1) O documento discute os estados físicos da matéria, incluindo sólido, líquido e gasoso, e as mudanças entre esses estados como fusão, vaporização e sublimação. 2) Também aborda modelos atômicos históricos como os de Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr, e conceitos como número atômico, massa atômica e distribuição eletrônica. 3) Explica a diferença entre substâncias puras e misturas, e métodos para separar misturas como destilação

1. APOSTILA DE QUÍMICA
1a ETAPA – EJA
Professora: Leticia Andrade
ESTADOS FÍSICOS DAMATÉRIA
Estados físicos da matéria ou fases são as diferentes formas de como uma substância pode se apresentar no
espaço. Os principais são:
Sólido
É quando os átomos das moléculas constituintes da matéria estão em um estado de agitação
baixo, podendo ser concentrados mais átomos em um mesmo espaço físico. A sua forma e
volume são fixos. Por exemplo, uma barra de ouro. Pode ser colocada em qualquer tipo de
recipiente que ela não tomará a forma do recipiente, e o seu volume não vai aumentar ou
diminuir.
Líquido
Ocorre quando as moléculas já estão um pouco mais dispersas, em relação à mesma
matéria no estado sólido. Substâncias no estado líquido tem volume fixo, porém a sua forma
pode variar. Por exemplo, a água. Se estiver em um copo, toma a forma do copo, se estiver
na jarra, fica na forma da jarra.
Gasoso
Acontece quando as partículas que formam a matéria estão bastante afastadas, dispersas
no espaço. Por isto elas podem ter a forma e o volume variável. Exemplo, ar atmosférico. O
ar de uma sala inteira pode ser comprimido dentro de um cilindro, e tomando a forma do
mesmo.
Todas as substâncias podem alterar o estado físico em que estão, alterando alguns fatores que as
influenciam, como a temperatura e a pressão.
Mudanças de Estado Físico
O que caracteriza e define um estado físico da matéria são as forças atuantes em seu interior; coesão, a qual
tende a aproximar as partículas, e repulsão, a qual tende a afastá-las. Quando a força de coesão supera a de
repulsão, a substância se apresentará na fase
de agregação chamada de sólido, quando as
forças apresentarem a mesma intensidade,
teremos um líquido, quando a de repulsão
superar a de coesão, teremos então um gás.
Cada um desses estados físicos distingue-se
dos outros, entre outros fatores, por sua forma
e volume. O estado sólido apresenta forma e
volume constante, o líquido forma variável e
volume constante, e o gasoso, forma e volume
variáveis.
A matéria pode apresentar-se em qualquer
OBSERVAÇÃO: O PLASMAé formado quando uma substância no
estado gasoso é aquecida até atingir um valor muito elevado de
temperatura. O Plasma é condutor de energia e gera campo elétrico,
devido a agitação dos elétrons livres.

2. estado físico, dependendo dos fatores pressão e temperatura. Assim, de modo geral, o aumento de
temperatura e a redução de pressão favorecem o estado gasoso, e pode-se dizer que o inverso favorece ao
estado sólido. As transformações de estado físico da matéria apresentam denominações características,
como se pode ver abaixo:
a) FUSÃO: representa a passagem do estado sólido para o estado líquido. A temperatura na qual ocorre
recebe o nome de Ponto de Fusão. Por exemplo, o derretimento de um cubo de gelo.
b) VAPORIZAÇÃO: representa a passagem do estado líquido para o estado gasoso. A temperatura na qual
ocorre recebe o nome de Ponto de Ebulição. Uma vaporização pode ocorrer de três modos distintos:
1. CALEFAÇÃO: passagem do estado líquido para o gasoso de modo muito rápido, quase instantâneo.
Por exemplo, gotas de água sendo derramadas em uma chapa metálica aquecida.
2. EBULIÇÃO: passagem do estado líquido para o estado gasoso por meio de aquecimento direto,
envolvendo todo o líquido. Por exemplo, o aquecimento da água em uma panela ao fogão.
3. EVAPORAÇÃO: passagem do estado líquido para o estado gasoso que envolve apenas a superfície
do líquido. Por exemplo, a secagem de roupas em um varal.
c) LIQUEFAÇÃO ou CONDENSAÇÃO: representa a passagem do estado gasoso para o estado líquido. Por
exemplo, a umidade externa de um frasco metálico ao ser exposto a uma temperatura relativamente elevada.
d) SOLIDIFICAÇÃO: representa a passagem do estado líquido para o estado sólido. Por exemplo, o
congelamento da água em uma forma de gelo levada ao refrigerador.
e) SUBLIMAÇÃO: representa a passagem do estado sólido para o estado gasoso ou o processo inverso,
sem passagem pelo estado líquido. Por exemplo, a sublimação do gás carbônico sólido, conhecido por gelo
seco, em exposição à temperatura ambiente.
SUBSTÂNCIAS PURAS E MISTURAS
• Substâncias puras: qualquer porção de matéria formada por unidades estruturais (átomos,
moléculas, substâncias iônicas) iguais entre si.
Exemplos: H2O destilada, HCℓ, H2O2, etc..
• Misturas: qualquer porção de matéria formada por duas ou mais substâncias diferentes.
Exemplos: Água do mar, soro caseiro, ouro 18k, ar, etc..
 Substâncias Puras
• Substâncias Simples: que são formadas pela combinação de átomos de um único elemento químico.
Ex: O2, O3, Cℓ2, etc.
• Substâncias Compostas: que são formadas pela combinação de átomos de dois ou mais elementos
químicos diferentes.
Ex: CO2, CH4, H2O, etc.
 Misturas
• Mistura homogênea: apresentam uma única fase (monofásica).
Ex: água e álcool, água e sal dissolvido, álcool doméstico, etc.
• Mistura heterogênea: apresenta mais de uma fase (polifásica).
Ex: água e óleo, leite, granito, etc..
ATENÇÃO
• Em recipientes fechados a fase gasosa deve ser considerada.
• Alguns sistemas parecem ser homogêneos a olho nu, mas que ao microscópio revelam
desigualdades. Ex: leite, sangue, gelatina, maionese...
• Granito é também uma mistura heterogênea por: Quartzo, Feldspato e Mica (3 fases e 3
componentes).
SEPARAÇÃO DE MISTURAS
• Conjunto de processos físicos utilizados para separar cada uma das substâncias que compõe uma
mistura.
• Para se escolher o método mais adequado para se separar a mistura, é necessário conhecer algumas
propriedades de seus componentes.

3. Processos de separação de misturas
 Misturas heterogêneas
• Catação
• Peneiração
• Separação magnética
• Ventilação
• Levigação
• Dissolução fracionada
• Flutuação
• Sublimação
• Fusão fracionada
• Cristalização fracionada
• Peneiração
• Decantação ou sedimentação
• Sifinação
• Filtração
 Misturas homogêneas
• Destilação fracionada
• Evaporação
• Destilação simples
• Liquefação fracionada
MODELOS ATÔMICOS
1. Modelo atômico de Leucipo e Demócrito (400 a.C):
O primeiro modelo atômico de que se tem notícias é o de Leucipo e Demócrito. Ou seja, eles foram os
primeiros que se propuseram a pensar na estrutura da matéria e a tirar conclusões a respeito disso.
Dessa forma, são considerados os pais da teoria atômica.
Para entender o modelo, vamos analisar o significado da palavra “átomo”, que foi escolhida justamente
pelos filósofos gregos e permanece sendo utilizada até hoje:
Átomo significa algo que não pode ser dividido e era justamente nisso que consistia o modelo atômico de
Leucipo e Demócrito: o átomo era colocado como a menor partícula da matéria e, por conta disso, não
podia ser dividido. Era como se você pegasse qualquer objeto e começasse a reparti-lo em pedaços cada
vez menores, até que chegasse um momento em que não pudesse mais ser dividido. Isso era o átomo
dos gregos.
De acordo com Leucipo e Demócrito, os átomos eram as partículas elementares de qualquer matéria,
mas que poderiam ter formatos e tamanhos distintos. Isso explicaria a imensa diversidade de substâncias
que existem.
2. Modelo Atômico de Dalton
Em 1808, Jonh Dalton retomou estas ideias sob uma nova perspectiva: a experimentação.
3. Modelo Atômico de Thomson
Em 1898 o físico inglês Joseph John Thomson propôs um modelo de átomo no qual a carga total de um
átomo seria nula, pois a carga negativa dos elétrons compensariam a carga positiva da esfera que os
contém.
4. Modelo Atômico de Rutherford (1911)
Rutherford resolveu estudar a radioatividade de alguns elementos quando submetidos a um campo
elétrico, melhorando o modelo atômico.
“Bola De Bilhar”
 Esfera maciça
 Indivisível
 Indestrutível
 Imperecível
 Sem carga elétrica

4. Ele bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com partículas "alfa", emitidas pelo "polônio" (Po),
contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem às partículas
"alfa“ (α) por ele emitidas. Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de
sulfeto de zinco (ZnS).
1.A grande maioria dos raios α passou pela lâmina.
2. Foram poucos os raios α refletidos pela lâmina.
3. Pouquíssimos raios α passaram pela lâmina sofrendo desvio.
Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o núcleo ocuparia uma pequena parte, enquanto que os
elétrons o circundariam numa região negativa chamada de eletrosfera, modificando assim, o modelo
atômico proposto por Thomson.
Questionamentos:
1. Por que os prótons não se repelem já que todos possuem cargas positivas?
2. Como que os elétrons que tem carga negativa não são atraídos pelos prótons que tem carga
positiva?
5. Modelo Atômico de Niels Bohr (1885-1962)
De acordo com o modelo atômico proposto por Rutherford, os elétrons ao girarem ao redor do núcleo,
com o tempo perderiam energia, e se chocariam com o mesmo.
Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr formulou uma teoria (1913) sobre o movimento dos
elétrons.
A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados:
1º postulado: O elétron gira ao redor do núcleo em órbitas, níveis de energia, circulares de raios
definidos denominados órbitas estacionárias;
2º postulado: Cada órbita estacionária possui um valor determinado de
energia. Nessas órbitas, o elétron pode se mover sem perder ou ganhar
energia;
3º postulado: O elétron pode passar de uma órbita estacionária para
outra, mediante a absorção ou a emissão de uma quantidade de energia
(Salto Quântico).
Estado fundamental: cada elétron está em sua camada de energia;
Estado excitado: quando recebe energia e está tendo os saltos
quânticos.

5. Partículas Fundamentais de um Átomo
• Número atômico (Z): Indica a quantidade de prótons (p) existentes no núcleo
de um átomo. Logo: Z = p, assim: Z = A– n ou p = A – n
• Número de nêutrons (n): Indica a quantidade de nêutrons existentes no
núcleo: n = A - Z
• Massa atômica (A): É soma do número atômico com o número de nêutrons:
A = Z + n ou A = p + n
 Representação de um átomo
Em cima fica localizado a massa, em baixo fica localizado o número atômico e no
meio fica localizado o número de nêutrons (Convenção mundial segundo a IUPAC).
OBS: Antes de começar a resolver qualquer questão, consultar a legenda da tabela periódica.
 Íons
ÍON: a espécie química que apresenta o número de prótons diferente do número de elétrons.
Quando o Íon perde um elétron, usa-se o sinal de mais (+);
Quando o Íon ganha um elétron, usa-se o sinal de menos (-).
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo do átomo. Admite-se a existência de 7
camadas eletrônicas, designados pelas letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P e Q. À medida que as
camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados.
As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas K, L, M,
N, O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente.
 Distribuição dos Elétrons nas Camadas/Níveis
Por meio de métodos experimentais, concluiu-se que o número máximo de elétrons que cabe em cada
camada ou nível de energia é:
Nível de
energia
Camada ou nível
Número máximo
de elétrons
K 1ª 2
L 2ª 8
M 3ª 18
N 4ª 32
O 5ª 32
P 6ª 18
Q 7ª 8
Exemplos:
1. Distribuir os elétrons dos átomos abaixo em ordem de camadas (níveis):
a) Na
b) Ca
c) Aℓ
Elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas
circulares;
Camadas conhecidas: K, L, M, N, O, P e Q.
CÁTIONS positivos
ÂNIONS negativos

6.  Distribuição dos Elétrons nos Subníveis
Em cada camada ou nível de energia, os elétrons se distribuem em subcamadas ou subníveis de energia,
representados pelas letras s, p, d, f, etc. em ordem crescente de energia.
O número máximo de elétrons que cabe em cada subcamada, ou subnível de energia, também foi
determinado experimentalmente:
Subnível s p d f ...
Número máximo de elétrons 2 6 10 14 ...
Linus Gari Pauling (1901-1994)
Químico americano, elaborou um dispositivo prático que permite colocar todos os subníveis de energia
conhecidos em ordem crescente de energia. É o processo das diagonais, denominado diagrama de
Pauling. A ordem crescente de energia dos subníveis é a ordem na sequência das diagonais.
Diagrama de Linus Pauling
Lê-se o diagrama de Pauling de acordo com a movimentação dos elétrons.
Exemplos
2. Distribuir os elétrons dos átomos abaixo em ordem de subníveis:
a) Na11 - 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s1
.
b) Cℓ17 - 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p5
.
c) Fe26 - 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d6
.
d) Pb82 -
e) 19K -
f) 35Br -
g) 56Fe -
 Distribuição Eletrônica por Ordem Geométrica
Ordem geométrica é a ordenação crescente de níveis energéticos.
Exemplo: Arsênio (As): Z = 33
- Ordem energética (ordem de preenchimento):
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p3
- Ordem geométrica (ordem de camada):
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d10
4s2
4p3
3. Faça a distribuição geométrica dos átomos do exemplo número 2:
a) Na11 - 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s1
.
b) Cℓ17 - 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p5
.
c) Fe26 - 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 3d6
, 4s2
.
d) Pb82 -
e) 19K -
f) 35Br -
g) 56Fe -
Foi o cientista americano Linus G. Pauling quem apresentou a teoria até o
momento mais aceita para a distribuição eletrônica.

7. Teoria do octeto
• Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível;
• Os átomos ganham ou perdem elétrons para aumentar a sua estabilidade;
• Os átomos dos gases nobres são estáveis. São os únicos que possuem a camada de valência
completa, isto é, com oito elétrons (dois, no caso do He que só possui a camada K).
 Distribuição eletrônica de íons
Exemplos
4. Faça a distribuição dos íons a seguir:
a) 11Na+
- 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s1
.
b) 17Cℓ-
- 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
.
c) 26Fe+2
- 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d6
.
d) 27Aℓ+3
e) 32S-2
 Distribuição com conversão por Gases Nobres (Cerne)
Esta conversão utiliza-se um dos gases nobres conhecidos;
Coloca-se em entre colchetes para a configuração eletrônica de quaisquer elementos que tenham
número atômico maior que o respectivo gás nobre.
Exemplos:
Exemplos:
5. Faça a distribuição de cerne dos átomos a seguir:
a) Na11 - 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s1
. → [10Ne] 3s1
b) Cℓ17 - 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p5
. →
c) Fe26 - 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 3d6
, 4s2
. → [18Ar] 3d6
, 4s2
d) Pb82 –
e) 19K –
f) 35Br –
g) 56Fe –
TABELA PERIÓDICA
A tabela periódica moderna é organizada em ordem crescente de número atômico (Z). É dividida em
linhas horizontais e linhas verticais.
• He2
- 1s
2
.
• Ne10
- 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
.
• Ar18
- 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
.
• Kr36
- 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
.
• Xe54
- 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
, 5s
2
, 4d
10
, 5p
6
.
• Rn86
- 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
, 4s
2
, 3d
10
, 4p
6
, 5s
2
, 4d
10
, 5p
6
, 6s
2
, 4f
14
, 5d
10
, 6p
6
.

8.  Estrutura da Tabela Periódica
• Períodos: A Tabela Periódica atual é formada por 118 elementos distribuídos em 7 linhas horizontais,
cada uma sendo chamada de período. Os elementos pertencentes ao mesmo período possuem o mesmo
número de camadas de elétrons;
• Grupos ou Famílias: correspondem às 18 linhas verticais, que foram agrupadas baseando-se nas
estruturas semelhantes da camada externa. A numeração das Famílias da Tabela Periódica se inicia no
1A (representado pelo número 1) e continua até o zero ou 8A (representado pelo número 18). Existe
também a Família B.
O princípio de construção da tabela periódica atual está baseado nas semelhanças das propriedades
químicas dos elementos justificadas pelas semelhanças de suas eletrosferas.
Tabela Periódica X Diagrama de Energia
Por meio da distribuição eletrônica do átomo de um elemento no estado fundamental no diagrama de
energia é possível saber sua família e período na tabela periódica.
Grupos ou famílias
Tabela Periódica
Períodos
O esquema abaixo mostra o subnível ocupado pelo elétron mais energético dos elementos da tabela
periódica.
 Os elementos da família A são denominados elementos representativos.
 Os elementos da família B são denominados elementos de transição externa. O número da família
dos elementos de transição é obtido a partir da soma dos elétrons do subnível d da penúltima camada
com os do subnível s da última camada.
À medida que percorremos um período, as propriedades físicas
variam regularmente, uniformemente.
Num grupo (família), os elementos apresentam propriedades químicas semelhantes.
s d p
f

9.  As sérias dos Lantanídio e dos Actinídios são denominados elementos de transição interna. São
elementos cuja distribuição eletrônica em ordem crescente de energia, terminam num subnível f.
Família ou grupo Nº de elétrons
na camada
de valência
Distribuição eletrônica da
camada de valência
Denominações das famílias
IA ou 1 1 ns¹ Metais alcalinos
IIA ou 2 2 ns² Metais alcalinos terrosos
IIIA ou 13 3 ns² np¹ Família do boro
IVA ou 14 4 ns² np² Família do carbono
VA ou 15 5 ns² np³ Família do nitrogênio
VIA ou 16 6 ns² np4
Calcogênios
VIIA ou 17 7 ns² np5
Halogênios
VIIIA ou 0 ou 18 8 ns² np6
Gases nobres
Divisão dos elementos na tabela periódica
METAIS
 Apresentam brilho quando polidos;
 Sob temperatura ambiente, apresentam-se no estado sólido, a única exceção é o mercúrio, um metal
líquido;
 São bons condutores de calor e eletricidade;
 São resistentes maleáveis e dúcteis.
NÃO-METAIS (AMETAIS)
 Existem nos estados sólidos (iodo, enxofre, fósforo, carbono) e gasoso (nitrogênio, oxigênio, flúor); a
exceção é o bromo, um não-metal líquido;
 não apresentam brilho, são exceções o iodo e o carbono sob a forma de diamante;
 não conduzem bem o calor a eletricidade, com exceção do carbono sob a forma de grafite;
 Geralmente possuem mais de 4 elétrons na última camada eletrônica, o que lhes dá tendência a
ganhar elétrons, transformando-se em íons negativos (ânions).
SEMI-METAIS
 Elementos que possuem propriedades intermediárias entre os metais e os ametais.
 Algumas dessas propriedades são:
* Apresentam um brilho típico semimetálico;
* Conduzem eletricidade apenas parcialmente;
* Fragmentam-se.
METAIS ALCALINOS TERROSOS
 Correspondem a 4,16% da crosta terrestre, sendo cálcio e magnésio os mais abundantes;
 O rádio é raro e muito instável (radioativo);

10.  Por serem muito reativos não se encontram isolados, mas combinados, principalmente na forma de
silicatos, carbonatos e sulfatos;
GASES NOBRES
 Elementos químicos que dificilmente se combinam com outros elementos – hélio, neônio, argônio,
criptônio, xenônio e radônio.
 Possuem a última camada eletrônica completa, ou seja, 8 elétrons. A única exceção é o hélio, que
possui uma única camada, a camada K, que está completa com 2 elétrons.
HIDROGÊNIO
 Apresenta propriedades muito particulares e muito diferentes em relação aos outros elementos.
 Por exemplo, tem apenas 1 elétron na camada K (sua única camada) quando todos os outros
elementos têm 2.
Elementos Essenciais à Vida
 Os organismos vivos, como qualquer matéria presente na terra, são formados por átomos de
ocorrência natural.
 Dos 90 elementos naturais, apenas 25 são essenciais nos organismos vivos e desses 25, somente 4
(H, C, N e O) perfazem 99,3% de todos os átomos de nosso corpo.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Ligação Iônica
• A ligação iônica é formada pela atração eletrostática entre íons de cargas opostas, positivos (cátions)
e negativos (ânions). Nesta ligação a transferência de elétrons é definitiva.
• A ligação iônica ocorre quando um elemento metálico reage com um ametálico. Os metais doam
seus elétrons de última camada, esses serão recebidos pelos ametais.
Vejamos como:
- Metais que possuem 1, 2, ou 3 elétrons na última camada se ligam com ametais que possuem 5, 6 ou 7
elétrons.
- Para formar a ligação iônica é necessário que um dos átomos possua uma tendência de ceder elétrons,
enquanto outro tenha a tendência de receber elétrons. Os átomos com tendência a ceder elétrons são os
metais das famílias IA, IIA, IIIA, e os átomos que recebem elétrons são os ametais das família IVA, VA,
VIA e VIIA.
Exemplos:
a) K e S
b) Aℓ e Br
c) Mg e O
 Ligação covalente
• As ligações covalentes ocorrem entre átomos de elementos não metálicos, isto é, entre hidrogênio,
ametais e semimetais, todos com a tendência de receber elétrons.
• Os átomos desses elementos se unem por meio do compartilhamento de um ou mais pares de
elétrons, formando estruturas eletricamente neutras, sendo que os elétrons pertencem a ambos os
átomos que estão realizando as ligações.

11. Essa forma de representar as ligações químicas, em que os elétrons da camada de valência são
colocados ao redor do símbolo do elemento como “pontinhos”, é chamada de fórmula eletrônica de
Lewis. Nela, cada par de elétrons compartilhado em uma ligação covalente é representado por um
“enlaçamento” entre os dois pontinhos.
Existe outra forma de representar as ligações covalentes, que é por meio da fórmula estrutural. Nessa
fórmula, cada par compartilhado é representado por um traço. Veja:
Exemplos:
Fórmula molecular Fórmula eletrônica de Lewis Fórmula Estrututal
H2
O2
N2
CO2
Cℓ2
H2O
NH3
 Ligação Metálica
• Os átomos metálicos têm poucos elétrons de valência (última
camada);
• Estes elétrons de valência são partilhados pelos outros
átomos, formando assim uma espécie de “mar de elétrons”. É por
este “mar de elétrons” que assegura a ligação entre os átomos;
• Os metais são formados por íons positivos mergulhados num
“mar de elétrons” livres.
 Propriedade das ligações metálicas:
 Brilho característico. Quando polidos, os metais refletem muito bem a luz.
 Alta condutividade térmica e elétrica. São propriedades que se devem aos elétrons livres. O
movimento ordenado dos elétrons constitui a corrente elétrica e sua agitação permite a rápida
programação do calor através das substâncias metálicas;
 Altos pontos de fusão e ebulição. Em geral são características dos metais (embora, haja exceções,
como mercúrio, PF = -39ºC; gálio, PF = 30ºC, e potássio, PF = 63ºC);
 Maleabilidade. Metais são muito maleáveis, ou seja, fáceis de serem transformados em lâminas;
 Ductibilidade. Metais também são muito dúcteis, isto é, fáceis de serem transformados em fios;
 Formação de liga metálica
• Ligas metálicas
Ligas metálicas são a união de dois ou mais metais ou com não-metais e metais. As ligas têm mais
aplicação do que os metais puros.

12. Exemplos:
• bronze (cobre + estanho) – usado em estátuas, sinos
As substâncias metálicas são representadas graficamente pelo SÍMBOLO do elemento.
Exemplo: Fe, Cu, Na, Ag, Au, Ca, Hg, Mg, Cs, Li.