando o átomo.
Problemas do modelo atômico 
de Rutherford
Cada linha do espectro possui um valor definido de 
λ e f, concluindo-se, portanto, que os átomos 
podem emitir apenas certas frequências. Da mesma 
forma que cada pessoa possui uma digital, cada 
átomo possui o seu espectro atômico descontínuo. 
Os espectros atômicos evidenciavam que deveria 
existir uma relação entre as linhas encontradas e a 
estrutura interna do átomo. No entanto, o modelo 
de Rutherford era muito simples e não permitia a 
explicação desse experimento. Todos esses 
problemas foram, em parte, explicados pelo 
próximo modelo atômico, o modelo de Niels Bohr. 
Mas antes de estudarmos o modelo de Bohr, temos 
que ver dois conceitos que revolucionaram a Física 
da época e que foram utilizados por Bohr.
Evidentemente, isso não ocorre, pois, o átomo é estável. 
Entretanto, o modelo de Rutherford não conseguia 
explicar o motivo disso. O modelo de Rutherford também 
não conseguia explicar a luz e suas cores emitidas pelos 
tubos de raios catódicos e testes de chama. Esse último 
consiste em colocar uma solução de uma substância 
química em uma chama bem quente. Os átomos, quando 
aquecidos emitem luzes de cores diferentes, ou seja, de 
diferentes frequências. A seguir são mostrados alguns 
elementos e as respectivas cores nos testes de chama, 
veja:
Eletrôn
Cobre Lítio Sódio Potássio
Veja um teste de chamas aqui:
https://youtu.be/NY-bnY0yjWw
Como a coloração emitida é característica de 
cada átomo, esse teste permite identificar o tipo 
de átomo presente na solução. Como explicar 
essa emissão de luz como o modelo de 
Rutherford? Outro grande problema para o 
modelo de Rutherford eram os espectros 
atômicos. Espectro é a denominação dada à 
imagem que se forma quando um feixe de 
radiações eletromagnéticas, decomposto por 
dispersão, se projeta-se sobre um anteparo. 
Usando um feixe de luz branca de uma lâmpada incandescente e 
um prisma, obtemos um espectro contínuo semelhante ao 
arco-íris. Veja:
Espectro contínuo
Substituindo-se a luz branca por uma luz emitida por um teste de 
chama ou lâmpada de gás, obtemos um espectro diferente, 
descontínuo, formado por uma ou mais linhas coloridas 
separadas por espaços escuros. Esse tipo de espectro, contendo 
apenas radiações de comprimentos de onda específico, é 
denominado espectro atômico ou de linhas ou raiado.
Espectro descontínuo
ou atômico
Zona Nerd
Nascimento da física 
quântica (moderna)
Max Planck -Teoria dos quanta (1900)
Os átomos não podem absorver ou emitir energia 
eletromagnéticade forma contínua. A energia só pode 
ser emitida ou absorvida em "blocos" ou “pacotes”. 
Cada bloco unitário de energia denomina-se quantum.
“A absorção e a emissão de energia eletromagnética
pela matéria são quantizadas"
Energia (quantum) = h.f
h (constante de Planck) = 6,62.10-34J/Hz
f = frequência
A idéia de Planck mostrou que as trocas de energia entre a 
matéria e a radiação eletromagnética ocorriam de forma 
semelhante a subida ou descida de uma escada, que ocorre 
de degrau em degrau. Obs:
Quantum quantidade mínima de energia que o átomo pode 
absorver ou emitir.
Os valores permitidos de energia que os átomos emitem e 
absorvem devem ser múltiplos de um quantum.
Quantização significa restrição de valores.
Albert Einstein - Teoria do fóton 
Em 1905, Einstein postulou que a luz, considerada até 
então como uma onda, seria formada por partículas, 
denominadas fótons. De acordo com a proposta de 
Einstein para a radiação eletromagnética, podemos 
visualizar um feixe de luz como um feixe de fótons 
(pacotes de energia) com uma energia particular 
diretamente proporcional a frequência da luz. Por 
exemplo, um feixe de luz ultravioleta, f = 10��, possui 
fótons de maior energia do que um feixe de luz 
amarela, f = 10��.
Energia (fóton) = h.f
Observações importantes
Zona Nerd
Modelo atômico de Niels Bohr
 (modelo do átomo de hidrogênio)
Em 1913 Bohr propôs um modelo atômico para o 
átomo de hidrogênio baseado em postulados. O 
modelo de Bohr foi baseado no estudo do espectro 
atômico do átomo de hidrogênio (espectro 
descontínuo). Bohr foi o primeiro a considerar 
conceitos da física moderna (energia quantizada e 
fóton) para explicar a estrutura do átomo. Bohr 
conclui que o fato do espectro do hidrogênio ser 
constituído por raias, indicava que os átomos desse 
elemento podiam emitir somente algumas 
frequências, portanto, só certas mudanças de 
energia eram possíveis dentro do átomo. 
Suas hipóteses podem ser resumidas pelos seguintes 
postulados:
n=1
n=2
n=3
n=4
1) O elétron gira ao redor do núcleo em órbitas 
(níveis de energia) circulares de raios definidos 
denominadas órbitas estacionárias.
2) Cada órbita estacionária possui um valor 
determinado de energia. Nessas órbitas o 
elétron pode se mover sem perder ou ganhar 
energia. Bohr demonstrou que a energia total 
do elétron em cada órbita, era quantizada é 
aumentava ao se afastar do núcleo. 
3) O elétron pode passar de uma órbita para outra, mediante 
absorção ou emissão de energia. A energia emitida ou absorvida é 
igual à diferença de energia entre os níveis envolvidos na transição 
(salto quântico ou eletrônico).
Observações importantes
Onda eletromagnética(luz)
Energia Decrescente
E� E�
Energia
Energia Crescente
E� E�
Energia Recebida
E� - E�
Energia Liberada
E� - E�
Quando se afasta do núcleo a energia dos níveis 
(órbitas) aumenta e a diferença de energia entre 
os níveis diminui.
O salto quântico (transição eletrônica) explica a 
emissão de luz nos fogos de artifícios, lâmpadas 
fluorescentes, lasers, aparelhos de raios-X, 
substâncias fosforescentes e fluorescentes, 
quimioluminescência e bioluminescência.
O modelo de Bohr não é o modelo atômico atual, 
mas é o mais complexo cobrado pelo ENEM.
Medida da massa de um átomo
“A unidade de massa atômica equivale a 1/12 da massa 
de um átomo de carbono-12, cuja massa foi fixada 
arbitrariamente em 12 unidades de massa 
atômica(12u)” 
Medir uma grandeza significa compará-la com um 
padrão. No decorrer da história, vários padrões foram 
adotados para medir a massa de um átomo. Em 1961, 
a International of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) 
e a International Union of Pure Applied Physics 
(IUPAP), estabeleceram a massa da 12ª parte do 
isótopo mais estável do carbono (12C) como unidade 
de medida de massa de átomos. Assim ,podemos 
definir o conceito de unidade de massa atômica da 
seguinte forma:
Dividido em
12 partes iguais��C
1u (unidade de massa atômica) 1 do átomo de ��C 
12
Massa atômica de um átomo (MA)
1u = 1,66 .10 ��g
-
A massa de um átomo (massa atômica) indica 
quantas vezes o átomo é mais pesado que 1/12 do 
carbono 12(1u). Por exemplo, se a massa atômica do 
alumínio e 27u, significa que 1 átomo de alumínio é 
27 vezes mais pesado que uma unidade de massa 
atômica(1u).
1 átomo de Al = 27 u
Observação importante:
Não confunda número de massa (A) com massa 
atômica (MA). O número de massa indica a soma de 
prótons e nêutrons do núcleo de um átomo. Já a massa 
atômica, indica quantas vezes o átomo é mais pesado 
que 1/12 do átomo de carbono 12. Os valores 
numéricos de ambos sejam aproximadamente iguais. 
No entanto, o significado é totalmente distinto.
Massa atômica de um elemento (MA)
A maioria dos elementos são encontrados na 
natureza na forma de dois ou mais isótopos. O valor 
da massa atômica de cada elemento na tabela 
periódica é a média ponderada das massas atômicas 
dos seus isótopos. Veja o exemplo do elemento cloro:
Elemento
Cloro { ��Cl����Cl��
75% de ocorrência
25% de ocorrência
MA =
35.75+37.25
100
= 35,50u
Massa molecular (MM)
A massa molecular indica quantas vezes a molécula 
de um composto é mais pesada que 1/12 do carbono 
12 (1u). 
MM H2O = 2H + 1O = 2 . 1u + 1 . 16u = 18u
Significa que 1 molécula de água é 18 vezes mais 
pesada que uma unidade de massa atômica(1u). 
O
HH
Operação imaginária
18u
Exemplos:
MM Sacarose
MM C12H22O11 = 12C + 22H + 11O
MM C12H22O11 = 12 . 12u + 22 . 1u +11 .16u
MM C12H22O11 = 144 u + 22u + 176u
MM C12H22O11 = 342 u
MM Fosfato de cálcio
FM Ca3(PO4)2 = 3Ca + 2P + 8O
FM Ca3(PO4)2 = 3 . 40u + 2 . 31u + 8 . 16u
FM Ca3(PO4)2 = 120u + 62u + 128u
FM Ca3(PO4)2 = 310u
Número de Avogadro (NA)
Massas diferentes numericamente iguais às massas 
atômicas (MA) de elementos distintos, possuem o 
mesmo número de átomos, e esse mesmo princípio 
se aplica as massas moleculares(MM) de substâncias 
diferentes. Veja os exemplos a seguir:
Elemento ou
substância
MA ou MM
Massa em
Gramas
Número de
partículas
Oxigênio(O) 16u 16g N de átomos
N de átomos
N de moléculas
N de moléculas
56g
18g
342g
56u
18u
342u
Ferro(Fe)
Água(H�O)
Sacarose(C��H��O��)
A primeira determinação do valor de NA foi feita em 1865, por 
Loschmidt (1821-1895), nove anos após a morte de Avogrado, 
porém recebeu o seu nome em sua homenagem. Esse número de 
partículas representa uma grandeza física denominada 
“quantidade de matéria”, cuja unidade no SI é o mol. Em 1974, na 
14a Conferência Nacional de Pesos e Medidas, foi estabelecida a 
definição de mol. 
Mol é a quantidade de matéria de um sistema que 
contém tantas entidades elementares quantos são os 
átomos contidos em 0,012kg(12g) de carbono 12.
Simplificando, 1mol é o número átomos existentes 
em 12g de 12C.
6,02214.10�� átomos 1 mol
Mol
12g ��C
O Mol é a “dúzia” do químico. Da mesma forma que 
uma dúzia sempre possui 12 unidades, um mol 
sempre possui 6,02 .1023 unidades.
1 mol de átomos = 6,02.10�� átomos
1 mol de moléculas = 6,02. 10�� moléculas
1 mol de elétrons = 6,02. 10�� elétrons
1 mol de canetas = 6,02. 10�� canetas
Massa molar (M)
A massa molar de um elemento é a massa em 
gramas de 6,02 .10�� átomos desse elemento, sendo 
numericamente igual a sua massa atômica. Por 
exemplo, a massa atômica do sódio é 23u, portanto 
a sua massa molar é 23g/mol.
Elemento ou
substância
Massa atômica (MA) Massa molar (M)
Número de
partículas
Oxigênio(O) 16u 16g.mol� 6,02.10�� átomos
201g.mol�
32g.mol�
20u
32u
Mercúrio(Hg)
Enxofre(S)
-
-
-
6,02.10�� átomos
6,02.10�� átomos
A massa molar de uma substânciaé a massa em 
gramas de 6,02. 10�� moléculas dessa substância, 
sendo numericamente igual a sua massa molecular. 
Por exemplo, a massa molecular da água é 18u , 
portanto a sua massa molar é 18 g/mol. 
MM (CO�) = 44u; M(CO�) = 44g/mol
MM (H�SO�) = 98u; M(H�SO�) = 98g/mol
Com a massa molar podemos calcular o número de 
átomos ou moléculas presentes em uma 
determinada amostra de massa conhecida, ou 
determinar a massa de um único átomo ou 
molécula expressa em gramas.
Quantidade de matéria 
(número de mol)
O número de mol de uma determinada massa de um elemento 
ou substância pode ser determinado pela seguinte equação:
n = mM
n = número de mol m = massa M = massa molar
Exercício resolvido
01)Quantos átomos e moléculas existem em 196 gramas de ácido 
fosfórico(H�PO�) ? Dados:P=31u;O=16u;H;1u.
Resolução: 
Primeiro devemos calcular a massa molecular do 
H�PO�. Veja: H = 3.1u = 3u
O = 4 4.16u = 64u
P = 1.31u = 31u
MM = 98u
Depois devemos converte a massa de196 gramas 
para mols, isso pode ser feito com a seguinte 
relação:
n = mM n = 
196
98 = 2mol
Com o número de mols podemos calcular o número 
de moléculas e o número de átomos. Veja:
1 mol--------6,02.10�� moléculas
2 mol-------X
X=12,04.10�� Moléculas de H�PO�
Cada molécula de H�PO� possui três átomos de 
hidrogênio, um átomo de fósforo e quatro átomos de 
oxigênio, portanto, temos:
12,04.10�� 
moléculas de H�PO� 
3(12,04.10��) átomos de H = 36,12.10�� de H 
1(12,04.10��) átomos de P = 12,04.10�� de P 
4(12,04.10��) átomos de O = 48,16.10�� de O 
Portanto, o número total de átomos é de 96,32.10�� átomos.
Volume molar
O volume ocupado por um mol de uma substância é 
denominado volume molar. O volume molar de 
substâncias sólidas e líquidas é muito variável e 
praticamente não sofre alteração em função da 
temperatura ou da pressão. Já o volume molar dos 
gases, quando medido nas mesmas condições de 
pressão e temperatura, é sempre o mesmo
Um mol de moléculas de qualquer gás ocupa o 
volume de 22,4L nas CNTP (T = 0oC ,1atm).
Tabela periódica
1817 – Döbereiner criou as Tríades. Grupos de três 
elementos nos quais o elemento do meio 
apresentava a massa atômica praticamente igual à 
média aritmética das massas atômicas do elemento 
de cima com o debaixo.
Organização da tabela atual
A disposição dos 118 elementos em ordem crescente 
de número atômico na tabela atual resulta em 18 
colunas verticais denominadas grupos ou famílias e 7 
colunas horizontais denominadas períodos. Os 
elementos de um mesmo grupo possuem 
propriedades químicas semelhantes e propriedades 
físicas que variam gradualmente com o aumento da 
massa.
Histórico
1862 – Alexandre Chancourtois (parafuso telúrico) 
ordenou os elementos químicos em ordem crescente 
de suas massas atômicas em torno de um cilindro.
1864 - John Newlands criou a Lei das oitavas. 
Newlands ordenou os elementos em ordem crescente 
de massas atômicas e verificou que suas 
propriedades se repetiam a cada oito elementos, 
como as notas numa escala musical.
1869- Dimitri Mendelleev ordenou os elementos 
conhecidos em ordem crescente de massa atômica. A 
tabela de Mendelleev possuía 8 colunas verticais e 12 
de colunas horizontais. Dimitri é considerado o “Pai 
da tabela periódica”.Outro grande feito de 
Mendelleev foi deixar espaços vazios na 
tabela,prevendo a descoberta de alguns elementos 
como ,por exemplo, o Germânio.
1913- Henry Moseley ordenou os elementos em 
ordem crescente de número atômico. Esse novo 
conceito de ordenação deu origem à tabela periódica 
atual ou moderna.
Mendellev o pai da tabela pediódica
https://youtu.be/Zc_h-2Kip40
Os elementos de um mesmo grupo (família) 
possuem o mesmo número de elétrons na camada 
de valência (CV).
Os elementos de um mesmo período possuem o 
mesmo número de níveis de energia (camadas).
Elementos representativos (Família A)
Grupo 1 ou 1A= metais alcalinos CV = 1 elétron
Grupo 2 ou 2A = metais alcalinos terrosos CV = 2 elétrons
Grupo 13 ou 3A =família do boro CV= 3 elétrons
Grupo 14 ou 4A = família do carbono CV= 4 elétrons
Grupo 15 ou 5A = família do nitrogênio CV= 5 elétrons
Grupo 16 ou 6A = calcogênios CV= 6 elétrons
Grupo 17 ou 7A = halogênios CV= 7 elétrons
Grupo 18 ou 8A = gases nobres CV= 8 elétrons
Observação importante:
Em algumas tabelas o hidrogênio é representado 
isoladamente, fora da tabela. Suas propriedades 
químicas não são semelhantes a de nenhum grupo, 
portanto, o hidrogênio não é um metal alcalino
O primeiro gás nobre, hélio (He), possui 2 elétrons 
na CV.
Elementos de transição externa 
(Famílias B )
Os elementos dos grupos B são chamados de 
elementos de transição externa. No penúltimo e no 
último período da família 3(3B) localizam-se 30 
elementos chamados de transição interna, 15 
lantanídios e 15 actinídios. Nos elementos de 
transição, o número de elétrons do último nível de 
energia é igual a 2, exceto nos elementos que 
possuem distribuições anômalas, como Cr, Cu,Ag e 
Au, nesses elementos o último nível de energia 
possui 1 elétron.
Grupo 3 ou 3B
Grupo 4 ou 4B
Grupo 5 ou 5B
Grupo 6 ou 6B 
Grupo 7ou 7 B
Grupo 8 ou 8B
Grupo 9 ou 8B
Grupo 10 ou 8B
Grupo 11 ou 1B
Grupo 12 ou 2B
Resumo
Curiosidades: Tabela periódica estendida
 https://youtu.be/ZQagwcf9CdU
s p
d
f
Divisão com base nas propriedades 
físicas e químicas
Metais
Bons condutores de calor e eletricidade
Possuem brilho característico.
Possuem cor prateada, com exceção do cobre 
(dourado avermelhado) e do ouro (dourado).
Alta maleabilidade (facilidade de formar lâminas) e 
ductibilidade (facilidade de formar fios) 
Geralmente possuem elevados pontos de fusão, 
ebulição e densidade.
São sólidos nas CNTP, com exceção do mercúrio (Hg), 
que é um líquido.
Reagem com ácidos.
Formam óxidos básicos. 
Possuem tendência de formar cátions
Em número, constituem aproximadamente 80% da 
tabela. Suas principais características são:
Curiosidades: Metais
https://youtu.be/wN7kL_9qVVs 
https://youtu.be/or145F0t83o
Ametais ou não metais
Maus condutores de calor e eletricidade, com 
exceção do C(grafite)
Não possuem brilho, com exceção do I2(s) e do 
C(grafite) 
Baixa maleabilidade e ductibilidade
Geralmente possuem baixos pontos de fusão, 
ebulição e densidade, com exceção dos C(grafite) 
 e C(diamante) que possuem altos pontos de fusão.
Podem se apresentar nos três estados físicos. 
Exemplos: S8(s),Br2(l) e O2(g).
Não reagem com ácidos.
Formam óxidos ácidos.
Tendência de formar ânions
Semimetais ou metalóides
Os semimetais possuem propriedades 
intermediárias.
B Si Ge As Sb Te Po
Os principais semimetais são o silício e o germânio 
que são semicondutores utilizados na indústria da 
informática.
Observação importante:
O carbono na forma de grafite é condutor de corrente 
elétrica.
Carbono grafite e carbono diamante possuem alto 
ponto de fusão.
O boro e o silício são sólidos brilhantes com alto ponto 
de fusão.
O Iodo sólido possui cor preta e apresenta um ligeiro 
brilho metálico, quando sublima forma um vapor 
violeta.
O hidrogênio é um ametal e possui a propriedade de se 
combinar com metais, ametais e semimetais. Na forma 
de substância simples (H2(g)) é um gás extremamente 
inflamável.
Gases nobres
Os gases nobres são ametais que possuem uma 
característica particular. Esses elementos encontram-
se isolados na Natureza na forma de gases 
monoatômicos. São praticamente inertes, ou seja, em 
condições normais não reagem entre si nem com 
outros elementos.
Elementos artificiais
O urânio é o elemento natural de maior número 
atômico (Z= 92). Os elementosartificiais são 
denominados transurânicos e cisurânicos.
Transurânicos = Z ≥ 93
Cisurânicos = Z< 92 
Observação importante:
Existem somente dois elementos cisurânicos: Tc e Pm
Elementos radioativos
Alguns elementos da tabela periódica são radioativos, 
ou seja, possuem núcleos instáveis que emitem 
radiação. A radioatividade será estudada 
detalhadamente no segundo volume dessa coleção. 
Na tabela todo elemento com Z ≥ 84 é radioativo, no 
entanto, alguns elementos com Z< 84 possuem 
isótopos radioativos. Por exemplo, dos isótopos do 
hidrogênio somente o trítio ( �H) é radioativo.
�
Estado físico (substância simples)
Gasosas = H�, N�, O�, F� (amarelo claro), Cl� (amarelo 
esverdeado), e gases nobres.
Líquidas = Br� (líquido castanho avermelhado) e Hg.
Sólidas = os demais elementos.
Propriedades periódicas
A lei periódica estabelece que, se os elementos são 
dispostos em ordem crescente do número atômico, é 
possível observar a repetição periódica das suas 
propriedades desses elementos. Propriedades 
periódicas são aquelas que se repetem de período em 
período. Em nosso dia-dia, há algumas repetições 
periódicas. Por exemplo, os dias da semana repetem-
se periodicamente a cada sete dias. 
A maneira mais simples de se descobrir se as 
propriedades químicas e físicas de um elemento são 
periódicas ou não é através de um gráfico da 
propriedade versus o número atômico. A 
característica do gráfico é possuir máximos e 
mínimos em intervalos regulares, 
ou seja, as propriedades crescem e decrescem com o 
aumento do número atômico
Número atômico (Z)
Propriedade
periódica
Já as propriedades aperiódicas apenas crescem ou 
decrescem com o número atômico.Um exemplo é a 
massa atômica dos elementos, que é proporcional ao 
número atômico. Veja o gráfico:
MA
Z
As propriedades periódicas dos elementos são: raio 
atômico, potencial ou energia de ionização, 
eletroafinidade ou afinidade eletrônica, 
eletronegatividade, eletropositividade, densidade, 
volume atômico, ponto de fusão e ebulição. A variação 
das propriedades periódicas na tabela é representada 
por setas que sempre indicam o sentido de aumento 
da propriedade. A seguir vamos detalhar cada uma 
dessas propriedades.
Propriedades periódicas
São aquelas que apresentam variação periódica na 
tabela, crescendo e decrescendo, à medida que o Z 
aumenta.
1) Raio atômico
O raio atômico corresponde ao tamanho do átomo. 
Em uma família o raio cresce de cima para baixo e em 
um período da direita para esquerda.
Observação importante:
Quando um átomo perde elétrons (forma cátion), a 
repulsão da nuvem eletrônica diminui, diminuindo o 
seu raio. 
Quando um átomo ganha elétrons (forma ânion), 
aumenta a repulsão da nuvem eletrônica, 
aumentando o seu raio.
Íons isoeletrônicos são os que apresentam igual 
número de elétrons. Nesse caso específico,quanto 
maior for o número atômico, maior será a atração do 
núcleo pela eletrosfera e menor será o raio.
��AL � > ��Mg � > ��Na > �F > �O � + + + - -
Diminui o raio e aumenta o Z
2) Potencial de ionização ou energia 
de ionização (PI)
isolado no estado gasoso. Em uma família o potencial 
de ionização cresce de baixo para cima, e em um 
período da esquerda para direita.
X(g) + X (g) + e energia absorvida 
K(g) + K(g) + e419 kJ (energia absorvida) -
-+
+
Maior raio 
atômico
Menor força
de atração
nuclear
Menor PI
PI=418KJ/mol
Maior facilidade
de remoção
de elétrons
K
Br
Menor raio 
atômico
Maior força
de atração
nuclear
Maior PI
PI=418KJ/mol
Menor facilidade
de remoção
de elétrons
Observação importante:
O PI é sempre um processo endotérmico (absorve 
energia).
3) Eletroafinidade ou afinidade eletrônica
É a quantidade mínima de energia liberada ou 
absorvida quando um átomo neutro, isolado no 
estado gasoso, recebe um elétron. Geralmente esse 
processo libera energia.
Átomos
grades
Baixo potencial
de ionização
Tendência
de formar
cátions
Átomos
pequenos
Alta
eletroafinidade
Tendência
de formar
ânions
4) Eletronegatividade
É a capacidade que um átomo possui de atrair elétrons 
em uma ligação. O elemento mais eletronegativo da 
tabela periódica é o flúor.
F
F > O >N > Cl > Br > I > S >C > P >H
Observação importante:
Os gases nobres possuem os menores valores de 
eletronegatividade da tabela.
5) Eletropositividade ou caráter metálico
 É a capacidade que um átomo possui de formar 
cátions (perder elétrons). Possui a mesma variação na 
tabela que o raio atômico.
6) Volume atômico
É o volume ocupado por 1 mol de átomos (6,0 · 1023 
átomos) do elemento no estado sólido.
Volume atômico = Massa molar
Densidade no estado sólido
O volume atômico depende do volume de cada 
átomo e do espaçamento (empacotamento) entre os 
átomos no estado sólido.
Fr
7) Densidade
Os
8) Ponto de fusão e ebulição
PE e PF
Ligações químicas
Por que os átomos se ligam? Desde o final século 19 
os químicos perceberam que os átomos não são 
encontrados de forma isolada na Natureza. Isso os 
levou a concluir que os átomos se ligam para adquirir 
estabilidade, seguindo a tendência natural do 
universo de caminhar no sentido de se ter menor 
energia. Portanto, podemos fazer a seguinte 
generalização:
Ligação iônica ou eletrovalente
Com exceção do hélio que possui dois elétrons na sua 
única camada, todos os gases nobres a camada de 
valência com oito elétrons. Existem muitas exceções à 
regra do octeto, ela se aplica principalmente aos 
elementos representativos. Mas ela é uma 
ferramenta útil para o início do estudo das ligações 
entre os átomos no ensino médio. Portanto, não se 
assuste quando encontrar substâncias que 
desobedecem essa regra, pois ela, na verdade é uma 
tendência.
Introdução
“Os átomos tendem a ganhar perder ou 
compartilhar elétrons até que tenham oito elétrons 
(octeto) no último nível de energia, ou dois elétrons 
(dueto) quando possuem apenas o primeiro nível de 
energia”
Os compostos iônicos geralmente são formados 
pela combinação de metais (perdem elétrons) com 
ametais (ganham elétrons). Os sólidos iônicos 
formados nessa combinação não possuem 
moléculas discretas. Suas estruturas sempre 
possuem um grande número de íons positivos e 
negativos intercalados. Nos retículos, os cátions 
sempre estão circundados por ânions e vice-versa. 
Esse arranjo maximiza as forças de atração e 
minimiza as forças de repulsão. O retículo é a 
unidade de repetição do cristal iônico.
A regra do octeto
Energia
potencial
Átomos combinados
(maior estabilidade)
Átomos isolados
(menor estabilidade)
Quando os átomos estabelecem uma ligação química, 
ocorre uma liberação de energia e um consequente 
aumento de estabilidade. No entanto, esse 
argumento não vale para um grupo de átomos da 
tabela periódica, os gases nobres (grupo 18). Esses 
gases são encontrados, em condições ambientes, na 
forma de átomos isolados muito estáveis. Os gases 
nobres não apresentam tendência de reagir e, 
justamente por esse motivo, ficaram desconhecidos 
por séculos. Mas o que esses átomos possuem para 
serem estáveis? Em 1916 dois cientistas um alemão, 
Walter Kossel (1888-1956), e um americano, Gilbert 
Newton Lewis (1875-1946), concluíram que a 
estabilidade desses átomos estava relacionada ao 
fato de apresentarem o último nível de energia 
(camada de valência) com oito elétrons. Lewis e 
Kossel perceberam que a estrutura eletrônica dos 
demais átomos nas substâncias conhecidas, eram 
semelhantes às dos gases nobres, ou seja, possuíam 
oito elétrons no último nível de energia. Assim surgiu 
a famosa Regra do Octeto, que diz:
 A ligação iônica resulta da transferência de 
elétrons da camada de valência de um átomopara a 
camada de valência de outro átomo.
metais ametais
transferência de elétrons
cátions + ânions
substância iônica ou composto iônico
Curiosidades:
Reticulo cristalino do NaCl: 
https://youtu.be/vUMe5iviJeY
Formação do Cloreto de Sódio: 
https://youtu.be/R-vLmP1ZhaU
Na
+Cl
-
Na
+
Na
+
Na
+Cl
-
Cl
-
Cl
-
Na
+Cl
-
Na
+
Na
+
Na
+Cl
-
Cl
-
Cl
-
Formação do Fluoreto de Cálcio: 
https://youtu.be/SJRNR1TKz3k
Toda ligação iônica forma um sistema eletricamente 
neutro. Por isso, podemos usar a seguinte regra geral 
de formulação, denominada regra do entrecruzar. 
Veja:
Juntando os íons: fórmula mínima
A+x B
-y
y x
O valor numérico da carga do cátion é o índice de 
atomicidade do ânion e vice-versa. Essa regra garante 
a igualdade das cargas elétricas positivas e negativas 
no composto iônico formado. A fórmula obtida é a 
fórmula mínima ou empírica do composto iônico, que 
indica a menor proporção entre os íons no retículo 
cristalino. Observe os exemplos a seguir:
Al 3+ O2-
Al O
2 3
Ca2+ Cl 1-
CaCl
2
A regra de entrecruzar também pode ser utilizada 
para íons poliatômicos. Observe os exemplos:
Na+ SO2-
Na So
2 4
Ca2+ PO3-
4 4
Ca
3
(PO)
4 2
A fórmula de um composto iônico sempre representa 
a menor proporção entre os íons. Portanto, depois de 
usar a regra do entrecruzar, você precisa dividir os 
índices de atomicidade por um fator comum para 
mostrar a menor proporção, se possível. Observe os 
exemplos:
Ca2+ O2-
Ca O
2 2
Al 3+ PO3-
4
Al
3
(PO)
4 3
CaO Al PO
3
Com base na regra do octeto podemos prever as 
valências (cargas elétricas) dos metais e ametais 
representativos da tabela periódica. As cargas 
elétricas dos elementos representativos em uma 
ligação iônica são determinadas pelo número de 
elétrons que os átomos devem perder ou ganhar para 
atingir o octeto. No caso dos metais, o octeto é 
alcançado mais facilmente pela perda de elétrons. No 
caso e nos ametais, pelo ganho. Portanto, as 
principais cargas elétricas dos elementos 
representativos em uma ligação iônica são:
Grupo
Carga elétrica 1+ 2+ 3+
+2,+4
-4
3- 2- 1- 1-
1 2 13 14 15 16 17 H
São raros os compostos iônicos formados pelos 
elementos C, Si e Ge do grupo 14. Dois exemplos mais 
importantes são o carbeto de cálcio(CaC2) e o 
metaneto de alumínio(Al4C3).Veja:
Ca2+ C 2-
CaC
2
Al 3+ C 4
Al C
3
2
4
 Hidrogênio também pode formar compostos iônicos. 
Devido a sua alta eletronegatividade em relação aos 
metais, ele recebe um elétron formando um ânion 
denominado hidreto, que possui um dueto de 
elétrons na camada de valência. Veja:
Na1+ H 1-
NaH
Ca2+ H 1-
CaH
2
Propriedades dos compostos iônicos
Todo composto iônico é sólido nas CNTP.
Os compostos iônicos são duros, porém 
quebradiços. O deslocamento de uma camada 
de íons em relação à outra coloca íons de 
mesma carga lado a lado. Isso gera uma grande 
força repulsiva, que resulta na clivagem do 
cristal.
Possuem altos pontos de fusão e ebulição.
São isolantes elétricos no estado sólido, pois os 
íons ocupam posições fixas no retículo 
cristalino. Porém, são condutores nos estados 
líquido e gasoso. A condução elétrica nesses 
estados, pode ser explicada pela mobilidade 
dos íons, que movimentam-se carregando a 
corrente elétrica.
Muitos são solúveis em solventes polares como 
a água. No entanto, essa propriedade não é 
exibida por um grande número de sólidos 
iônicos.
Soluções de compostos iônicos conduzem 
corrente elétricas (soluções eletrolíticas).
Curiosidade: 
Dissolução do NaCl em Água: 
https://youtu.be/u9Ju4kzC5rs
Ligações químicas
Os compostos iônicos possuem propriedades muito 
regulares. Por exemplo, todo composto iônico é um 
sólido duro, quebradiço com elevado ponto de fusão 
nas CNTP. No entanto, muitos compostos do 
cotidiano formados por ametais não apresentam 
essas características iônicas, como a água líquida, o 
oxigênio gasoso e o açúcar, um sólido de baixo ponto 
de fusão. Outro detalhe que intrigava os cientistas 
até 1916 era a união de ametais, que apresentam a 
tendência de receber elétrons. Em uma ligação iônica, 
existe um metal que perde elétrons e um ametal que 
ganha elétrons. Sendo assim, como que átomos de 
ametais que apresentam a mesma tendência de 
receber elétrons podem se unir? Por isso, podemos 
concluir que essas substâncias são formadas por um 
modelo diferente de ligação química proposto por 
G.N Lewis, denominada ligação covalente. Lewis 
concluiu que os átomos poderiam alcançar a 
configuração de gás nobre pelo compartilhamento de 
elétrons com outros átomos, uma espécie de 
“sociedade eletrônica”.
A força da ligação covalente resulta da atração entre 
os elétrons compartilhados e os núcleos positivos dos 
átomos que participam da ligação, o par eletrônico 
compartilhado atua como uma “cola” unindo os 
átomos. A figura a seguir mostra simplificadamente 
as atrações e repulsões existentes na molécula de 
hidrogênio:
Uma ligação covalente resulta do 
compartilhamento de um par de elétrons entre os 
átomos.
Portanto, a ligação covalente é formada entre átomos 
de ametais e semimetais, que apresentam a 
tendência de receber elétrons. O exemplo mais 
simples de ligação covalente é o da molécula de 
hidrogênio, H2, formada a partir de dois átomos de 
hidrogênio. Cada átomo de hidrogênio precisa ganhar 
um elétron para alcançar o dueto, configuração 
eletrônica do gás nobre hélio. Como os dois precisam 
ganhar, a solução é o compartilhamento. Veja:
H H+ H H
Elétrons compartilhados
Cada átomo de hidrogênio contribuiu com um 
elétron, e o par eletrônico formado pertence 
simultaneamente aos dois átomos da ligação, 
portanto, cada átomo possui agora um dueto de 
elétrons. O par de elétrons compartilhado pode ser 
simbolizado por um traço (―). A estrutura com os 
elétrons e denominada estrutura de Lewis e, com o 
traço, fórmula estrutural:
H H ou H H Fórmula de Lewis
H H Fórmula estrutural
+ +
-
-
Atrações entre cargas opostas:
Repulsões entre cargas iguais:
Quando as forças de repulsão estão em equilíbrio 
com as forças de atração, ocorre a formação da 
ligação covalente.
Ligações covalentes múltiplas
Na molécula de hidrogênio analisada anteriormente, 
o compartilhamento de um par de elétrons 
corresponde a uma ligação covalente simples. No 
entanto, em muitos compostos, os átomos alcançam 
o octeto pelo compartilhamento de mais de um par 
de elétrons. Observe os exemplos:
Molécula de oxigênio (O�) 
Uma vez que cada átomo de oxigênio possui de seis elétrons
valência no seu último nível de energia (grupo 16 ou 6A), dois pares 
de elétrons devem ser compartilhados para alcançar o octeto, 
formando uma ligação covalente dupla. 
O + O OO
Fómula de Lewi
O O
Fómula estrutural
Os dois pares eletrônicos formados 
pertencem simultaneamente aos dois 
átomos da ligação, portanto, cada átomo 
possui agora um octeto de elétrons.
Molécula de nitrogênio (N�) 
Uma vez que cada átomo de nitrogênio possui de cinco elétrons
valência no seu último nível de energia (grupo 15 ou 5A), três pares 
de elétrons devem ser compartilhados para alcançar o octeto, 
formando uma ligação covalente tripla.
N N+ N N
Fómula de Lewi
O O
Fómula estrutural
Os três pares eletrônicos formados 
pertencem simultaneamente aos dois 
átomos da ligação, portanto, cada átomo 
possui agora um octeto de elétrons.
Molécula de dióxido de carbono (CO�) 
Uma vez que cada átomo de carbono possui de quatro elétrons
valência no seu último nível de energia (grupo 14 ou 4A), quatro 
pares de elétrons devem ser compartilhados para alcançar o octeto, 
formando uma ligação covalente dupla com cada átomo de oxigênio.
O + C
Fómula de Lewi