quimica geral

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Indaial – 2020
Química Geral
Prof. José Edson Reinert
2a Edição
Copyright © UNIASSELVI 2020
Elaboração:
Prof. José Edson Reinert
Revisão, Diagramação e Produção:
Centro Universitário Leonardo da Vinci – UNIASSELVI
Ficha catalográfica elaborada na fonte pela Biblioteca Dante Alighieri 
UNIASSELVI – Indaial.
Impresso por:
R367q
 Reinert, José Edson
 Química geral. / José Edson Reinert. – Indaial: UNIASSELVI, 2020.
 268 p.; il.
 ISBN 978-65-5663-293-3
 ISBN Digital 978-65-5663-294-0
 1. Química. - Brasil. II. Centro Universitário Leonardo da Vinci.
CDD 540.7
apresentação
Caro acadêmico, seja muito bem-vindo à disciplina de Química 
Geral! Este livro didático auxiliará seus estudos para que você compreenda 
melhor os principais tópicos da química. As orientações têm como objetivo 
contribuir de forma positiva o direcionamento do seu processo de ensino e 
aprendizagem. 
Este livro tem como finalidade proporcionar a você embasamento 
teórico a respeito de conceitos base da Química para que possam no futuro 
estabelecer uma relação com as demais disciplinas do seu curso. Assim, o 
livro didático ordena os conteúdos e aspectos teóricos que auxiliarão no seu 
desenvolvimento integral, aprimorando seus conhecimentos e possibilitando, 
no final do curso, sua inserção no mercado de trabalho.
A fim de lhe familiarizar de forma breve com a disciplina, 
apresentamos a seguir cada uma das unidades que serão abordadas neste 
livro. Na Unidade 1, você compreenderá os aspectos que levaram à evolução 
dos modelos atômicos e como as interpretações de dados experimentais 
contribuíram com as características de cada modelo. Nesta unidade, você 
conhecerá a forma como a tabela periódica é organizada atualmente e as 
propriedades que são observadas através desta organização. Além do mais 
será capaz de diferenciar e identificar as ligações químicas que mantêm os 
átomos unidos. 
Na Unidade 2, trabalharemos com as funções inorgânicas, que são 
grupos de substâncias que apresentam algum tipo de semelhança, sendo 
elas, ácidos, bases, sais e óxidos. Além disso, será apresentada a forma como 
se realiza a nomenclatura dessas substâncias e suas características. Esta 
unidade apresentará também as reações inorgânicas.
Na Unidade 3, trataremos sobre alguns fundamentos da físico-
química, dentre eles as grandezas químicas e estequiometria das reações. 
Outro ponto a ser tratado serão as classificações e características das dispersões 
com ênfase nas soluções e seus processos de separação. A radioatividade 
será outro tópico a ser discutido nesta unidade. 
Nesse contexto, apresentamos assuntos de suma importância para 
sua formação e que devem ser conhecidos, portanto, convidamos você a se 
inteirar e assimilar todo esse conhecimento.
Desejamos uma ótima leitura! Bons estudos!
Prof. José Edson Reinert
Você já me conhece das outras disciplinas? Não? É calouro? Enfim, tanto para 
você que está chegando agora à UNIASSELVI quanto para você que já é veterano, há 
novidades em nosso material.
Na Educação a Distância, o livro impresso, entregue a todos os acadêmicos desde 2005, é 
o material base da disciplina. A partir de 2017, nossos livros estão de visual novo, com um 
formato mais prático, que cabe na bolsa e facilita a leitura. 
O conteúdo continua na íntegra, mas a estrutura interna foi aperfeiçoada com nova 
diagramação no texto, aproveitando ao máximo o espaço da página, o que também 
contribui para diminuir a extração de árvores para produção de folhas de papel, por exemplo.
Assim, a UNIASSELVI, preocupando-se com o impacto de nossas ações sobre o ambiente, 
apresenta também este livro no formato digital. Assim, você, acadêmico, tem a possibilidade 
de estudá-lo com versatilidade nas telas do celular, tablet ou computador. 
 
Eu mesmo, UNI, ganhei um novo layout, você me verá frequentemente e surgirei para 
apresentar dicas de vídeos e outras fontes de conhecimento que complementam o assunto 
em questão. 
Todos esses ajustes foram pensados a partir de relatos que recebemos nas pesquisas 
institucionais sobre os materiais impressos, para que você, nossa maior prioridade, possa 
continuar seus estudos com um material de qualidade.
Aproveito o momento para convidá-lo para um bate-papo sobre o Exame Nacional de 
Desempenho de Estudantes – ENADE. 
 
Bons estudos!
NOTA
Olá acadêmico! Para melhorar a qualidade dos 
materiais ofertados a você e dinamizar ainda mais 
os seus estudos, a Uniasselvi disponibiliza materiais 
que possuem o código QR Code, que é um código 
que permite que você acesse um conteúdo interativo 
relacionado ao tema que você está estudando. Para 
utilizar essa ferramenta, acesse as lojas de aplicativos 
e baixe um leitor de QR Code. Depois, é só aproveitar 
mais essa facilidade para aprimorar seus estudos!
UNI
Olá, acadêmico! Iniciamos agora mais uma disciplina e com ela 
um novo conhecimento. 
Com o objetivo de enriquecer seu conhecimento, construímos, além do livro 
que está em suas mãos, uma rica trilha de aprendizagem, por meio dela você 
terá contato com o vídeo da disciplina, o objeto de aprendizagem, materiais complemen-
tares, entre outros, todos pensados e construídos na intenção de auxiliar seu crescimento.
Acesse o QR Code, que levará ao AVA, e veja as novidades que preparamos para seu estudo.
Conte conosco, estaremos juntos nesta caminhada!
LEMBRETE
sumário
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA .................................................................................. 1
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA ................................................................................ 3
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 3
2 UMA BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA ....................................................................................... 3
2.1 MÉTODO CIENTÍFICO ................................................................................................................. 5
3 MODELOS ATÔMICOS .................................................................................................................... 6
3.1 OS GREGOS E A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA .................................................................. 6
3.2 TEORIA ATÔMICA DE DALTON ............................................................................................... 8
3.3 TEORIA ATÔMICA DE THOMSON ........................................................................................... 9
3.4 TEORIA ATÔMICA DE RUTHERFORD ................................................................................... 11
3.5 TEORIA ATÔMICA DE BOHR ................................................................................................... 15
3.6 MODELOS ATÔMICO ATUAL .................................................................................................. 17
4 ESTRUTURA ATÔMICA ................................................................................................................. 18
4.1 NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E MASSA ATÔMICA ................................. 19
4.1.1 Elementos químicos e sua representação ......................................................................... 20
4.2 ÍONS................................................................................................................................................ 21
4.3 SEMELHANÇAS ATÔMICAS .................................................................................................... 23
4.4 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA ................................................................................................. 24
4.5 NÚMERO QUÂNTICOS ............................................................................................................. 28
LEITURA COMPLEMENTAR ............................................................................................................ 32
RESUMO DO TÓPICO 1.....................................................................................................................34
AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 36
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA .................................................................................................. 39
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................. 39
2 EVOLUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA ....................................................................................... 39
3 ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA .............................................................................. 44
3.1 GRUPOS ......................................................................................................................................... 44
3.2 PERÍODOS ..................................................................................................................................... 45
3.3 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS ...................................................................................... 46
3.3.1 Classificação quanto à estrutura eletrônica ...................................................................... 46
3.3.2 Classificação quanto às características e propriedades .................................................. 49
3.3.3 Classificações complementares .......................................................................................... 52
4 PROPRIEDADES PERIÓDICAS .................................................................................................... 53
4.1 RAIO ATÔMICO ........................................................................................................................... 53
4.2 ELETRONEGATIVIDADE .......................................................................................................... 55
4.3 ENERGIA DE IONIZAÇÃO ....................................................................................................... 57
4.4 AFINIDADE ELETRÔNICA ....................................................................................................... 58
RESUMO DO TÓPICO 2..................................................................................................................... 61
AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 63
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES ................. 65
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................. 65
2 LIGAÇÕES QUÍMICAS ................................................................................................................... 66
2.1 TEORIA DO OCTETO .................................................................................................................. 66
2.2 LIGAÇÕES IÔNICAS ................................................................................................................... 67
2.2.1 Fórmula unitária ou mínima .............................................................................................. 69
2.2.2 Fórmula de Lewis ou eletrônica ........................................................................................ 69
2.2.3 Características dos compostos iônicos .............................................................................. 70
2.3 LIGAÇÕES COVALENTES ......................................................................................................... 71
2.3.1 Fórmula de Lewis ou Eletrônica ........................................................................................ 72
2.3.2 Fórmula estrutural ............................................................................................................... 73
2.3.3 Fórmula molecular .............................................................................................................. 76
2.3.4 Ligações covalentes coordenadas ...................................................................................... 76
2.3.5 Características dos compostos moleculares/covalentes ................................................. 78
2.4 LIGAÇÕES METÁLICAS ............................................................................................................ 78
2.4.1 Características dos compostos metálicos ........................................................................ 79
2.4.2 Ligas metálicas ..................................................................................................................... 79
3 POLARIDADE E GEOMETRIA...................................................................................................... 80
3.1 GEOMETRIA MOLECULAR ...................................................................................................... 80
3.2 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES ................................................................................................ 84
3.3 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS ........................................................................................... 85
4 INTERAÇÕES INTERMOLECULARES ....................................................................................... 86
4.1 DIPOLO INSTANTÂNEO – DIPOLO INDUZIDO ................................................................. 87
4.2 DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO INDUZIDO ................................................................... 88
4.3 DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO PERMANENTE ........................................................... 88
4.4 LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO................................................................................................... 88
4.5 ÍON – DIPOLO .............................................................................................................................. 89
4.6 IMPLICAÇÕES DAS INTERAÇÕES INTERMOLECULARES .............................................. 90
RESUMO DO TÓPICO 3..................................................................................................................... 91
AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 93
REFERÊNCIAS ...................................................................................................................................... 95
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS ................................... 97
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES ....................................................................................................... 99
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................. 99
2 TEORIAS ÁCIDO-BASE .................................................................................................................. 99
2.1 TEORIA DE ARRHENIUS ......................................................................................................... 100
2.2 TEORIA DE BRONSTED-LOWRY ........................................................................................... 101
2.3 TEORIA DE LEWIS .................................................................................................................... 102
3 POTENCIAL HIDROGÊNIÔNICO (pH) ................................................................................... 103
3.1 INDICADORES ÁCIDO-BASE ................................................................................................. 105
3.2 ÍONS COMUNS E SOLUÇÃO-TAMPÃO ............................................................................... 108
4 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) .............................................................................................. 111
5 ÁCIDOS ............................................................................................................................................. 113
5.1 CLASSIFICAÇÃO .......................................................................................................................114
5.1.1 Quanto ao número de elementos .................................................................................... 114
5.1.2 Quanto à presença de oxigênio ........................................................................................ 114
5.1.3 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis .............................................................. 115
5.1.4 Quanto à volatilidade ........................................................................................................ 116
5.1.5 Quanto à força .................................................................................................................... 116
5.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 121
5.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 123
6 BASES ................................................................................................................................................ 125
6.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 126
6.1.1 Quanto ao número de hidroxilas ..................................................................................... 126
6.1.2 Quanto à solubilidade ....................................................................................................... 126
6.1.3 Quanto à força .................................................................................................................... 127
6.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 128
6.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 130
RESUMO DO TÓPICO 1................................................................................................................... 132
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 134
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS ................................................................................. 137
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 137
2 SAIS .................................................................................................................................................... 137
2.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 139
2.1.1 Quanto ao número de elementos químicos constituintes ............................................ 139
2.1.2 Quanto à solubilidade em água ....................................................................................... 140
2.1.3 Quanto à presença de água .............................................................................................. 141
2.1.4 Quanto à natureza dos íons .............................................................................................. 141
2.1.4.1 Sal neutro ......................................................................................................................... 142
2.1.4.2 Sal ácido ........................................................................................................................... 142
2.1.4.3 Sal básico .......................................................................................................................... 142
2.1.4.4 Sal misto ........................................................................................................................... 143
2.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 143
2.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 144
3 ÓXIDOS ............................................................................................................................................. 145
3.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 148
3.1.1 Quanto ao tipo de elemento ligado ao oxigênio ........................................................... 148
3.1.2 Quanto à propriedade ácido-base. .................................................................................. 149
3.1.3 Outros compostos derivados do oxigênio...................................................................... 150
3.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 151
3.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 152
4 HIDRETOS ........................................................................................................................................ 154
4.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 155
4.1.1 Hidretos iônicos ou salinos .............................................................................................. 155
4.1.2 Hidretos covalentes ou moleculares ............................................................................... 155
4.1.3 Hidretos metálicos ou intersticiais .................................................................................. 156
4.1.4 Hidretos intermediários .................................................................................................... 156
4.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 157
RESUMO DO TÓPICO 2................................................................................................................... 158
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 159
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................................. 161
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 161
2 CONCEITOS GERAIS SOBRE REAÇÕES QUÍMICAS .......................................................... 161
3 INDICATIVOS DE REAÇÃO QUÍMICA ................................................................................... 163
4 LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................................... 164
4.2 LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS ............................................................................... 166
4.1 LEI DA COMBINAÇÃO DE VOLUMES ................................................................................ 166
4.3 LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS ..................................................................................... 167
5 BALANCEAMENTO DE REAÇÕES............................................................................................ 168
6 CLASSIFICAÇÕES DAS REAÇÕES QUÍMICAS .................................................................... 170
6.1 REAÇÃO DE SÍNTESE OU ADIÇÃO ...................................................................................... 171
6.2 REAÇÃO DE ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO ................................................................... 171
6.3 REAÇÃO DE DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA .................................................... 173
6.4 REAÇÃO DE DUPLA-TROCA ................................................................................................. 174
RESUMO DO TÓPICO 3...................................................................................................................176
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 178
REFERÊNCIAS .................................................................................................................................... 180
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA ....................................................... 183
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE ................................................................................................. 185
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 185
2 HISTÓRICO DA RADIOATIVIDADE ....................................................................................... 186
3 EMISSÕES RADIOATIVAS .......................................................................................................... 189
3.1 PARTÍCULAS ALFA ................................................................................................................... 191
3.2 PARTÍCULAS BETA ................................................................................................................... 191
3.3 RADIAÇÃO GAMA ................................................................................................................... 192
3.4 COMPARATIVO DA EMISSÕES RADIOATIVAS ................................................................. 193
4 REAÇÕES NUCLEARES ................................................................................................................ 196
4.1 LEIS DA RADIOATIVIDADE ................................................................................................... 197
4.1.1 Primeira lei da radioatividade ......................................................................................... 197
4.1.2 Segunda lei da radioatividade ......................................................................................... 198
4.2 SÉRIES RADIOATIVAS .............................................................................................................. 199
5 CINÉTICA RADIOATIVA ............................................................................................................. 201
5.1 DECAIMENTO RADIOATIVO ................................................................................................ 201
5.2 ATIVIDADE ................................................................................................................................. 202
5.3 MEIA-VIDA ................................................................................................................................. 203
5.4 VIDA MÉDIA .............................................................................................................................. 207
6 FISSÃO E FUSÃO ............................................................................................................................ 208
7 APLICAÇÕES ................................................................................................................................... 210
RESUMO DO TÓPICO 1................................................................................................................... 215
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 217
TÓPICO 2 — GRANDEZAS QUÍMICAS ...................................................................................... 219
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 219
2 UNIDADE DE MASSA ATÔMICA ............................................................................................. 220
2.1 MASSA DE UM ELEMENTO ................................................................................................... 221
2.2 MASSA MOLECULAR E MASSA FÓRMULA ...................................................................... 221
3 MOL .................................................................................................................................................... 222
3.1 CONSTANTE DE AVOGADRO ............................................................................................... 222
3.2 MASSA MOLAR ......................................................................................................................... 223
3.3 VOLUME MOLAR ..................................................................................................................... 224
4 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO ............................................................................................... 225
RESUMO DO TÓPICO 2................................................................................................................... 229
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 230
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS ........................................................................................... 233
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 233
2 SUBSTÂNCIA PURA E MISTURA .............................................................................................. 233
2.1 PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS .................................................................... 235
3 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES ....................................................................................... 241
3.1 SUSPENSÃO ................................................................................................................................ 241
3.2 COLOIDE ..................................................................................................................................... 242
3.3 SOLUÇÃO.................................................................................................................................... 244
4 ESTUDO DAS SOLUÇÕES ........................................................................................................... 244
4.1 CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES ....................................................................................... 245
4.1.1 De acordo com o estado físico da solução ...................................................................... 245
4.1.2 De Acordo com a natureza do soluto ............................................................................. 246
4.1.3 De acordo com a solubilidade do soluto ........................................................................ 247
4.2 UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES ....................................................... 251
4.2.1 Título.................................................................................................................................... 251
4.2.2 Concentração comum ........................................................................................................ 252
4.2.3 Concentração em quantidade de matéria por volume ................................................. 253
4.2.4 Concentração em quantidade de matéria por massa ................................................... 253
4.2.5 Relacionando as concentrações ........................................................................................ 254
4.3 VARIAÇÃO NA CONCENTRAÇÃO ...................................................................................... 254
4.3.1 Diluição e concentração de soluções ............................................................................... 254
4.3.2 Mistura de soluções com o mesmo soluto ..................................................................... 255
4.3.3 Mistura de soluções com solutos diferentes que não reagem entre si ....................... 256
4.3.4 Mistura de soluções com solutos diferentes que reagem entre si............................... 257
LEITURA COMPLEMENTAR.......................................................................................................... 261
RESUMO DO TÓPICO 3................................................................................................................... 263
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 265
REFERÊNCIAS .................................................................................................................................... 267
1
UNIDADE 1 —
INTRODUÇÃO À QUÍMICA
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
A partir do estudo desta unidade, você deverá ser capaz de:
• identificar as unidades fundamentais da matéria;
• diferenciar os modelos atômicos e reconhecer as observações que levaram 
a sua evolução;
• realizar a distribuição eletrônica utilizando o Diagrama de Linus Pauling 
assim como identificar os quatro números quânticos;
• reconhecer a organização atual da tabela periódica e os elementos que a 
compõe; 
• compreender a estabilidade química dos elementos através da Regra do 
Octeto;
• identificar e diferenciar as ligações iônicas, covalentes e metálicas.
Esta unidade está dividida em três tópicos. No decorrer da unidade, você 
encontrará autoatividades com o objetivo de reforçar o conteúdo apresen-
tado.
TÓPICO 1 – CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
TÓPICO 2 – TABELA PERIÓDICA
TÓPICO 3 – LIGAÇÕES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULA-
RES
Preparado para ampliar seus conhecimentos? Respire e vamos 
em frente! Procure um ambiente que facilite a concentração, assim absorverá 
melhor as informações.
CHAMADA
2
3
TÓPICO 1 —UNIDADE 1
CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
1 INTRODUÇÃO
Olá, caro acadêmico! Iniciamos nossos estudos em Química Geral com a 
constituição da matéria, portanto, reflita sobre o que é apresentado a seguir.
Tudo que está a nossa volta, que podemos tocar, que possui massa e ocupa 
um lugar no espaço, ou seja, possui volume, é denominado matéria. A matéria foi 
algo que sempre intrigou pensadores e cientistas ao longo dos séculos. Nos dias 
atuais, sabemos que os átomos são responsáveis pela constituição da matéria, 
porém esta ideia pode ser considerada “recente”.
Neste tópico vamos abordar a evolução dos modelos atômicos e da ideia 
do que constitui a matéria, assim como características e classificações dela. Para 
isso iremos dos filósofos gregos até os maiores cientistas da história da Química e 
suas contribuições para esta área.
2 UMA BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA
Os seres humanos começaram a estabelecer seu conhecimento sobre a 
química das coisas na pré-história com o domínio do fogo. O domínio desse 
recurso permitiu a diversas civilizações a manipulação de metais e consequen-
temente o desenvolvimento de diversos utensílios, objetos e armas. Além disso, 
aprender a “produzir” fogo proporcionou a estas civilizações iluminação e pro-
teção contra o frio.
A GUERRA DO FOGO
Título: A Guerra do Fogo (La Guerre du Feu)
Direção: Jean-Jacques Annaud
Ano: 1981
Duração: 125 minutos
Sinopse: Esse filme franco-canadense, bastante premiado, conta a 
história de uma batalha entre duas tribos da Pré-História em torno da 
posse e da produção do fogo, tecnologia de grande importância na 
evolução humana.
DICAS
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
4
Com o avanço dos conhecimentos a respeito da natureza e mesmo antes 
da química se estabelecer como ciência, houve a alquimia. A alquimia surgiu por 
volta do século IV a.C. e foi a precursora da química. Ela era uma mistura de arte, 
ciência e magia, e apresentava uma forma mais mística e misteriosa de observar 
a natureza. Vários povos se destacaram pelos estudos alquímicos, como egípcios, 
gregos, chineses, árabes etc.
A alquimia possuía dois objetivos principais a serem alcançados, sendo 
eles:
•	 A	 pedra	 filosofal: ela seria capaz de realizar a transmutação de materiais 
comuns em ouro.
•	 O	 elixir	 da	 vida: material que teria a propriedade de garantir cura das 
enfermidades do corpo, assim como, juventude e vida eterna.
Apesar de nenhum dos dois objetivos terem sido alcançados, a alquimia, 
durante seu auge, permitiu a descoberta de diversos elementos e substâncias, 
a elaboração de várias técnicas e vidrarias de laboratórios que fazem parte da 
Química atual.
FIGURA 1 – LABORATÓRIO ALQUÍMICO
FONTE: <https://bit.ly/2yByxiY>. Acesso em: 8 abr. 2020
A química, como uma das áreas das ciências naturais, é recente e tem seu 
início datado por volta do final do século XVIII e marcado por trabalhos de dois 
estudiosos: Robert	Boyle (1627-1691) e Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794).
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
5
Tanto Robert Boyle quanto Antoine-Laurent de Lavoisier aplicaram o uso 
de experimentos planejados com o propósito de responder a um questionamento, 
para isso realizavam observações e medidas assim como elaboraram hipóteses e 
testaram-nas. Isso permitiu a generalização de muitos conceitos. A partir deste 
ponto a análise da matéria e suas transformações adquiriu um caráter mais 
científico e deixou de lado o misticismo da Alquimia.
2.1 MÉTODO CIENTÍFICO
A forma de trabalho de Boyle e Lavoisier são conhecidas atualmente como 
o método	científico. O método científico estabelece uma sequência a ser seguida a 
fim de se comprovar uma hipótese, para isso há uma estrutura bem definida que 
pode ser seguida em qualquer área das ciências e até mesmo no cotidiano. Veja a 
estrutura a seguir:
FIGURA 2 – ESTRUTURA DO MÉTODO CIENTÍFICO
FONTE: O autor
 
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
6
Note que a química atual está embasada na experimentação, então após 
observar algum fenômeno, caracterizar um problema a ser solucionado e fazer um 
levantamento de dados deve-se elaborar uma hipótese que possa responder ao 
questionamento ligado ao problema. A verificação da hipótese se dá através de um 
experimento. Ao comparar os resultados obtidos com a hipótese formulada dois ca-
minhos podem ser seguidos, caso os dados indiquem que a hipótese é verdadeira en-
tão teremos uma lei ou teoria. Caso a experimentação refute a hipótese nós voltamos 
ao ponto de elaboração para uma nova hipótese até que a mesma seja verdadeira.
3 MODELOS ATÔMICOS
A química possui como objetivo estudar a matéria a suas transformações. 
No entanto, do que a matéria é constituída? Essa é uma pergunta que sempre 
intrigou muitos filósofos e cientistas ao longo dos anos. 
 
O conceito do que constitui a matéria é algo que evoluiu com o passar dos 
anos, principalmente pelo fato de que a ciência é algo em constante construção. 
A descoberta de novas tecnologias levou ao desenvolvimento dos conhecimentos 
ligados à interpretação da constituição da matéria.
 
Atualmente, muito se fala sobre os átomos e a pesquisa constante para 
desvendar cada mistério do seu interior, mas até chegarmos neste nível de conhe-
cimento a humanidade caminhou um longo caminho, iniciado com os filósofos 
gregos.
3.1 OS GREGOS E A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
Há pouco mais de 2500 anos, os filósofos gregos foram os primeiros a 
sugerir e discutir sobre qual seria a constituição da matéria. Podendo-se destacar 
as seguintes ideias:
•	 Tales	de	Mileto (c.624 a.C. – c.558 a.C.) – Propôs que todo o universo era com-
posto de água.
•	 Anaxímenes (c.585 a.C. – c.524 a.C.) – Acreditava que a base de tudo era o ar.
•	 Heráclito (c.540 a.C. – c.475 a.C.) – Este filósofo propôs que tudo era composto 
de fogo.
•	 Empédocles (c.490 a.C. – c.435 a.C.) – Unificou os elementos água, ar e fogo ao 
elemento terra, propondo a teoria dos quatro elementos, para ele essa teoria 
era regida por amor (união) e ódio (separação).
Todavia, entre todas as concepções gregas a que merece certo destaque é a 
proposta por Leucipo (c.480 a.C. – c.420 a.C.) e defendida por seu pupilo Demó-
crito (c.460 a.C. – c.370 a.C.). Para eles, por hipótese, ao fragmentar uma porção 
de matéria sucessivas vezes ao meio chegaríamos em uma unidade imaginária, 
invisível e indivisível, o átomo.TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
7
Posteriormente, a Leucipo e Demócrito tivemos a influência de 
Aristóteles	 (384 a.C. – 322 a.C.). Ele criticou a teoria atomística e retomou os 
conceitos da teoria dos quatro elementos, expandindo-a. Para Aristóteles, os 
quatro elementos mantinham uma relação entre si através de amor e ódio e essa 
relação seria responsável pelas características seco, quente, úmido e frio.
FIGURA 3 – TEORIA DOS QUATRO ELEMENTOS
FONTE: <https://bit.ly/2zlA0ur>. Acesso em: 9 abr. 2020.
A palavra átomo vem do grego ἄτομος, sendo a = não e tomos = partes, ou 
seja, sem partes, melhor traduzido como indivisível, uma forma de expressar o conceito 
abordado pelos filósofos Leucipo e Demócrito.
NOTA
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
8
É importante destacar que não se deve comparar os conhecimentos adqui-
ridos pelos filósofos gregos com os trabalhos sobre a constituição da matéria di-
fundidos a partir do Século XVIII, pois estes estavam embasado na experimenta-
ção, já as ideias dos filósofos gregos valorizavam as atividades mentais, visto que 
trabalhos manuais eram característicos de escravos (NOVAIS; ANTUNES, 2016).
3.2 TEORIA ATÔMICA DE DALTON
O primeiro modelo atômico de destaque que surge após o século XVIII 
é o modelo proposto pela teoria atômica do químico inglês John	Dalton	(1766-
1844). Não se pode estabelecer ao certo quais foram os tópicos que levaram ao 
desenvolvimento desta teoria, visto que muitas eram as influências sobre ela, 
porém, segundo Melzer e Aires (2015), dois pontos podem ser destacados:
• Dalton baseou sua proposta em uma teoria ligada a seus estudos acerca da 
física proposta por Isaac Newton, ancorada no corpuscularismo newtoniano;
• E através de seus estudos sobre misturas gasosas, com todas as discussões e 
críticas feitas pelos seus contemporâneos que o fizeram analisar e conceber 
uma união entre a proposta Newtoniana de partícula com as propostas de 
afinidade química, ambas apresentadas em sua época.
O corpuscularismo é uma teoria física, estudada principalmente pelo cientista 
inglês Isaac Newton (1643-1727), que propõe que a matéria é composta por partículas 
minúsculas, denominadas corpúsculos. Essa teoria é similar à teoria atomística, porém, se 
difere no fato de que, no caso dos corpúsculos, eles poderiam, em princípio, ser divididos.
NOTA
Além disso, outra influência observada por Dalton para elaboração de 
sua teoria foram as leis ponderais de Lavoisier (Lei da Conservação das Massas) 
e Proust (Lei das Proporções Definidas). Por fim a teoria atômica de Dalton, 
apresentada através de publicações do cientista entre os anos de 1804 e 1827, 
apresenta as seguintes características:
• O átomo é formado por uma esfera corpuscular maciça e indivisível.
• Os elementos químicos são a junção de átomos com a mesma massa, tamanho 
e propriedades.
• Os elementos químicos diferentes possuem propriedades diferentes, tais como 
tamanho e massa.
• A combinação de átomos de elementos diferentes forma “átomos compostos” 
(atualmente chamados de moléculas).
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
9
• Durante uma reação química os átomos não são criados, nem destruídos, são 
reorganizados, formando novas substâncias.
O modelo atômico de Dalton proveniente de sua teoria atômica era 
imaginado como sendo uma esfera maciça, indivisível e indestrutível, sendo que 
esta representação do átomo ficou conhecida como Modelo	da	Bola	de	Bilhar.
FIGURA 4 – MODELO ATÔMICO DE DALTON
FONTE: O autor
3.3 TEORIA ATÔMICA DE THOMSON
A evolução das teorias atômicas é algo natural, visto que o avanço da 
ciência permite chegar a conclusões que eram experimentalmente impossíveis no 
passado. Segundo Novais e Antunes (2016, p. 85):
Apesar de a teoria atômica de Dalton, divulgada no início do século 
XIX, ter sido importante para os avanços da Química e de ainda hoje 
valer para a compreensão de inúmeros fenômenos que estudamos, 
ela não permite explicar uma série de fatos experimentais, alguns dos 
quais passaram a ser conhecidos durante o século XIX.
Dentre os fenômenos não explicados pela teoria atômica de Dalton, 
podemos destacar o fato de ela não explicar a eletrização de corpos por atrito e as 
reações químicas provocadas por passagem de corrente elétrica, ou seja, a teoria 
de Dalton não explicava a natureza elétrica da matéria.
O responsável por introduzir a natureza elétrica da matéria foi Joseph 
John Thomson (1856-1940), mas para que possamos entender seu trabalho, 
precisamos falar sobre as pesquisas que ocorreram ao longo do século XIX.
Ao longo do século XIX, vários cientistas buscavam entender os fenômenos 
elétricos e para isso realizavam experimentos com tubos de descarga elétrica. 
Armazenados a baixas pressões, gases eram contidos nestes recipientes nos quais 
eram realizadas descargas elétricas. A diminuição da pressão era realizada com 
o uso de uma bomba de vácuo e o dentro dos tubos de vidro havia duas placas 
metálicas (cátodo e ânodo) ligadas por fios a fontes de alta tensão, conforme o 
esquema a seguir:
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
10
FIGURA 5 – TUBO DE DESCARGA ELÉTRICA
FONTE: <https://bit.ly/2VOd12I>. Acesso em: 9 abr. 2020.
Um dos cientistas que realizou estes estudos foi William	Crookes (1832-
1919). Ele realizou seus testes em baixíssimas pressões, e ao fazer isso, observou 
que certa luminosidade aparecia na parede do tubo em frente ao cátodo. Então, 
esses raios, que partiam em linha reta do cátodo na direção oposta a ele, foram 
denominados de raios catódicos.
Thomson, ao trabalhar com raios catódicos, realizou algumas observações 
importantes a respeito deles: 
• eles possuíam massa, pois ao inserir dentro do tubo de vidro uma pequena 
hélice se movia com a incidência dos raios catódicos;
• uma pequena cruz dentro do tubo de vidro era capaz de deter os raios catódicos, 
formando uma sombra sobre na parede de vidro;
• os raios catódicos mudavam de direção ao serem colocados entre duas placas 
carregadas, desviando-se em na direção da placa positiva;
• independentemente do gás utilizado no tubo de vidro a relação entre carga e 
massa era sempre a mesma.
Assim, Thomson concluiu que:
• os raios catódicos são formados por feixes de partículas carregadas negativa-
mente;
• todos os átomos da matéria possuem estas partículas (conhecidas como elé-
trons).
• como os corpos são neutros, Thomson propôs que o átomo deveria ser formado 
por uma massa de carga positiva de mesmo valor, porém de sinal contrário a 
soma das cargas dos elétrons (cargas negativas) que estavam incrustados nele.
O modelo atômico proposto por Thomson ficou conhecido como Modelo 
do Pudim de Passas e se assemelha ao que é apresentado na imagem a seguir:
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
11
FIGURA 6 – MODELO ATÔMICO DE THOMSON
FONTE: O autor
3.4 TEORIA ATÔMICA DE RUTHERFORD
O modelo atômico de Thomson foi bem aceito por muitos anos, porém, 
depois do início do século XX, Ernest Rutherford (1871-1937) e alguns colaborado-
res, através de alguns experimentos realizados na Inglaterra, propuseram um novo 
modelo atômico que levaria à substituição do modelo de Thomson (RUSSEL, 2002).
A descoberta da radioatividade
Em 1890, descobriu-se que certos elementos são radioativos. Isto significa que eles emitem 
radiação de alta energia, da qual há três tipos: partículas alfa (α), partículas beta (β)e raios 
gama (γ). 
FONTE: RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2002. v. 1.
ESTUDOS FU
TUROS
Rutherford, junto aos cientistas E. Marsden e H. Geiger, realizaram 
uma experiência em que um fluxo de partículas alfa, emitida por uma amostra 
de polônio radioativo, atingia folhas finas de diversos materiais. Os cientistas 
observaram, segundo Russel (2002, p.236), que
[...] embora muitas partículas atravessassem as folhas em linha 
reta, algumas foram espalhadas ou desviadas da linha reta. Os três 
cientistas ficaram intrigados pelo espalhamento da partícula alfa (o 
que causou o desvio e por que somente algumas das partículasforam 
desviadas?) e projetaram um aparelho para medir o ângulo do desvio 
sofrido pelas partículas alfa, quando estas passavam através de uma 
folha extremamente fina de ouro.
O experimento descrito é apresentado na figura a seguir.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
12
FIGURA 7 – EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
FONTE: <https://bit.ly/3f4Gzlq>. Acesso em: 11 abr. 2020.
Note que o experimento consiste em (1) uma amostra de polônio den-
tro de (2) um bloco de chumbo provido de uma abertura estreita e partindo da 
amostra dentro do bloco há (3) um feixe de partículas alfa que vão em direção (5) 
a uma finíssima lâmina de ouro (0,0001 mm de espessura). Ao atingir a lâmina 
no ponto 6, observa-se que (7) grande parte das partículas alfa atravessa a lâmina 
com pouco ou nenhum desvio e atinge (4) um anteparo revestido por uma cama-
da de sulfeto de zinco (ZnS) fosforescente onde é detectada com a formação de 
uma marcação. 
Os resultados eram interessantes, pois, mesmo como pouquíssimos 
desvios ocorridos, a amplitude dos ângulos ia de valores muito pequenos até 
valores acima de 90°. Fato que intrigou os cientistas, pois de acordo com o modelo 
de Thomson, as partículas alfa deveriam atravessar sem desvio (Figura 8).
FIGURA 8 – RESULTADO ESPERADO PARA O MODELO DE THOMSON
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/2W6DCYS>. Acesso em: 11 abr. 2020.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
13
De acordo com o modelo de Thomson, Rutherford já esperava que as 
partículas alfa atravessassem sem sofrer desvio:
Ele raciocinou que isto ocorreria se a massa e carga elétricas positiva 
e negativa estivessem espalhadas mais ou menos ao acaso através de 
cada átomo na folha. Tal distribuição difusa de massa poderia significar 
que nada seria muito sólido para uma partícula alfa atravessar, e a 
carga positiva carregada pela partícula não seria influenciada por 
nenhuma concentração alta de carga positiva ou negativa localizada 
na folha (RUSSEL, 2002, p. 237).
A partir dos dados obtidos, em 1911, Rutherford propôs um novo modelo 
atômico baseado nas interpretações dos resultados observado na experiência, 
conforme a Tabela 1.
TABELA 1 – DADOS DA EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD
OBSERVAÇÃO INTERPRETAÇÃO
A maioria das partículas alfa (α) 
atravessou a folha de ouro sem sofrer 
nenhuma deflexão.
O átomo é principalmente espaço vazio.
Algumas partículas alfa (α) foram 
defletidas com pequenos ângulos.
Há um núcleo carregado com carga 
positiva, assim como as partículas alfa 
(α)
Ocasionalmente, uma partícula alfa (α) 
retorna ao atingir a folha de ouro.
O núcleo do átomo concentra 
praticamente toda sua massa.
FONTE: O autor
Para Rutherford, o átomo então possuía duas regiões distintas, o núcleo 
que possuía carga positiva e concentrava praticamente toda massa do átomo 
e a região em volta dele, chamada de eletrosfera, em que os elétrons de carga 
negativa circulavam.
FIGURA 9 – MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
FONTE: O autor
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
14
Afinal de contas, do que é composto o núcleo atômico?
Em 1914, Rutherford demonstrou a existência de uma partícula que tem 
uma massa muito maior do que o elétron e tem a carga igual em gran-
deza à de um elétron, mas de sinal oposto, isto é, positivo ao invés de 
negativo. Rutherford sugeriu que a carga positiva de um núcleo atômi-
co se deve à presença de um número destas partículas, que em 1920 ele 
denominou prótons (RUSSEL, 2002, p. 238-239, grifo do autor).
Rutherford observou que os prótons descreviam apenas cerca de metade 
da massa nuclear. Ele sugeriu a existência de outra partícula, também presente no 
núcleo, de massa aproximada ao dos prótons e sem carga. Todavia, essa partícula 
só foi descoberta em 1932 pelo físico britânico James	Chadwick (1891-1974) e 
denominada nêutron (BRADY; HUMISTON, 1986).
O modelo de Rutherford é ainda útil nos dias de hoje, de forma didática, 
porém, ele acabou apresentando uma contradição que levou a modificação deste 
modelo. Essa contradição consiste no fato de que, se elétrons de carga negativa 
circulam um núcleo de carga positiva, eles deveriam perder energia na forma 
de radiações eletromagnéticas e percorrer uma trajetória espiralada até atingir o 
núcleo, fato que não ocorre.
FIGURA 10 – CONTRADIÇÃO DO MODELO DE RUTHERFORD
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/35nXVoQ>. Acesso em: 11 abr. 2020.
Para que você tenha uma ideia da relação entre o tamanho do átomo e o 
tamanho do núcleo, imagine o seguinte: se aproximássemos a visualização do átomo ao 
ponto de que o núcleo atômico possuísse o tamanho de uma bola de tênis, o diâmetro do 
total átomo seria de aproximadamente 6,4 km.
INTERESSA
NTE
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
15
3.5 TEORIA ATÔMICA DE BOHR
Apesar de ser revolucionário, o modelo atômico de Rutherford não pôde 
explicar o comportamento dos elétrons que circulavam o núcleo atômico. Esse 
comportamento só foi explicado em 1913, pelo físico dinamarquês Niels	Henrik	
David Bohr (1885-1962).
 
Segundo Nahra (2018), Bohr propôs alguns postulados que fundamentavam 
seu modelo atômico, sendo eles apresentados a seguir:
• Os elétrons percorrem órbitas circulares ao redor do núcleo, denominadas 
órbitas estacionárias.
• Cada órbita circular apresenta uma energia constante. Logo, os elétrons não 
absorvem nem emitem energia ao descreverem uma órbita estacionária.
• Os elétrons são capazes de ocupar apenas os níveis que contêm uma certa 
quantidade bem definida de energia, levando em conta valores exatos de 
energia de acordo com a órbita estacionária na qual se encontram. Os elétrons 
não possuiriam, portanto, a capacidade de ocupar estados intermediários de 
energia.
• Os elétrons localizados em órbitas mais afastadas do núcleo possuiriam 
maiores valores de energia.
• Ao absorver certa quantidade de energia, o elétron deve saltar para uma órbita 
mais energética. Ao retornar à sua órbita original, o elétron libera o mesmo 
valor de energia que foi absorvido no salto quântico. A liberação de energia, 
conhecida como fóton, ocorre na forma de onda	eletromagnética. Essa energia 
apresenta um valor idêntico à diferença de energia entre as órbitas circulares 
em questão. 
Postulado é uma afirmação ou fato que se toma como ponto de partida de 
uma argumentação e que não possui necessidade de demonstração.
NOTA
Considerando os postulados, o modelo de Bohr pode ser representado 
pela Figura 11.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
16
FIGURA 11 – MODELO ATÔMICO DE BOHR
FONTE: <https://bit.ly/2KRDw21>. Acesso em: 11 abr. 2020.
Bohr introduziu o conceito de energia quantizada ao átomo, ou seja, 
os elétrons só poderiam ocupar determinados níveis de energia. Estes níveis, 
numerados de 1 a 7, são representados pelas letras, K, L, M, N, O, P e Q. Os níveis 
mais internos possuem menor energia e os mais externos, maior energia. Assim, 
ao saltar de um nível mais interno para um mais externo o elétron precisaria 
absorver energia, este estado é denominado de estado	 excitado. Quando este 
mesmo elétron retorna para seu nível de origem ele precisa liberar esta energia, 
na forma de radiação eletromagnética, sendo este estado denominado estado 
fundamental.
Os saltos quânticos realizados pelos elétrons explicam a coloração dos fogos 
de artifícios e das cores das luzes de letreiros luminosos. Cada elemento químico possui 
órbitas com diferentes valores de níveis de energia, consequentemente ao retornar para 
o estado fundamental, os elétrons irão liberar uma quantidade de energia na forma de 
luz visível que será característica do átomo. Você pode saber mais sobre este assunto 
acessando https://bit.ly/2KRDw21 e/ou https://bit.ly/2SLnCe0. 
DICAS
O modelo de Bohr, apesar de uma contribuição importante, também 
apresentou limitações. Segundo Tenfen e Tenfen (2017, p. 227) há:
[...] uma falha séria no poder descritivo do modelo atômico de Bohr: a 
incapacidade de descrição quantitativa dos espectros de emissão para 
átomos com mais de um elétron. Ainda que o modelo possua grande 
mérito na descriçãodas energias de estados fundamentais e energias de 
ionização para átomos com poucos elétrons, a referida falha surge de 
forma natural, pois a mecânica clássica, utilizada fortemente no modelo 
de Bohr, limita a descrição dos estados estacionários dos átomos.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
17
Didaticamente, os modelos de Rutherford e Bohr são comumente 
utilizados como modelo	Rutherford-Bohr em sala de aula, a fim de simplificar a 
compreensão do modelo atômico. Todavia, o modelo atual leva em consideração 
a contribuição de outros cientistas.
3.6 MODELOS ATÔMICO ATUAL
O modelo atômico atual é uma grande colaboração entre os cientistas 
Erwin	Schrödinger (1887-1961), Louis	Victor	de	Broglie (1892-1987) e Werner Hei-
senberg (1901-1976). A partir de uma nova visão, denominada de mecânica ondu-
latória, eles reuniram todos os conhecimentos já adquiridos por outros cientistas, 
como os citados até agora, e desenvolveram uma nova teoria do modelo atômico.
A mecânica quântica estabelece que só é possível estudar o comportamento de 
sistemas microscópicos em termos de “probabilidades”. Assim, não é permitido utilizarmos 
expressões, como a trajetória de um elétron, mas sim a região de maior probabilidade 
de se encontrar um elétron, que é o orbital atômico, passando esses sistemas a serem 
descritos por uma função de onda, representada pela letra grega Ψ (Psi).
FONTE: OLIVEIRA, Ótom Anselmo de; FERNANDES, Joana D’arc Gomes. Arquitetura 
Atômica e Molecular: o modelo atômico atual e os números quânticos. Natal: EDUFRN, 
2006. 280 p. Disponível em: https://docente.ifrn.edu.br/denilsonmaia/o-modelo-atomi-
co-atual. Acesso em: 8 maio 2020.
IMPORTANT
E
Basicamente, este modelo leva em consideração o princípio da incerteza 
de Heisenberg e o princípio de dualidade de Broglie, onde qualquer corpúsculo 
atômico teria um comportamento de onda ou partícula. Enquanto isso,
[...] Schrödinger formulou uma equação de onda para descrever o com-
portamento de sistemas microscópicos, em que considerava o comporta-
mento dualístico de uma partícula se movimentando em três dimensões 
de se encontrar num instante qualquer um dado elétron numa determina-
da região do espaço (OLIVEIRA; FERNANDES, 2006, p.2).
Assim, a ideia que se tinha sobre as órbitas acabou ficando incoerente e 
foi substituída pelo conceito de probabilidade, em que se podia determinar uma 
região provável para encontrar os elétrons. 
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
18
FIGURA 12 – MODELO ATÔMICA ATUAL
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/2A5ikU1>. Acesso em: 8 maio 2020.
A composição da matéria passou por diversas transformações, indo da 
teoria dos quatro elementos ao átomo indivisível, passando pela apresentação de 
um átomo carregado eletricamente e até mesmo se tornando descontínuo, mas to-
das as contribuições levaram ao que é o átomo atualmente, uma estrutura regida 
por mecânica quântica extremamente complexa. Lembre, acadêmico, as ciências 
estão em constante transformação e quanto mais avançamos em termos de conhe-
cimento e tecnologia, a concepção de átomo poderá acompanhar este avanço se 
transformar em algo diferente no futuro.
É importante saber que podemos ir além de prótons, nêutrons e elétrons 
na representação do átomo. Sabemos que existem estruturas ainda menores e 
mais elementares, chamadas de quarks e léptons, estudadas pela Física de Par-
tículas. Estas partículas elementares são responsáveis pela estrutura de prótons 
e nêutrons. Os elétrons são a mais conhecida representação dos léptons. Não se 
conhece algo além desse ponto em nível subatômico. Para saber mais sobre este 
assunto veja a leitura complementar ao final deste tópico.
4 ESTRUTURA ATÔMICA
O átomo de forma didática, como foi descrito anteriormente, é trabalhado 
com o modelo Rutherford-Bohr, portanto, é importante relembrar algumas 
informações:
TABELA 2 – COMPOSIÇÃO DO ÁTOMO
REGIÃO PARTÍCULA SÍMBOLO CARGA ELÉTRICA RELATIVA
MASSA 
RELATIVA MASSA (kg)
Núcleo Próton p
+ 1 1 1,6725.10-27
Nêutron n 0 1 1,6748.10-27
Eletrosfera Elétron e- -1 1/1836 9,1096.10-31
FONTE: O autor
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
19
Através destas informações, é possível de se obter outros dados impor-
tantes, como número atômico, número de massa e massa atômica.
4.1 NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E MASSA 
ATÔMICA
O número atômico, representado por Z, é igual à quantidade de prótons 
presentes num determinado átomo. Este número é uma espécie de “impressão 
digital” do átomo, sendo que cada um deles possuirá um número diferente. 
Dessa forma nunca existirá dois átomos de elementos diferentes que possuam o 
mesmo número atômico. 
Z = nº de prótons (p⁺)
O símbolo Z atribuído ao número atômico deve-se à palavra alemã “Zahl”, que 
significa “número”. Este número corresponde à ordem dos elementos químicos na Tabela 
Periódica.
NOTA
O número de massa, representado por A, indica a soma do número de 
prótons (p+) e nêutrons (n) presentes no núcleo atômico.
A = p++n
 
Considerando que o número atômico é igual ao número de prótons, a 
equação poderia ser reescrita assim:
A = Z + n
Note que isolando o n na equação é possível chegar ao número de nêutrons 
do átomo.
A massa atômica (MA), que representa a massa de um átomo, normalmente 
é “expressa pelo uso de uma unidade extremamente pequena, chamada de 
unidade de massa atômica, abreviada u [...]” (RUSSEL, 2002, p. 74), sendo que 
a unidade de massa atômica (u) equivale a 1/12 avos da massa do isótopo de 
carbono-12 (O conceito de isótopos será trabalhado mais a frente). A título de 
conhecimento, 1u equivale aproximadamente a 1,66.10-24g.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
20
A massa atômica apresentada na tabela periódica é obtida por uma 
média ponderal, considerando a abundância e as massas de todos os isótopos do 
elemento presentes na natureza, veja o exemplo a seguir:
TABELA 3 – ABUNDÂNCIA DOS ISÓTOPOS DE OXIGÊNIO
ISÓTOPO MASSA ATÔMICA (u) ABUNDÂNCIA (%)
Oxigênio – 16 15,9949 99,76
Oxigênio – 17 16,9991 0,03
Oxigênio – 18 17,9991 0,21
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/3dw3Xa2>. Acesso em: 8 maio 2020.
Considerando os dados, podemos calcular a média ponderal da seguinte 
forma: 
Para o nosso exemplo:
Cuidado para não confundir a massa atômica com o número de massa. 
Apesar de os números coincidirem, a massa atômica também considera a massa 
dos elétrons presentes no átomo. Lembre-se, porém, de que os elétrons possuem 
massa praticamente desprezível dessa forma não interferem significativamente 
no valor da massa atômica, o que justifica a coincidência de valores.
4.1.1 Elementos químicos e sua representação
Os elementos	químicos são definidos como grupos de átomo que pos-
suem no seu núcleo o mesmo número de prótons, ou seja, o mesmo número atô-
mico. Sob outra perspectiva, os átomos são a menor representação de um elemen-
to químico.
A União	Internacional	de	Química	Pura	e	Aplicada (IUPAC – Internatio-
nal Union of Pure and Applied Chemistry) determina a forma correta de representar 
um elemento químico, conforme é apresentado na imagem a seguir.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
21
FIGURA 13 – REPRESENTAÇÃO DOS ELEMENTOS
FONTE: O autor
 
O nome dos elementos tem várias origens, alguns derivam de palavras em 
latim, outro de nomes de planetas, cientistas ou até mesmo locais de descoberta. 
Consequentemente seus símbolos têm base nos seus nomes e são representados 
por uma ou duas letras, sendo que a primeira letra está sempre em maiúsculo e 
a segunda em minúsculo. Estes símbolos são encontrados na Tabela Periódica.
Para saber mais sobre a história dos elementos químicos, acesse os dois 
infográficos criados pelo site Compound Interest (www.compoundchem.com) que são 
disponibilizados a seguir:
Descoberta dos Elementos – https://bit.ly/3cb8tcL 
Origem dos Nomes dos Elementos – https://bit.ly/2XG5ofr 
DICAS
4.2 ÍONS
Naturalmente, os átomos tendem a ganhar ou perder elétrons devido à 
necessidade de adquirirem estabilidade. Esta estabilidade, no geral, está ligada 
a Teoria do Octeto,que será abordada ainda nesta unidade, mas que de forma 
resumida indica que para um átomo estar estável ele precisa possuir 8 elétrons na 
camada mais externa da sua eletrosfera, denominada Camada	de	Valência.
Quando átomos neutros ganham ou perdem elétrons eles são denominados 
íons, de forma mais específica, ao ganharem elétrons eles se tornam ânions e ao 
perderem se tornam cátions.
Ânions são frutos de átomos neutros que ganharam elétrons e são 
representados com a utilização de uma carga de sinal negativo, conforme é 
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
22
apresentado na Figura 14. O que geralmente causa grande confusão é: se eles 
ganham elétrons porque o sinal da carga é negativo? Veja a figura a seguir:
FIGURA 14 – ÁTOMO DE OXIGÊNIO PERDENDO ELÉTRONS
FONTE: O autor
Note que no átomo neutro há uma igualdade de cargas positivas e 
negativas, ou seja, o número de prótons é igual ao número de elétrons. Quando 
este átomo ganha 2 elétrons o balanceamento de carga se torna diferente. A carga 
que se encontra em excesso é a negativa, mas especificamente 2-. Neste caso o 
átomo de oxigênio será representado como .
Para os cátions, onde há perda de elétrons, temos a representação como o 
sinal positivo, o que acaba gerando uma pergunta similar: se há perda de elétrons, 
qual o motivo do sinal positivo?
2-16
 8O 16 8O
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
23
FIGURA 15 – ÁTOMO DE SÓDIO GANHANDO ELÉTRONS
FONTE: O autor
Assim como os ânions, os cátions apresentam uma diferença entre cargas 
positivas e negativas. Neste caso, há um excesso de cargas positivas. No nosso 
exemplo apresentado na Figura 15, o cátion de magnésio apresenta dois prótons 
a mais que elétrons, sendo assim, o átomo ao perder elétrons será represen-
tado como .
4.3 SEMELHANÇAS ATÔMICAS
Ao apresentar a determinação da massa atômica a palavra isótopo 
apareceu, porém não foi definida. Portanto, antes de defini-la vamos abordar um 
pouco este tema.
Segundo Bustillos (2019, p. 42), “o primeiro cientista que descobriu 
a existência dos isótopos foi J. J. Thomson em 1912. Ele mesmo construiu um 
espectrômetro de massas e explorou os íons positivos de Neônio, ele descobre a 
existência de dois isótopos Ne-20 e Ne-22”. É importante destacar, porém, que 
a denominação isótopo só foi introduzida em 1913 por Frederick	Soddy (1877-
1956), químico inglês que ganhou o Nobel de química em 1921 por seus trabalhos 
envolvendo isótopos radioativos. Outro grande nome por trás do estudo dos 
isótopos foi o físico e químico britânico Francis	 William	 Aston (1877-1945), 
ganhador do Nobel de química de 1922, pela descoberta de isótopos de grande 
número de elementos não radioativos (MEDEIROS, 1999).
21
12Mg2+
21
12Mg
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
24
Afinal de contas, o que são isótopos? Isótopos são átomos que possuem o 
mesmo número de prótons, porém apresentam diferentes números de massa. A iso-
topia não é a única semelhança atômica que pode se apresentar entre dois ou mais 
átomos, além dela podemos falar sobre isóbaros, isótonos e isoeletrônicos. Na tabela 
a seguir, você pode verificar cada uma das semelhanças atômicas e suas definições.
TABELA 4 – SEMELHANÇAS ATÔMICAS
FONTE: O autor
4.4 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Os elétrons são distribuídos na eletrosfera por níveis (K, L, M, N, O, P 
e Q) e subníveis (s, p, d e f), respeitando a ordem de aumento da energia, de 
acordo com um diagrama de distribuição proposto pelo químico estadunidense 
Linus	Carl	Pauling (1901-1994). Este diagrama é conhecido como Diagrama	de	
Linus	Pauling, ou simplesmente Diagrama	de	Pauling.
Para saber mais sobre a descoberta dos isótopos leia o artigo Aston e a 
descoberta dos Isótopos, escrito por Alexandre Medeiros e publicado pela revista Química 
Nova na Escola. Acesse pelo link https://bit.ly/3bpgM4b. 
DICAS
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
25
Antes de apresentar o diagrama proposto por Pauling, é importante 
destacar que este diagrama considera uma quantidade máxima de elétrons que 
cada nível e subnível comporta.
TABELA 5 – NÚMEROS MÁXIMOS DE ELÉTRONS POR NÍVEL
FONTE: O autor
TABELA 6 – NÚMEROS MÁXIMOS DE ELÉTRONS POR SUBNÍVEL 
FONTE: O autor
Considerando o aumento de energia de níveis e subníveis, o Diagrama de 
Pauling se organiza da seguinte maneira:
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
26
FIGURA 16 – DIAGRAMA DE LINUS PAULING
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/2T2rhEd>. Acesso em: 10 maio 2020.
A distribuição eletrônica deve seguir a sequência apresentada pela seta 
do diagrama. Conforme os níveis e subníveis de menor energia são preenchidos 
a sequência segue para os de maior energia.
Ao fazer a distribuição	eletrônica	para	átomos	neutros devemos lembrar 
que o número de elétrons é igual ao número de prótons, e este é igual ao número 
atômico. Portanto, por exemplo, para o elemento níquel (28Ni) teríamos a seguinte 
distribuição:
FIGURA 17 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DO NÍQUEL
FONTE: O autor
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
27
A partir desta distribuição podemos fazer algumas observações:
• Seguindo o Diagrama de Linus Pauling, deve-se preencher cada subnível até 
que se atinja a quantidade de elétrons desejada, porém, lembre-se que cada 
um dos subníveis possui um limite de elétrons que eles comportam (veja 
novamente a tabela 5). O subnível pode ser preenchido com uma quantidade 
inferior ao limite, mas nunca com uma quantidade superior.
• O maior nível de energia apresentado na distribuição representa a Camada de 
Valência. Ela se refere à camada mais externa de um átomo.
• O último subnível no qual foram distribuídos elétrons é chamado de subnível	
mais	energético.
Ao distribuir	elétrons	para	íons deve-se se tomar cuidado, pois, para os 
ânions há a adição de elétrons, consequentemente estes elétrons também deverão 
ser distribuídos, apenas continuando a sequência do diagrama. Já para os cátions, 
onde há perda de elétrons, devemos nos ater ao fato de que os elétrons devem ser 
retirados da camada de valência.
Vamos verificar um exemplo de cátion utilizando o elemento níquel, já 
apresentado anteriormente. O níquel perde elétrons e se torna um cátion com 
carga trivalente, ou seja, se torna 28Ni31 .
FIGURA 18 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DO CÁTION DE NÍQUEL
FONTE: O autor
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
28
Note que, ao remover os 3 elétrons do átomo de níquel, primeiramente 
retiramos da camada de valência, porém, ela só possuía 2, consequentemente, a 
camada mais externa passou a ser a camada 3, sendo assim o elétron que ainda 
precisava ser retirado foi removido dela.
 
4.5 NÚMERO QUÂNTICOS
Segundo Brady e Humiston (1986, p. 91), “cada orbital em um átomo 
possui uma energia característica e é visto como uma descrição da região em 
torno do núcleo onde se espera poder encontrar os elétrons”. Lembre-se de que, 
conforme foi apresentado anteriormente, estes orbitais estão em consonância com 
o modelo atual, portanto, são representados por funções de onda. Já estas funções 
de onda que descrevem os orbitais são caracterizadas por três números quânticos 
com a adição de um outro número quântico decorrente do comportamento do 
elétron no orbital. 
TABELA 7 – NÚMEROS QUÂNTICOS
NÚMERO QUÂNTICO SÍMBOLO DEFINIÇÃO
Número Quântico Principal n Refere-se ao nível.
Número Quântico Secundário ou 
Azimutal Refere-se ao subnível.
Número Quântico Magnético m Refere-se ao orbital.
Número Quântico de Spin s
Refere-se ao 
comportamento de giro do 
elétron.
FONTE: Adaptado de Brady e Humiston (1986, p. 91)
O número	quântico	principal possui valor máximo igual a 7, já que os 
elementos conhecidos até o momento possuem no máximo essa quantidade de 
níveis de energia, que são representados pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, indo da 
camada mais próxima ao núcleo para a mais distante. Cada uma destas camada 
correspondem, respectivamente, aos números 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7.
O número	 quântico	 secundário está vinculado aos quatro subníveis 
conhecidos, sendo que cada um delesé representado por um número, conforme 
a tabela a seguir.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
29
TABELA 8 – NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO
SUBNÍVEL NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO
s 0
p 1
d 2
f 3
FONTE: O autor
Já o número	 quântico	 magnético está relacionado ao orbital no qual 
o elétron se encontra. O número de orbitais está diretamente relacionado ao 
subnível, veja a tabela a seguir.
TABELA 9 – NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO
SUBNÍVEL NÚMERO DE ORBITAIS NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO
s 1
p 3
d 5
f 7
FONTE: O autor
 O número	quântico	de	 spin refere-se ao sentido de rotação do 
elétron dentro do orbital, sendo que cada orbital comporta no máximo dois 
elétrons. Lembre-se de que os elétrons possuem carga negativa, porém, como 
dois elétrons podem ficar confinados num orbital se possuem cargas de mesmo 
sinal? A explicação está no fato de cada um deles girarem em sentidos opostos, o 
que gera uma força de atração magnética. O que fundamenta o comportamento 
destes elétrons é o Princípio	da	Exclusão	de	Pauli. 
O Princípio da Exclusão de Pauli “estabelece que num mesmo átomo, 
dentro de um orbital, não há elétrons com mesmos números quânticos, ou seja, 
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
30
que férmions idênticos não ocupam o mesmo estado quântico” (BARRETOS; 
BARROS, 2019, p.1). Assim, os elétrons podem ter os mesmos números de n, , e 
m, porém apresentarão s diferente quando ocuparem o mesmo orbital.
Os elétrons dentro dos orbitais são representados por setas. Por convenção 
adotaremos que o número	quântico	de	spin	para	cima	como	sendo	+½ e para 
baixo	–½.
FIGURA 19 – NÚMERO QUÂNTICO DE SPIN
FONTE: <https://bit.ly/2Z4M6Tp>. Acesso em: 10 maio 2020. 
Quanto à ordem de preenchimento dos orbitais, devemos seguir a Regra	
de Hund, que diz o preenchimento dos orbitais de um subnível deve ser feito 
de uma forma que contenha o maior número possível de elétrons isolados 
(desemparelhados). Por este motivo, deve-se preencher primeiro os orbitais, 
colocando somente as setas para cima, e depois voltamos preenchendo as setas 
para baixo.
FIGURA 20 – APLICAÇÃO DA REGRA DE HUND
FONTE: O autor
 
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
31
Os números quânticos serão sempre utilizados para identificar o elétron 
mais energético da distribuição eletrônica, portanto, vamos aplicar estas 
informações em um exemplo: identificar os números quânticos do 26Fe.
• Primeiramente devemos fazer a distribuição eletrônica seguindo o Diagrama 
de Linus Pauling. Como o átomo de ferro está neutro, então o número de 
prótons é igual ao número de elétrons e o número atômico é igual ao número 
de prótons, portanto, Z – p+– e⁻ . Como o número atômico é 26, então, o 
número de elétrons a ser distribuídos é 26. Fazendo a distribuição temos: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Lembre-se de que o elétron mais energético é o último 
na sequência da distribuição, neste caso, é o que pertence ao 3d6.
• Sabendo onde está o elétron mais energético podemos identificar os números 
quânticos. Veja a figura a seguir.
FIGURA 21 – IDENTIFICAÇÃO DOS NÚMEROS QUÂNTICOS DO FERRO
 
FONTE: O autor
Utilizando a lógica contrária, ao saber os números quânticos você 
determina nível, subnível, número de elétrons e sentido de rotação do elétron 
e pode fazer a distribuição eletrônica até chegar aos valores obtidos, assim 
identificando o elemento ao qual estes números quânticos pertencem.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
32
O MODELO PADRÃO DA FÍSICA DE PARTÍCULAS
Marco Antonio Moreira
O chamado Modelo Padrão das partículas elementares não é propriamente 
um modelo, é uma teoria. E das melhores que temos. Aliás, na opinião de muitos 
físicos, a melhor de todas sobre a natureza da matéria. Por exemplo, segundo 
Gordon Kane (2003, p. 58), um físico teórico da Universidade de Michigan:
...o Modelo Padrão é, na história, a mais sofisticada teoria matemática 
sobre a natureza. Apesar da palavra "modelo" em seu nome, o Modelo 
Padrão é uma teoria compreensiva que identifica as partículas básicas 
e específica como interagem. Tudo o que acontece em nosso mundo 
(exceto os efeitos da gravidade) resulta das partículas do Modelo 
Padrão interagindo de acordo com suas regras e equações. 
De acordo com o Modelo Padrão, léptons e quarks são partículas 
verdadeiramente elementares, no sentido de não possuírem estrutura interna. 
Partículas que têm estrutura interna são chamadas de hádrons; são constituídas 
de quarks: bárions quando formadas por três quarks ou três antiquarks, 
ou mésons quando constituídas por um quark e um antiquark.
Há seis léptons (elétron, múon, tau, neutrino do elétron, neutrino do múon 
e neutrino do tau) e seis quarks [quark up (u) quark down (d), quark charme (c), 
quark estranho (s), quark bottom (b) e quark top (t)]. Todavia, os quarks têm uma 
propriedade chamada cor e podem, cada um, apresentar três cores (vermelho, 
verde e azul). Há, portanto, 18 quarks. Contudo, como a cada partícula corresponde 
uma antipartícula, existiriam no total 12 léptons e 36 quarks.
O elétron é o lépton mais conhecido e o próton e o nêutron os hádrons 
mais familiares. A estrutura interna do próton é uud, ou seja, dois quarks u e um 
d; a do nêutron é udd, isto é, dois quarks d e um u. O méson π+ é formado por 
um antiquark d e um quark u, o méson π- é constituído por um antiquark u e um 
quark d. E assim por diante, ou seja, a grande maioria das chamadas partículas 
elementares são hádrons e estes são formados por três quarks ou três antiquarks 
(bárions) ou por um quark e um antiquark (mésons).
Em princípio, a teoria dos quarks, a Cromodinâmica Quântica, não proíbe 
a existência de partículas com estrutura mais complexa do que três quarks, três 
antiquarks ou um par quark-antiquark. Todavia, apenas recentemente físicos 
experimentais têm apresentado evidências de partículas com cinco quarks, ou 
seja, pentaquarks, como o teta mais, formado por quatro quarks e um antiquark. 
Mas isso ainda depende de resultados experimentais adicionais.
LEITURA COMPLEMENTAR
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
33
Uma característica peculiar dos quarks é que eles têm carga elétrica 
fracionária, (+2/3e) para alguns tipos e (-1/3e) para outros. No entanto, quarks 
nunca foram detectados livres, estão sempre confinados em hádrons, de tal modo 
que a soma algébrica das cargas dos quarks que constituem um determinado 
hádron é sempre um múltiplo inteiro de e. O próton, por exemplo, é formado por 
dois quarks de carga (+2/3e) e um quark de carga (-1/3e) de modo que sua carga 
é (+2/3, +2/3, -1/3)e, ou, simplesmente, e. Quer dizer, o quantum da carga elétrica 
continua sendo e (1,6 x 10-19 0).
Resumindo, segundo o Modelo Padrão a grande quantidade de partículas 
elementares até hoje detectadas, cerca de 300, em aceleradores/colisores de 
partículas ou em raios cósmicos, pode ser agrupada em léptons, quarks e hádrons 
ou em léptons e hádrons, visto que os quarks são constituintes dos hádrons ou, 
ainda, em léptons, bárions e mésons, pois os hádrons podem ser divididos em 
bárions e mésons.
FONTE: MOREIRA, Marco Antonio. O modelo padrão da física de partículas. Rev. Bras. Ensino 
Fís., São Paulo, v. 31, n. 1, p. 1306.1-1306.11, abril 2009. Disponível em: https://bit.ly/302dke4. 
Acesso em: 29 maio 2020.
34
Neste	tópico,	você	aprendeu	que:
• O estudo sobre a química das coisas inicia na pré-história com o domínio do 
fogo.
• A Alquimia foi precursora da Química e tinha como objetivos principais 
desenvolver a Pedra Filosofal e o Elixir da Longa Vida.
• De acordo com Aristóteles, se tinha a ideia inicial de que a matéria era 
constituída pelos elementos fogo, ar, terra e água e que estes elementos 
mantinham uma relação através das características quente, frio, seco e úmido.
• Dalton apresentou a matéria como sendo constituída por átomos que, na sua 
concepção, eram esferas maciças, indestrutíveis e indivisíveis.
• O modelo atômico de Thomson introduziu a natureza elétrica da matéria ao 
propor que os átomos são esferas de cargas positivas que possuem