MODELOS ATOMICOS, TABELA PERIÓDICA, CÁLCULOS QUÍMICOS

ATOMÍSTICA
Livro 1 – Capítulo 1 – Pág.508
QUÍMICA - 3º ANO
Prof. Gabrielly Maciel
1

• Filósofos gregos (entre os séculos V e IV a.C.) se preocupavam
em encontrar uma explicação sobre a constituição da matéria.
• Aristóteles e Empédocles (Continuidade da matéria): a
matéria não tem um limite, sempre uma forma se transforma
em outra. Portanto, creditava que toda matéria era contínua
e composta por quatro elementos: AR, ÁGUA, TERRA e FOGO.
• Leucipo e Demócrito (Matéria descontínua): Há um limite
para a divisão da matéria.
• A matéria é formada por minúsculas partículas indivisíveis e
não contínuas (átomos).
QUÍMICA - 1º Ano
Evolução dos Modelos Atômicos
2
Tópico 1: Modelos Atômicos QUÍMICA - 3º ANO
1.1. As primeiras teorias atômicas: Filósofos gregos (entre os séculos V e IV a.C.)
Demócrito (470-360 a.C.)
Leucipo (séc. V a.C.)
Imagem: Giuseppe
Antonio Petrini /
Disponibilizado por
web.madritel.es /
Laughing Democritus,
c. 1750 / National
Museum in Wroclaw
/ domínio público
Imagem: autor
desconhecido /
domínio público.

QUÍMICA - 1º Ano
Tópico 1: Modelos Atômicos
1.1. As primeiras teorias atômicas: Modelo de esfera maciça (bola de bilhar-1803)
QUÍMICA - 3º ANO
Não explicou a Eletricidade nem a Radioatividade.
1. Os átomos são esféricos, maciços, indivisíveis e indestrutíveis.
2. Os átomos de elementos diferentes têm massas diferentes.
3. Substâncias simples são compostas por apenas um elemento ( átomo)
4. Os diferentes átomos se combinam em várias proporções, formando novas substâncias.
5. O peso do composto é igual à soma dos pesos dos átomos que o constituem
PROBLEMAS DO MODELO
Esclareceu os fundamentos de conservação da massa de Lavoisier:
“Na natureza nada se cria, tudo se transforma”
E a lei das proporções de Proust:
“Uma determinada substância composta é formada por substâncias
mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa”.

De acordo com Dalton...
• as substâncias são formadas pela combinação de elementos, numa proporção de
números inteiros;
• um composto é formado pela combinação de átomos de dois ou mais elementos que
se unem entre si, originando novas substâncias.
4
John Dalton estudou a
deficiência visual (de que
ele mesmo sofria)
chamada daltonismo.
Imagem:
Charles
Turner
/
Public
Domain
QUÍMICA - 1º Ano
1.1. As primeiras teorias atômicas: Modelo de esfera maciça (bola de bilhar-1803)
QUÍMICA - 3º ANO
John Dalton (1766 - 1844)

• Modelo de Thomson (1856-1940)
• Primeiro modelo atômico divisível e elétrico.
• Estudando descargas em tubos de raios catódicos, Thomson percebeu a
existência de partículas carregadas negativamente nos átomos.
Conhecido
como
"Pudim de
Passas"
Todos os gases
utilizados emitiram
tais raios.
Tubo de raios
catódicos
5
Imagem: Kurzon / Public Domain
Imagem: Fastfission / Public Domain
QUÍMICA - 1º Ano
1.1. As primeiras teorias atômicas: Átomo e sua natureza elétrica (modelo pudim de passas-1904)
QUÍMICA - 3º ANO

• Thomson (1856-1940) postulou que:
• Os raios catódicos são feitos de partículas carregadas negativamente, que hoje
chamamos de elétrons;
• Os elétrons (“passas”) ficam incrustados sobre as cargas positivas;
• Somando-se essas cargas positivas e negativas, o átomo em sua totalidade seria
eletronicamente neutro.
6
QUÍMICA - 1º Ano
1.1. As primeiras teorias atômicas: Átomo e sua natureza elétrica (modelo pudim de passas-1904)
QUÍMICA - 3º ANO

• Modelo de Rutherford (1911)
1
2
3
A maioria das
partículas
atravessou.
Algumas poucas
partículas eram
desviadas.
Algumas eram
ricocheteadas.
Cargas positivas
Manchas fotográficas
7
Imagem: Diego Grez / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported
1.1. As primeiras teorias atômicas: O átomo e a radioatividade (modelo nuclear)-1911)
QUÍMICA - 3º ANO
• Fez experimento com polônio (α),
lâmina de ouro e folha de sulfeto
de zinco
• Constatou que o modelo de pudim
de passas estava errado e postulou
a teoria do modelo planetário

Proposta de Rutherford para explicar as observações do laboratório
Para que uma partícula alfa pudesse
inverter sua trajetória, deveria encontrar
uma carga positiva bastante concentrada
na região central (o NÚCLEO), com massa
bastante pronunciada.
Rutherford propôs que o NÚCLEO,
conteria toda a massa do átomo,
assim como a totalidade da carga
positiva (chamadas de PRÓTONS).
Os elétrons estariam girando
circularmente ao redor desse
núcleo, numa região chamada
de ELETROSFERA.
Sistema Solar
Surge assim, o ÁTOMO NUCLEAR!
Modelo Planetário
Imagem: Emichan / GNU Free
Documentation License.
Imagem: Harman Smith e Laura Generosa / domínio público.
QUÍMICA - 3º ANO

O problema do Modelo Atômico de Rutherford
Para os físicos, toda carga elétrica
em movimento, como os elétrons,
perde energia na forma de luz,
diminuindo sua energia cinética e a
consequente atração entre prótons
e elétrons faria com que houvesse
uma colisão entre eles, destruindo o
átomo. ALGO QUE NÃO OCORRE.
By Prof. Leandro Lima
Energia
Perdida -
LUZ
Portanto, o Modelo Atômico de
Rutherford, mesmo explicando o que
foi observado no laboratório,
apresenta uma INCORREÇÃO.
QUÍMICA - 3º ANO

CONCLUSÕES DE RUTHERFORD:
• A maioria das partículas alfa () passava livremente através da placa de
ouro.
 O átomo é um imenso vazio.
 Eletrosfera (abriga elétrons) e núcleo (abriga prótons e nêutrons);
• Poucas partículas alfa não atravessavam a lâmina de ouro.
 Núcleo pequeno e denso;
• Poucas partículas alfa passavam e sofriam desvios.
 Núcleo positivo.
10
QUÍMICA - 1º Ano
QUÍMICA - 3º ANO
Representação do modelo
atômico de Rutherford Sistema Solar

Evolução dos modelos atômicos
Leucipo e Demócrito John Dalton (1803)
Joseph J. Thomson
(1904)
Ernest Rutherford
(1911)
Niels Bohr (1913) 11
Imagem:
(a)Autor
desconhecido
/
United
States
Public
Domain,
(b)Agostino
Carracci
/
United
States
Public
Domain,
(c)Charles
Turner
/
Public
Domain,
(d)Autor
desconhecido
/
United
States
public
domain,
(e)AB
Lagrelius
&
Westphal
/
Public
Domain,
(f)Nobel
foundation
/
Public
Domain
QUÍMICA - 1º Ano
QUÍMICA - 3º ANO

Luminescência
Um processo de luminescência ocorre quando
fornecemos energia a alguma molécula;
Se a energia fornecida for luminosa, teremos uma
fluorescência ou uma fosforescência;
Fluorescência  A substância emitirá luz enquanto
estiver sendo iluminada;
• Não brilhará no escuro.
Fosforescência  A substância irradiada continuará
emitindo luz mesmo após cessada a iluminação;
• Brilhará no escuro.
12
QUÍMICA - 1º Ano
QUÍMICA - 3º ANO

Demonstrações:
Fluorescência x Fosforescência
As cédulas possuem fibras
coloridas...
... Que, com o auxílio de uma luz
ultravioleta (luz negra), brilham!
Ao submetermos escorpiões, esmaltes com cores vivas, controle remoto de TV
e adesivos infantis à luz negra, verificaremos o aparecimento de brilho.
13
Imagem:
Scott
Nazelrod
/
Public
Domain
Imagem: Kallemax / Public Domain
Imagem: Jonbeebe / GNU Free Documentation License
QUÍMICA - 1º Ano
QUÍMICA - 3º ANO

• Modelo de Bohr
• Os elétrons estão em órbitas circulares, ao redor de um núcleo
central, sem absorver nem emitir energia espontaneamente;
• O átomo possui um número limitado de órbitas, níveis ou
camadas eletrônicas, que varia de um elemento químico para
outro;
• Cada uma dessas órbitas é múltiplo inteiro do quantum
(E = h.ν), possui uma quantidade fixa de energia:
• Daí o termo Energia Quantizada.
E = energia
h = constante de Planck
c = velocidade da luz
 = frequência
 = comprimento de onda
14
QUÍMICA - 1º Ano
1.2. Teorias atômicas modernas: modelo de níveis de energia (1913)
QUÍMICA - 3º ANO

Estudava espectros de emissão do gás hidrogênio. O gás hidrogênio
aprisionado numa ampola submetida a alta diferença de potencial emitia
luz vermelha.
Modelo Atômico de Bohr
Niels Bohr (1885-1962)
Ao passar por um prisma, essa luz se subdividia em diferentes comprimentos de
onda e frequência, caracterizando um ESPECTRO LUMINOSO DESCONTÍNUO.
Imagem:
AB
Lagrelius
&
Westphal
/
domínio
público.
Imagem:
Kalki
/
domínio
público.
espectro
espectro
lâmpada
Tubo contendo
hidrogênio
QUÍMICA - 3º ANO

Transições Eletrônicas - Absorção
• Ao absorver um quantum de energia, o elétron “salta” para um nível mais energético (2);
 Ocorre a excitação eletrônica;
16
QUÍMICA - 1º Ano
Imagem: SEE-PE, redesenhado
a partir de ilustração de Autor
Desconhecido.

• No estado excitado, o elétron é instável;
• Ao retornar ao nível fundamental, emitirá um quantum de energia na forma de luz:
Transições Eletrônicas - Emissão
17
Imagem: SEE-PE, redesenhado a
partir de ilustração de Autor
Desconhecido.

Postulados de Bohr:
1. A ELETROSFERA está dividida em CAMADAS ou NÍVEIS DE
ENERGIA (K, L, M, N, O, P e Q), e os elétrons nessas
camadas, apresentam energia constante.
2. Em sua camada de origem (camada estacionária), a energia é
constante, mas o elétron pode saltar para uma camada mais
externa, sendo que, para tal, é necessário que ele ganhe
energia externa.
3. Um elétron que saltou para uma camada de maior
energia fica instável e tende a voltar a sua camada de
origem. Nesta volta, ele devolve a mesma quantidade
de energia que havia ganhado para o salto e emite um
FÓTON DE LUZ.
Imagem:
Hinkel
/
GNU
Free
Documentation
License.
Imagem:
Pilaf
/
GNU
Free
Documentation
License.
Aumentar a energia
das orbitais
Um fóton é emitido com energia E = hf
QUÍMICA - 3º ANO

• Os saltos eletrônicos de qualquer nível mais externo para o “nível L” correspondem a
radiações visíveis do espectro eletromagnético, que vão do vermelho ao violeta.
Os espectros dos elementos químicos são descontínuos.
19
Imagem: Horst Frank / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported
QUÍMICA - 3º ANO
Observe que a parte visível do espectro é a menor faixa.

Em 1932, James Chadwick descobriu a partícula do núcleo atômico responsável pela sua
ESTABILIDADE, que passou a ser conhecida por NÊUTRON, devido ao fato de não ter carga
elétrica. Por essa descoberta ganhou o Prêmio Nobel de Física em 1935.
James Chadwick (1891 - 1974)
A descoberta do Nêutron
Imagem:
Shizhao
/
GNU
Free
Documentation
License.
Partículas do átomo
Os prótons têm carga elétrica
positiva, os elétrons carga
negativa e os nêutrons
não têm carga nenhuma.
Nêutrons
Prótons
Elétrons
Núcleo
Imagem:
Fotografia
de
Bortzells
Esselte/
Disponibilizado
por
Carcharoth
/
domínio
público.
1.2. Teorias atômicas modernas: A descoberta do Nêutron (1932)
QUÍMICA - 3º ANO

A. J. W. Sommerfeld (1868 — 1951)
Modelo Atômico de Sommerfeld (1916)
Descobriu que os níveis energéticos são compostos por
SUBNÍVEIS DE ENERGIA (s, p, d, f) e que os elétrons
percorrem ÓRBITAS ELÍPTICAS na eletrosfera, ao
invés de circulares.
Imagem:
desconhecido
/
domínio
público.
Imagem:
Pieter
Kuiper
/
domínio
público.
1.2. Teorias atômicas modernas: Modelo Atômico de Sommerfeld (1916)
QUÍMICA - 3º ANO

Diagrama de Linus Pauling Linus Pauling (1901 — 1994)
Linus Pauling criou um diagrama para auxiliar na
distribuição dos elétrons pelos subníveis da
eletrosfera.
Subnível Número máximo
de elétrons
s 2
p 6
d 10
f 14
Neste caso, o “3” representa o NÍVEL ENERGÉTICO (CAMADA ELETRÔNICA). O “s” representa
o SUBNÍVEL ENERGÉTICO. O “2” representa o NÚMERO DE ELÉTRONS na camada.
O que representa cada número desse?
Por exemplo: 3s²
Imagem:
Nobel
Foundation
/
domínio
público.
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
4f
5f
6
10
14
2
6
10
14
2
6
10
2
6
10
2
6
2
6
2
2
7p
6d
5f
7s
6p
5d
4f
6s
5p
4d
5s
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s
1s
QUÍMICA - 3º ANO

Determine a distribuição eletrônica do elemento químico Cloro (Cl)
𝒛 = 𝟏𝟕 → 𝟏𝒔𝟐
𝟐𝒔𝟐
𝟐𝒑𝟔
𝟑𝒔𝟐
𝟑𝒑𝟓
Exemplo de aplicação:
Como o Cloro possui número atômico z = 17, o número de prótons também é p = 17.
E como ele está neutro, o número de elétrons vale e = 17.
Fazendo a distribuição pelo diagrama de Linus Pauling, temos:
Cl
17
O último termo representa a CAMADA DE VALÊNCIA
(NÍVEL MAIS ENERGÉTICO DO ÁTOMO). Neste
caso, a 3ª Camada (camada M) é a mais energética.
QUÍMICA - 3º ANO

Louis de Broglie - DUALIDADE DA MATÉRIA: Toda e qualquer massa pode
se comportar como onda.
Louis de Broglie (1892 — 1987)
Schrödinger – ORBITAIS: Desenvolve o "MODELO QUÂNTICO DO ÁTOMO" ou
"MODELO PROBABILÍSTICO", colocando uma equação matemática (EQUAÇÃO DE
ONDA) para o cálculo da probabilidade de encontrar um elétron girando em uma
região do espaço denominada "ORBITAL ATÔMICO".
Erwin Schrödinger (1887 — 1961)
Heisenberg - PRINCÍPIO DA INCERTEZA: É impossível determinar ao
mesmo tempo a posição e a velocidade do elétron. Se determinarmos
sua posição, não saberemos a medida da sua velocidade e vice-versa.
Werner Heisenberg (1901-1976)
Modelo Atômico Atual
Imagem:
desconhecido
/
domínio
público.
Imagem:
Dilerius
/
domínio
público.
magem:
desconhecido
/
domínio
úblico.
1.2. Teorias atômicas modernas: Modelo Atômico atual
QUÍMICA - 3º ANO

Contribuições ao Modelo Atual
25
Arnold Sommerfeld
(1868-1951)
Louis-Victor-Pierre-
Raymond, duque de
Broglie
(1892-1987)
Werner Heisenberg
(1901-1976)
Erwin Rudolf Josef
Alexander
Schrödinger
(1887-1961)
Imagem: Autor desconhecido / United States Public Domain Imagem: Autor desconhecido / United States Public Domain
Imagem: Autor desconhecido / United States Public Domain Imagem: Nobel foundation / Public Domain
1.2. Teorias atômicas modernas: Modelo Atômico atual
QUÍMICA - 3º ANO

Próton Nêutron Elétron
Número de prótons: ________
Nome do elemento: ___________
5
BORO
4
BERÍLIO
2
HÉLIO
Os diferentes tipos de átomos
(elementos químicos)
são identificados pela quantidade de prótons
(P) que possuem
Esta quantidade de prótons recebe
o nome de
NÚMERO ATÔMICO
e é representado pela letra “ Z ”
Identificando o átomo
Ao conjunto de átomos com o mesmo número
atômico, damos o nome de ELEMENTO QUÍMICO.
1.3. Estrutura atômica básica
QUÍMICA - 3º ANO

Número de Massa (A)
É a SOMA do número de PRÓTONS (p), ou
NÚMERO ATÔMICO (z), e o número de
NÊUTRONS (n).
𝐴 = 𝑝 + 𝑛 𝐴 = 𝑧 + 𝑛
ou
Próton
Nêutron
Elétron
A Massa atômica está praticamente toda concentrada no
núcleo, visto que a massa do elétron é desprezível se
comparada com a do próton ou a do nêutron.
No nosso exemplo, temos:
p = 4 e n = 5. Então:
𝐴 = 𝑝 + 𝑛 ⇒ 𝐴 = 4 + 5
Logo: 𝐴 = 9
QUÍMICA - 3º ANO

X
Z
A
X
Z
A
ou
C
6
12
Cl
17
35
Representação de um Elemento Químico
De acordo com a IUPAC (União Internacional de
Química Pura e Aplicada), devemos indicar o número
atômico (Z) e o número de massa (A), junto ao símbolo
de um elemento químico ao representá-lo.
EXEMPLOS
NOME DO ELEMENTO Carbono Ferro Cloro
NÚMERO DE MASSA (A) 12 56 35
NÚMERO ATÔMICO (z) 6 26 17
NÚMERO DE PRÓTONS (p) 6 26 17
NÚMERO DE ELÉTRONS (e) 6 26 17
NÚMERO DE NÊUTRONS (n) 6 30 18
Fe
26
56
QUÍMICA - 3º ANO

Próton
+
Nêutron
0
Elétron
–
+
+
+
+
–
–
Be
4
8 2+ íon CÁTION –
PERDEU dois
elétrons – ficou
POSITIVO
–
–
+
+
+
+
+
++
+
–
–
–
–
–
–
–
–
íon ÂNION –
GANHOU dois
elétrons – ficou
NEGATIVO
Íons Elementos químicos que possuem números diferentes de prótons e elétrons,
perderam ou ganharam elétrons, gerando uma diferença de cargas.
O
8
16 2–
QUÍMICA - 3º ANO

Elementos ISÓTOPOS
Elementos químicos com os MESMOS NÚMEROS ATÔMICOS, porém com
NÚMEROS DE MASSA DIFERENTES (pois possuem diferentes números de
nêutrons).
NOME DO ELEMENTO Cloro Cloro
NÚMERO DE MASSA (A) 35 37
NÚMERO ATÔMICO (z) 17 17
NÚMERO DE PRÓTONS (p) 17 17
NÚMERO DE ELÉTRONS (e) 17 17
NÚMERO DE NÊUTRONS (n) 18 20
Cl
17
35
Cl
17
37
EXEMPLO
1.4. Isótopos, Isótonos e isóbaros
QUÍMICA - 3º ANO

Alguns isótopos recebem nomes diferentes entre si.
EXEMPLO
NOME DO ELEMENTO Hidrogênio 1 Hidrogênio 2 Hidrogênio 3
NOME ESPECIAL
MONOTÉRIO DEUTÉRIO TRITÉRIO
Hidrogênio leve Hidrogênio pesado Trítio
H
1
1
H
1
2
H
1
3
Dentre outros exemplos, podemos citar o Carbono (C) e o Fósforo (P).
QUÍMICA - 3º ANO

Elementos ISÓBAROS
Elementos químicos com os MESMOS NÚMEROS DE MASSA, porém com NÚMEROS ATÔMICOS
DIFERENTES.
NOME DO ELEMENTO Cálcio Potássio
Ca
20
40
K
19
40
EXEMPLO
QUÍMICA - 3º ANO

Elementos ISÓTONOS
Elementos químicos com os MESMOS NÚMEROS DE NÊUTRONS, porém com NÚMEROS ATÔMICOS e
NÚMEROS DE MASSA DIFERENTES.
NOME DO ELEMENTO Cálcio Potássio
Ca
20
40
K
19
39
EXEMPLO
QUÍMICA - 3º ANO

Átomos ISOELETRÔNICOS
Elementos químicos com os MESMOS NÚMEROS DE ELÉTRONS.
NOME DO ELEMENTO Sódio Oxigênio Neônio
EXEMPLO Ne
10
20
Na
11
23 +
O
8
16 2-
QUÍMICA - 3º ANO

Nome
Região do
átomo
Símbolo Carga (C)
Massa
relativa
ao próton
Massa (g)
Elétron Eletrosfera e -1,6x10-19 1/1840 9,11x10-28
Próton Núcleo p 1,6x10-19 1 1,67x10-24
Nêutron Núcleo n 0 1 1,67x10-24
Principais características das partículas elementares do
átomo
Próton Nêutron
1.836
elétrons
Próton
Nêutron
1.836
elétrons
QUÍMICA - 3º ANO

O átomo possui níveis ou camadas de
energia. Cada nível ou camada tem
uma quantidade máxima de elétrons
que pode conter.
Esses níveis possuem “compartimentos” chamados de subníveis, que também tem uma
capacidade máxima de elétrons.
Subnível s p d f
Número máximo de elétrons 2 6 10 14
Nível Camada Quantidade de
elétrons
1 K 2
2 L 8
3 M 18
4 N 32
5 O 32
6 P 18
7 Q 8
Ordem
crescente
de
energia
Tópico 2: Diagrama de energia/Distribuição eletrônica QUÍMICA - 3º ANO

Agora que sabemos o número máximo de elétrons em cada nível e subnível, podemos
completar a tabela:
Preenchimento
eletrônico
Nível Camada Quantidade
de elétrons
Subnível Preenchimento
eletrônico
1 K 2 s 1s2
2 L 8 s, p 2s2 2p6
3 M 18 s, p, d 3s2 3p6 3d10
4 N 32 s, p, d, f 4s2 4p6 4d104f14
5 O 32 s, p, d, f 5s2 5p6 5d105f14
6 P 18 s, p, d 6s2 6p6 6d10
7 Q 8 s, p 7s2 7p6
A distribuição eletrônica baseia-se no posicionamento dos elétrons na eletrosfera segundo
uma ordem crescente de energia. A ordem crescente de energia dos subníveis eletrônicos
é a seguinte:
s < p < d < f

Nem sempreo subnívelmais externoé aquele com maior quantidade de energia.
Por exemplo, apesar do subnível 4s ser mais
externo do que o subnível 3d, ele é menos
energético.

Realizar a distribuição
eletrônica tornou-se mais
simples com a elaboração
de um diagrama, chamado
diagrama de Linus Pauling,
e também conhecido como
princípio de aufbau.
Linus
Pauling
No diagrama, deve-se
seguir as linhas traçadas
e completar os níveis e
subníveis com o numero
de elétrons adequado.

nsx
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Ordem crescente de energia
Ao dizer que um elétron ocupa um nível de menor energia, expressa-se que ele encontra-se
em seu estado fundamental. Genericamente, temos:
Exemplos:
2He 1s2
17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
30Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
Camada ou nível de valência: é a camada
mais externa de um átomo, representada
pelo maior valor de n.

Número Quântico Principal (n):
Níveis de Energia Camada Número Máximo de Elétrons
1° K 2
2° L 8
18
32
32
18
3° M
4° N
5° O
6° P
8
7° Q
Indica o nível de energia do elétron no átomo. Entre os
átomos conhecidos em seus estados fundamentais, n varia
de 1 a 7. O número máximo de elétrons em cada nível é
dado por 2n2
.
Identifica o nível de
energia do elétron

Número Quântico Secundário ou Azimutal (l):
Subnível n° quântico (ℓ) Máximo de elétrons
s 0 2
p 1 6
d 2 10
f 3 14
Indica a energia do elétron no
subnível. Entre os átomos conhecidos
em seus estados fundamentais, l varia de
0 a 3 e esses subníveis são representados
pelas letras s, p, d, f, respectivamente. O
número máximo de elétrons em cada
subnível é dado por 2 (2 l + 1).
Identifica o subnível de
energia do elétron

Número Quântico Magnético (m):
Subnível ℓ Número de orbitais Valores de m
s 0 1 0
p 1 3 -1, 0 , +1
d 2 5 -2, -1, 0, +1, +2
f 3 7 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
O número quântico magnético especifica a orientação
permitida para uma nuvem eletrônica no espaço, sendo
que o número de orientações permitidas está
diretamente relacionado à forma da nuvem (designada
pelo valor de l).
Identifica o orbital
(orientação no espaço)
do elétron

Número Quântico Spin (s):
É comum a convenção:
↓ = +1/2 e ↑= -1/2.
1
2
1
2
+ -
O número quântico de spin indica a orientação do elétron ao
redor do seu próprio eixo. Como existem apenas dois sentidos
possíveis, esse número quântico assume apenas os valores -1/2
e +1/2.
Identifica o spin
(rotação do elétron)

Distribuição eletrônica em orbitais:
Junto ao principio de aufbau, na distribuição eletrônica em orbitais, será utilizado o princípio
de exclusão de Pauli e a regra de Hund.
Assim, a ordem de
entrada dos 6
elétrons num orbital
do tipo p será:
Princípio de exclusão de Pauli: um orbital
comporta no máximo dois elétrons, com spins
contrários.
Regra de Hund: em um mesmo subnível, de
início, todos os orbitais devem receber seu
primeiro elétron, e só depois cada orbital irá
receber seu segundo elétron.

Os átomos podem perder ou ganhar elétrons. Essa perda ou
ganho acontece na última camada ou no último nível
energético, isto é, na camada ou nível de valência.
1s2 2s2 2p6 3s1
11Na
11Na+ 1s2 2s2 2p6
Cátion
Ânion
17Cl
17Cl -
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Distribuição eletrônica de íons:

Química, 1º Ano do Ensino Médio
Configuração Eletrônica em subníveis de energia
Configuração Eletrônica do 25Mn2+
2
1s 2
2s 2
6
3
2 s
p
2
6
4
3 s
p 5
3d

Configuração Eletrônica do 48Cd2+
2
1s 2
2s
2
6
3
2 s
p
2
6
4
3 s
p
2
6
10
5
4
3 s
p
d
10
4d

Configuração Eletrônica do 35Br-
2
1s 2
2s
2
6
3
2 s
p
5
10
4
3 p
d
2
6
4
3 s
p
6
4 p

1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7p
7s
Exemplo: O número de elétrons no subnível 4p do átomo de manganês (Z = 25) é igual a:
a) 2.
b) 5.
c) 1.
d) 4.
e) zero.
1s 2s 2p 3s 3p 4s
2 6
2 6 2
2
3d
5

Exemplo: O átomo 3x + 2 A 7x tem 38 nêutrons. O número de elétrons existente na camada de
valência desse átomo é:
a) 1.
b) 2.
c) 3.
d) 4.
e) 5.
3x + 2 A 7x
N = 38
A = Z + N
7x = 3x + 2 + 38
7x – 3x = 40
4x = 40
x =
40
4
x = 10
32 A 70
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s2
3d10 4p2
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7p
7s

Exemplo: Para o elemento ferro (Z = 26) a alternativa verdadeira que indica o conjunto de números
quânticos do último elétron é:
a) 4, 0, 0 e +1/2.
b) 4, 0, 0 e – 1/2.
c) 3, 2, – 2 e +1/2.
d) 3, 2, – 2 e – 1/2.
e) 4, 2, + 2 e + 1/2.
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2 6 2
2
2 6 6
n = 3
l = 2
m = – 2
s = + 1/2

Tópico 3: Tabela Periódica Moderna QUÍMICA - 3º ANO

Algumas tentativas de classificar os elementos químicos:
• 1829 - Tríades de Döbereiner
• 1862 - Parafuso Telúrico de De Chancourtois
• 1864 - Lei das Oitavas de Newlands

 Johann W. Dobereiner (1829)
(O Primeiro Modelo de Tabela Periódica)
• A massa atômica do elemento central da tríade era a média das
massas atômicas do primeiro e terceiro membro.
• Muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades.
• Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e
potássio formavam outra.
Cálcio Estrôncio Bário
40 88 >>> (40 + 137)/2 = 88,5 137
1817 - Lei das tríades de Döbereiner

Germain Henry Ivanovitch Hess (1849)
(O Segundo Modelo de Tabela Periódica)
• O cientista sueco publicou no seu manual Fundamentos da Química Pura uma
classificação de quatro grupos de elementos (não-metais) com propriedades químicas
semelhantes (tabela ao lado).
Iodo Telúrio Carbono Nitrogênio
Bromo Selênio Boro Fósforo
Cloro Enxofre Silício Arsênio
Flúor Oxigênio

 Alexander Beguyer de Chancourtoir (1862)
(O Terceiro Modelo de Tabela Periódica)
• O químico e geólogo francês propôs um sistema
denominado “parafuso telúrico.”
• colocou 16 elementos em ordem crescente de massa
atômica, de modo a posicionar os elementos com
propriedades semelhantes um por baixo do outro na
geratriz do cilindro.

 John A.R. Newlands (1864)
(O Quarto Modelo de Tabela Periódica)
• Sugeriu que os elementos, poderiam ser arranjados num
modelo periódico de oitavas, na ordem crescente de suas
massas atômicas.
• Colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos.
• A idéia de Newlands foi ridicularizada pela analogia com os
sete intervalos da escala musical.

 Dimitri Mendeleev e Lothar Meyer
Lothar Meyer
Dimitri Mendeleev
A base das modernas classificações periódicas surgiu em 1869, com dois trabalhos independentes,
mas bastante semelhantes, desenvolvidos pelo russo Dimitri Ivanovich Mendeleev e pelo alemão
Lothar Meyer.
Ambos dispuseram os elementos em colunas (verticais), em ordem crescente de pesos atômicos, de
modo que os elementos situados em uma mesma horizontal apresentassem propriedades
semelhantes. Quando necessário, deixaram espaços vazios, de tal forma que as linhas só contivessem
elementos de propriedades químicas semelhantes.
Embora o critério de construção das duas tabelas fosse o mesmo (ordem crescente dos pesos
atômicos), Meyer baseou-se principalmente nas propriedades físicas dos elementos, e Mendeleev,
nas propriedades químicas.

Foi proposta por Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907) que organizada os
elementos em linhas verticais, os grupos ou famílias.
Em 1869, enquanto escrevia seu livro
de química inorgânica, organizou os
elementos na forma da tabela periódica
atual.
 Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1869)

A tabela periódica de Mendeleyev.:
Os espaços marcados representam
elementos que Mendeleyev deduziu
existirem mas que ainda não haviam sido
descobertos àquela época.
 Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1869)

 Henry Moseley (1913)
• Descobriu que o número de prótons no núcleo de um
determinado átomo era sempre o mesmo.
• Moseley usou essa ideia para o número atômico de cada átomo.
• Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento
do número atômico, os problemas existentes na tabela de
Mendeleyev desapareceram.

Porém,em 1913, Moseley descobriu o número atômico Z e ficou determinado
que os elementos deveriam obedecer a uma ordem crescente de número atômico
e não de massa atômica.
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
MASSA ATÔMICA CRESCENTE

Com a descoberta de MOSELEY a tabela passou a ser organizada com a
disposição dos elementos em ordem crescente de número atômico e assim foi
enunciada a lei periódica dos elementos:
AS PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS SÃO FUNÇÕES
PERÍÓDICAS DE SEUS NÚMEROS ATÔMICOS
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
Ordem crescente de Z

 Glenn Seaborg (1951)
(A Tabela Periódica nos dias de hoje)
• A partir da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu
todos os elementos transurânicos (do número atômico 94 até
102).
• Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actnídeos
abaixo da série dos lantanídeos.
• Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel em química, pelo seu
trabalho.
• O elemento 106 tabela periódica é chamado seabórgio, em sua
homenagem.

 As modificações mais recentes da Tabela Periódica
“O sistema de numeração
dos grupos são
recomendados pela
União Internacional de
Química Pura e Aplicada
(IUPAC)”

 Períodos ou Séries
• São as filas horizontais da tabela
periódica.
• São em número de 7 e indicam o
número de níveis ou camadas
preenchidas com elétrons.
Períodos
*Lantanídeos
**Actinídeos

 Famílias ou Grupos
• São as colunas verticais da Tabela
Periódica.
• Em um Grupo ou Família
encontram-se elementos com
propriedades químicas
semelhantes.
• Para os Elementos
Representativos, o nº do Grupo
representa o nº de elétrons da
última camada (camada de
valência).
Grupos
*Lantanídeos
**Actinídeos
1
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
13 14 15
18
16 17

Família (ou grupo)
1º período (ou série)
Série dos
Lantanídeos
Série dos Actinídeos
Num grupo,(famílias),os elementos apresentam propriedades químicas semelhantes.
À medida que percorremos um período, as propriedades físicas variam regularmente, uniformemente.

1
2 13 14 15 16 17
18
Metais
Alcalinos
Metais
Alcalinos
Terrosos
GRUPO
DO
BORO
GRUPO
DO
CARBONO
GRUPO
DO
NITROGÊNIO
CALCOGÊNIOS
HALOGÊNIOS
GASES
NOBRES
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
ELEMENTOS
DE
TRANSIÇÃO
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
 Classificação por Famílias ou Grupos

• Elementos representativos: são os elementos que apresentam como subnível mais
energético os subníveis s ou p.
• Elementos de transição: são os elementos que apresentam como subnível mais energético
os subníveis d (transição externa) ou f (transição interna).
 Classificação em blocos

 Classificação em blocos

 Metais
- Eletropositivos
- Sólidos; exceto o Hg (25°C, 1atm);
- Brilho característico;
- Dúcteis (fios);
- Maleáveis (lâminas);
- São bons condutores de calor e eletricidade.

-Eletronegativos;
-Quebradiços;
-Opacos;
-Formam Compostos Covalentes (moleculares);
- São Péssimos Condutores de Calor e Eletricidade (exceção para o Carbono).
 Ametais

 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.

• Apresenta propriedades muito particulares e muito diferentes
em relação aos outros elementos.
• Tem apenas 1 elétron na camada K (sua única camada)
quando todos os outros elementos têm 2.
• O hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um
comportamento único.
 Hidrogênio

Química, 1ª Série
Organização da tabela periódica: Famílias ou grupos
B C N O F
Cl
Br
I
H
Fr
Eletronegatividade
É a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons (ametais).
Varia da esquerda para a direita e de baixo para cima, esta propriedade nos gases nobres é
tão baixa que é desconsiderada.
Tópico 4: Propriedades Periódicas QUÍMICA - 3º ANO

F
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Eletropositividade ou Caráter Metálico
É a capacidade que um átomo tem de perder elétrons (metais).
Varia da direita para a esquerda e de cima para baixo e também é desconsiderada nos gases
nobres.

He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
H
Fr
Potencial de Ionização
É a energia necessária para arrancar um elétron de um átomo, no estado gasoso,
transformando-o em um íon gasoso. Varia como a eletronegatividade e inclui os gases nobres.
A segunda ionização requer maior energia que a primeira e, assim, sucessivamente.

He
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Raio Atômico
É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo. Inclui os gases
nobres.

H
Fr
Eletroafinidade
É a energia liberada quando um átomo recebe um elétron (Afinidade Eletrônica). Varia
como o Potencial de Ionização. Não inclui os Gases Nobres.

É a razão entre a massa e o volume do elemento. Varia das extremidades para o centro e de
cima para baixo.
Densidade
Os Ir

He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
H
B C N O F
Cl
Br
I
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Resumo das propriedades
Eletronegatividade; Potencial de ionização;
Eletroafinidade.
Eletropositividade; Raio atômico

Cálculos Químicos
Livro 2 – Capítulo 2 – Pág.664
QUÍMICA - 3º ANO
84

•Grandezas, unidades e medições em química
•Massa atômica
•Massa molecular
•Constante de Avogadro
•Mol
•Massa molar
•Número de mols
Tópico 1: Massa dos átomos QUÍMICA - 3º ANO

As medições em
nosso cotidiano
As medições estão presentes a todo momento em nosso dia-a-dia ...
Velocidade (Km/h)
Comprimento (m)
Massa (g)
Tempo (s)
Volume (L)
Temperatura (°C)
... e nossas vidas seriam bem mais complicadas sem elas ...

Mas o que é
medir?
Comparar quantitativamente uma grandeza com uma unidade pré estabelecida
Pressão (mm Hg) Corrente elétrica (ampere)
Energia elétrica (kwh)
Dizer que alguma coisa pesa 5 kg equivale a
dizer que a sua massa é 5 vezes maior que a unidade
escolhida (kg) ou que será preciso 5 pesinhos de 1 kg cada para
contrabalancear o seu peso
Grandeza – tudo aquilo que pode ser medido
Unidade – é uma grandeza escolhida arbitrariamente como padrão

Mas qual a unidade
correta a se usar?
Depende do que irá ser medido, mas deve-se usar sempre uma unidade
compatível com o grau da grandeza que será medida
É adequado dizer que um elefante
pesa 12 milhões de miligramas?
Você quando vai a padaria, não pede 10-4 kg
e sim 100 g de mortadela?
É adequado dizer que 1 ano tem 3,1536 x 107 segundos?

GRANDEZAS
QUÍMICAS
São grandezas utilizadas pela química e estão relacionadas com massa,
volume, número de átomos, de moléculas, de íons e principalmente
quantidades expressas em mols
Principais grandezas químicas
•Massa atômica (MA)
•Massa molecular (MM)
•Constante de Avogadro (NA)
•Mol
•Massa molar (M)
•Número de mols (n)

Mas como medir a
massa atômica?
Para medir massa de um elefante usamos tonelada como unidade padrão
Para medir a massa de uma pessoa usamos kg
Para medir a massa de uma moeda usamos grama
Para medir a massa de um comprimido usamos miligrama
E para medir a massa de um átomo?
Os átomos são unidades muito pequenas para serem
medidos em uma balança convencional.
Para tanto existe o espectrômetro de massa, aparelho
utilizado para medir a massa de átomos e moléculas

Unidade de massa
atômica
O isótopo 12 do elemento carbono (12C) foi escolhido como padrão para a
medida da massa atômica
Unidade de massa atômica – corresponde a massa de 1/12 do
átomo de 12C
Ao 12C foi atribuída uma massa
de 12 unidades de massa atômica (u),
desta forma cada um dos 12 pedacinhos
equivale a 1u
A massa atômica do magnésio (Mg) é 24u,
ou seja, um átomo de Mg equivale a dois
átomos de 12C

MASSA
ATÔMICA
Massa atômica é a grandeza que expressa a massa do átomo e indica
quantas vezes sua massa é maior que 1u (unidade de massa atômica)
Ex: Quando dizemos que a massa atômica do 32S é igual a 32u significa que:
a massa de um átomo de S equivale a 32u, ou seja, é 32 vezes a massa de
1/12 do átomo de 12C
Dizemos que a massa de um átomo de :
4He é 4 vezes maior que a massa de 1/12 do átomo do átomo de 12C
19F é 19 vezes maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C
27Al é 27 vezes maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C

MAA = (A1 x %1) + (A2 X %2) + ... (An X %n)
100
A = massa atômica de cada isótopo
% = abundância de cada isótopo
Exemplo: Vamos calcular qual a massa atômica do elemento neônio
MANe = (20 x 90,92) + (21 X 0,26) + (22 X 8,82) =2017,9
100 100
MANe = 20,179 u
Devido à existência de
isótopos, a massa atômica
de um elemento deve ser
expressa pela média
ponderada das massas
atômicas de todos os seus
isótopos naturais
MASSA ATÔMICA DE
UM ELEMENTO

Vamos
praticar?
MACl = (35 x 75) + (37 X 25)
100
= 3550 MACl = 35,5 u
100
2 – Determine a massa atômica do elemento enxofre. Sabendo-se que o
mesmo ocorre ocorre sob a forma dos isótopos 32S (95% de abundância); 33S
(0,75% de abundância); 34S (4,21%) e 36S (0,02%).
MAS = (32 x 95) + (33 x 0,75) + (34 x 4,21) + (36 x 0,02)
100
MAS = 32,0861 u
= 3208, 61
100
1 – Sabendo-se que o cloro ocorre sob a forma dos isótopos 35Cl (75% de
abundância) e 37Cl (25% de abundância), determine a massa atômica desse
elemento

MASSA
MOLECULAR
Massa molecular – refere-se à soma das massas atômicas de todos os
átomos que constituem a molécula
Vamos calcular a massa molecular das substâncias abaixo?
Dados: H = 1u; O = 16u; S = 32u; C = 12u; Cl = 35,5 u; Br = 80u; Si = 28u; Na = 23u.
H2O
H =2 x 1u
O = 1 x 16u
H2SO4
H = 2 x 1u
S = 1 x 32u
O = 4 x 16u
Cl2
Cl = 2 x 35,5u
MMCl2 = 71u
H2O
MM = 18u MMHCl = 36,5u
HCl
H = 1 x 1u
Cl = 1 x 35,5u
SiO2
Si = 1 x 28u
O = 2 x 16u
SiO2
MM = 60u
MMH2SO4 = 98u
CO2
C = 1 x 12u
O = 2 x 16u
CO2
MM = 44u
C2H4O2
H = 4 x 1u
C = 2 x 12u
O = 2 x 16u
MMC2H4O2 = 60u
NaBr
Na = 1 x 23u
Br = 1 x 80u
NaBr
MM = 103 u
No caso de compostos iônicos, usa-se a expressão MASSA FÓRMULA

Contando os
átomos
E no caso da quantidade de átomos contido em um elemento, como contamos?
Como contar a quantidade de grãos de arroz existentes em um saco de 5 kg?
1º - contamos certa quantidade de grãos e pesamos
2º - estabelecemos uma relação entre a massa determinada e
a massa total contida no saco
3º - montamos uma regra de três
Vamos supor que 100 grãos de arroz pese 2g.
Usando a relação entre a massa e a quantidade de grãos
Temos que:
100 grãos -----------2 g
x ---------- 5000 g
X= 100 x 5000 = 250.000 grãos ou 2.5 X 105 grãos
2

Constante de Avogadro = 6,02 X 1023
CONSTANTE
DE
AVOGADRO
Essa relação foi observada pelo cientista Amedeo Avogadro e no século XX o
valor de N foi determinado e ficou conhecido como constante de Avogadro
Dizemos então que existem:
6,02 x 1023 átomos de S em 32g de S
6,02 x 1023 átomos de Hg em 201g de Hg
6,02 x 1023 átomos de Pb em 207g de Pb
6,02 x 1023 átomos de Cu em 64g de Cu
6,02 x 1023 átomos de C em 12g de C
S
Hg
Pb
Cu
C
As massas atômicas de
todos os elementos,
quando expressas em
gramas, contêm o
mesmo número de
átomos

A constante de Avogadro é também aplicável às moléculas, de forma que as
massas moleculares de todas as substâncias moleculares, quando expressas em
gramas, contêm o mesmo número de moléculas
6,02 x 1023 moléculas de H2SO4 em 98g de H2SO4
6,02 x 1023 moléculas de H2O em 18g de H2O
6,02 x 1023 moléculas de CO2 em 44g de CO2 6,02
x 1023 moléculas de C3H6O em 58g de C3H6O
6,02 x 1023 moléculas de Cl2 em 71g de Cl2
CONSTANTE
DE
AVOGADRO

A constante de Avogadro é também aplicável aos íons, de forma que as
massas fórmula de todos os compostos iônicos, quando expressas em
gramas, contêm o mesmo número de íons
6,02 x 1023 íons de NaCl em 58g de NaCl
6,02 x 1023 íons de CaCO3 em 100g deCaCO3
6,02 x 1023 íons de FeSO4
. 7H2O em 278g de FeSO4 . 7H2O
6,02 x 1023 íons de Na2O2 em 78g deNa2O2
NaCl
58 g
CaCO3
100 g
FeSO4
. 7H2O
278g
Na2O2
78 g
CONSTANTE
DE
AVOGADRO

MOL é a unidade de
medida que expressa a
quantidade dematéria
Assim como uma dúzia refere-se a 12 unidades, o MOL refere-se a
6,02 x 1023 partículas (átomos, moléculas, íons, etc.)
1 dúzia = 12 unidades
de alguma coisa 1 mol = 6,02 x 1023 partículas
1 mol de C12H22O11 = 180g = 6,02 x 1023 moléculas de C12H22O11
CONSTANTE
DE
AVOGADRO

MOL
6,02 x 10 23 partículas
Grandeza que indica uma
determinada quantidade de matéria
1 mol é a quantidade
de matéria que contém

MOL = 6,02 x 1023 partículas quaisquer
1 mol de laranjas = 6,02 x 1023 laranjas
1 mol de moedas = 6,02 x 1023 moedas
1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos
1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas
1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons
1 mol de elétrons = 6,02 x 1023 elétrons
Podemos então dizer que:
1 mol de Ca = 20 g = 6,02 x 1023 átomos
1 mol de H2SO4 = 98g = 6,02 x 1023 moléculas
1 mol de NaCl = 58, 5g = 6,02 x 1023 íons
MOL

1Sabendo-se 16g de CH4 equivale a 1 mol de CH4. Quantos mols
correspondem a 40g dessa substância?
1 mol de CH4 ----------------- 16g
x ----------------- 40 g
x = (1 x 40) ÷ 16
x= 2.5 mols de CH4
2Sabendo-se que 18g (1 mol) de H2O corresponde a 6,02 x 1023
moléculas. Quantas moléculas estão presentes em 36g de H2O
18g de H2O ----------------- 6,02 x 1023 moléculas
36g de H2O ----------------- x
x = (36 x 6,02 x 1023) ÷ 18
x= 1.204 x 1024 moléculas de H2O
VAMOS
PRATICAR:

MASSA MOLAR MASSA MOLAR é a massa que contêm 6,02 x 1023 partículas, ou seja,
é a massa referente a 1 mol de alguma coisa. Sua unidade é g/mol
MASSA MOLAR de um elemento = massa que contém 6,02 x 1023 átomos
Cálcio (Ca) MA = 40u
40g de Ca 6,02 x 1023 átomos de Ca
1 mol de átomos de Ca
contêm
equivale
a
pes
a
Massa molar do Ca = 40g/mol

MASSA MOLAR de uma substância = massa que contém 6,02 x1023 moléculas
Água (H2O) MM = 18u
18g de H2O 6,02 x 1023 moléculas
contêm
que equivale a
que pesa
1 mol de moléculas de H2O
Massa molar da H2O = 18g/mol
MASSA MOLAR de um composto iônico= massa que contém 6,02 x1023 íons
Cloreto de sódio (NaCl) M = 58.5 u
58,5 g de NaCl 6,02 x 1023 íons
1 mol de íons
contêm
que equivale
a
que
pesa
Massa molar do NaCl = 58,5 g/mol
MASSA MOLAR

Quantidade em
matéria ou
quantidade em
mols (n)
A quantidade de matéria de uma substância é expressa pelo número de mols
Número de mols = relação entre a massa (m) de uma amostra da substância e
sua massa molar (M)
Exemplo
Quantos mols de átomos correspondem a 280g de Fe?
(Dado: massa molar do = 56g/mol)
1 mol de átomos de Fe ----------------- 56g (massa da amostra)
n ----------------- 280g (massa molar)
n = (1 x 280) ÷ 56
n = 5 mols de átomos de Fe
Matematicamente podemos dizer que:
n = m
M
Onde:
m = massa da amostra da substância
M = massa molar da substância

1 mol de CO2 ----------------- 44g
x ----------------- 132g
x = (1 x132) ÷ 44
x= 3 mols de CO2
2- Determine a massa em gramas de:
a) 2 mols de N2 (MM =28)
1 mol de N2 ----------------- 28g
2 mols de N2 ----------------- x
x = (28 x 2) ÷ 1
x= 56 g de N2
CO2
C = 1 x 12g
O = 2 x 16g
MMCO2 =44g
b) 5 x 1022 moléculas de NH3 (MM = 17)
17g de NH3 ---------6,02 x 1023 moléculas
x ---------5,0 x 1022 moléculas
x = (17 . 5 x1022) ÷ 6,02 x 1023
x= 1,41 g de NH3
VAMOS
PRATICAR:

QUÍMICA, 2º Ano do Ensino Médio
Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
Tópico 2: Cálculo de fórmulas e leis ponderais QUÍMICA - 3º ANO
FÓRMULA MOLECULAR
A fórmula molecular apresenta os elementos e a quantidade de átomos de cada elemento
contidos numa molécula da substância.
Imagem: conformações da molécula de etano / Paginazero / Domínio Público.

Então, podemos definir fórmula molecular da seguinte forma:
É a fórmula que indica os elementos formadores de uma certa substância e o
número exato de átomos de cada elemento pertencente à molécula da
substância em questão.
(Etano)

Uma maneira para determinar esta fórmula pode ser feita a partir da
fórmula mínima calculada e posteriormente multiplicá-la por um valor
n, onde n é calculado com base na massa molecular da substância,
já que a relação anterior indica que n é igual ao quociente entre a massa
molecular e a massa da fórmula mínima.
CÁLCULO DA FÓRMULA
MOLECULAR A PARTIR DA MÍNIMA

Determinar a fórmula molecular do ácido ascórbico ( vitamina C), em que
sabemos que sua fórmula mínima é C3 H4 03 e sua massa molar é 176g. Mol-1
(Massas atômicas: H=1; C=12; O=16)
Imagem:
Fórmulas
de
ressonância
do
ácido
ascórbico
/
Laghi.l
/
GNU
Free
Documentation
License.

Cálculo da massa da fórmula mínima:
3 x 12 + 4 x 1 + 3 x 16 = 88
Cálculo da massa da fórmula molecular:
N= 176 = 2
88
Fórmula molecular = ( fórmula mínima) . N
Fórmula molecular = (C3 H4 O3 ) . 2 = C6 H8 O6

A partir das fórmulas mínimas, encontre a fórmula molecular das seguintes substâncias:
(Dadas as massa molares em g/mol: H=1; C=12; N=14; O= 16.)
a) Glicose: massa molar = 180 g/ mol. Fórmula mínima = CH2O
b) Acetileno: massa molar = 26 g/ mol. Fórmula mínima = CH
c) Benzeno: massa molar = 152 g/ mol. Fórmula mínima = CH
d) Ácido oxálico: massa molar = 90 g/ mol. Fórmula mínima = CHO2

Massa da fórmula mínima = 30
30 . n = 180
n = 180/30 ..... n= 6
Fórmula molecular:
C6 H12 O6
Imagem: Moradora passa por exame de taxa de glicose durante as
atividades do Dia Internacional da Mulher, no Parque da Cidade em
Brasília / Wilson Dias / Creative Commons - Atribuição 3.0 Brasil.

13 . n = 26
n = 26/13 ..... n= 2
Fórmula molecular:
C2 H2
Imagem: Chama de oxigênio e acetileno / Remux / Creative
Commons Atribuição-Partilha nos Termos da Mesma Licença 3.0
Unported.

13 . n = 78
n = 78/13 ..... n= 6
Fórmula molecular:
C6 H6
Você sabia que as principais
marcas de refrigerante light ou
diet cítrico terão que diminuir a
quantidade de benzeno nos
próximos anos, substância que pode
provocar câncer?
Imagem:
Refrigerantes
e
bebidas
não
alcoólicas
em
um
supermercado
/
Marlith
/
GNU
Free
Documentation
License.

45 . n = 90
n = 90/45 ..... n= 2
Fórmula molecular:
C2H2O4
Imagem: ácido oxálico - C2H2O4 = (COOH)2 / Ondřej Mangl / Domínio
Público.

Determinar a fórmula molecular do etano, sabendo-se que sua massa molar é
30g/mol, sendo 80% em massa de carbono e 20% em massa de hidrogênio.
(massas atômicas: H=1; C=12).
CÁLCULO DA FÓRMULA MOLECULAR A PARTIR
DA CENTESIMAL

Cálculo da fórmula mínima:
Composição
centesimal
Massa em
100g da
amostra
Quantidade de
matéria (mol)
Proporção
entre as
quantidades
de matéria
Fórmula
mínima
80% de C 80g 80 = 6,67
12
6,67 = 1
6.67
CH3
20% de H 20g 20 = 20,0
1
20,0 = 3
6,67
Cálculo da fórmula molecular:
1 x 12 x + 3 x 1 = 15
N = 30 = 2
15
= (CH3 ) . 2 = C2 H6
Carbono
Hidrogênio
CÁLCULO DA FÓRMULA MOLECULAR A PARTIR DA CENTESIMAL

• Os cálculos estequiométricos correspondem aos cálculos de massa e, em alguns casos, de
volume das substâncias envolvidas em uma reação química, que tomam base na proporção entre
os coeficientes estequiométricos da reação.
Imagem:
Representação
de
dois
átomos
de
oxigênio
se
fundindo
em
uma
molécula
de
O2
/
Kilohn
limahn
/
GNU
Free
Documentation
License
/
Tópico 3: Estequiometria QUÍMICA - 3º ANO
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

3ª)Utilizar uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema.
1ª)Escrever a equação química mencionada no problema
2ª)Balancear ou acertar os coeficientes da equação.
Regras fundamentais para resolver
problemas envolvendo cálculo
estequiométrico

Quantidade de matéria X quantidade de matéria
Qual a quantidade de matéria de álcool etílico, C2 H6 O (L), que deve reagir para fornecer 12 mol de gás
carbônico ( supondo reação de combustão completa) ?
1 C2 H6 O(L) + 3 O2(g) 2 CO2 (g) + 3 H2 O(v)
1 mol _____________________ 2 mol
x _____________________ 12 mol
X= 6 mol de C2 H6 O (L)
Imagem: Bomba de álcool combustível no
Brasil / Natecull / CreativeCommons
Attribution-Share Alike 2.0 Generic.
CÁLCULOS TEÓRICOS

Dada a reação de combustão do álcool etílico, feita sob temperatura de 300 K e pressão de 120 000 Pa,
calcule a quantidade de matéria de C2H6O (L),necessária para liberar 103,95 L de CO2 (g).
P1 . V1
T1
=
P2 . V2
T2
100 000 X 22,71
273,15
120 000 V2
300
=
V2 = 20,79 L Encontramos o volume ocupado por 1 mol de moléculas
sob pressão de 120 000Pa e 300K.
20,79 L/mol.
QUANTIDADE DE MATÉRIA versus VOLUME

Em que:
1 C2H6O (L) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O(v)
1 mol de C2H6O (L) 2 X 20,79 de CO2 (g)
X 103,95 L de CO2 (g)
X = 1 x 103,95 X = 2,5 mol de C2H6O (L)
2 x 20,79
QUANTIDADE DE MATÉRIA versus VOLUME

Tópico 4: Estudo dos gases QUÍMICA - 3º ANO
• Os gases são compostos extremamente importantes para a origem e
manutenção da vida na Terra, como mostra o caso do oxigênio que
respiramos.
• Por outro lado, eles também são responsáveis pela ameaça à existência
do planeta e da humanidade, o que pode ser visto na poluição
atmosférica e nas suas consequências, como o “efeito estufa” e o
aquecimento global.
• Além disso, os gases também são muito usados em processos
necessários do cotidiano, tais como no enchimento de pneus dos
automóveis, nos fogões para cozinhar comida e em reações nos
laboratórios e indústrias químicas. 130

131
A forma e o volume de um
gás dependem do
recipiente em que estiver
contido.
TEORIA CINÉTICA DOS GASES
ou
TEORIA DO GÁS IDEAL

Características gerais dos gases
132
Teoria do gás ideal
Comportamento dos
gases
Formados por
partículas afastadas
Movimento
constante
De forma veloz, livre
e desordenada
Obedecendo as Leis
do movimento de
Newton
Possui volume
insignificante
Igualmente
dimensionadas
Não possuem forças
intermoleculares
(atração e repulsão)
Apresentam colisões
elásticas (sem perda
de energia)

133
• O aumento da temperatura (T) faz com que
as partículas de gás movimentem-se com
maior velocidade (v), pois há aumento de
sua energia cinética média (Ecin)
𝑬𝒄𝒊𝒏 =
𝒎. 𝒗𝟐
𝟐
= 𝒌. 𝑻
A teoria dos gases ideais considera que:
Todos os gases possuem massa
Volume dos gases não é fixo

134
Gases
Reais
Gases
ideais
Possuem forças
intermoleculares
Volume do gás não é
variável (recipiente)
Colisões elásticas
Aumento de energia
cinética
Presença de interações
intermoleculares
Apresentam volume
(muito baixo)
Colisões inelásticas
Perda de energia
O comportamento
de um gás real se
aproxima do
comportamento de
um gás ideal quando
está em condições
de altas
temperaturas e
baixas pressões.

135
Diminuição da Pressão (Expansão)
Aumento da pressão (Compressão)
• Com o aumento da temperatura e/ou
diminuição da pressão, o gás dilata-se
(expande-se). Por outro lado, com um
abaixamento da temperatura e/ou aumento
da pressão, ele sofre contração.
• O gás pode se contrair ou se expandir de
acordo com a variação da pressão e da
temperatura.
• Os gases são perfeitamente miscíveis entre si
(grande difusibilidade).
• Toda mistura de gases é considerada uma
solução verdadeira (gasosa).

136
• O estado termodinâmico de um gás é
descrito em termos do volume, pressão e
temperatura.
• Essas grandezas são chamadas de variáveis
de estado dos gases porque elas influenciam
grandemente suas propriedades e
comportamento.

137
 VOLUME:  O gás não possui forma e volume definidos. O volume que um gás possui
é igual ao volume do recipiente ocupado por ele.
 O volume é dado pela multiplicação do comprimento pela altura e pela
largura de um corpo.
 A unidade de volume no SI é o metro cúbico (m3).

138
 PRESSÃO:  A pressão é definida como a razão entre a força exercida em uma
determinada área.
 A pressão que um gás exerce nas paredes do recipiente que o contém é
devido a inúmeras colisões entre as moléculas que o compõem e as
paredes do recipiente.
 Unidades de pressão:
 SI: 1 N/m2 = 1 Pa.
 atm: corresponde à pressão atmosférica ao nível do mar  1
atm = 10000 Pa.
 mmHg  unidade originada do experimento de Torricelli:

139
 PRESSÃO:
Uma coluna de 1 m cheia de
mercúrio (Hg) é emborcado
em um recipiente contendo
mercúrio.
Evangelista
Torricelli
(1608-1647)
Ao nível do mar a coluna
estaciona a uma altura de 760
mm, correspondente à pressão
atmosférica (1 atm = 760
mmHg). (1 torr = 1mmHg)
 A primeira pressão de um gás a ser determinada experimentalmente foi a
pressão do ar atmosférico (mistura de gases) em 1643 por Evangelista
Torricelli por meio de seu barômetro de mercúrio.

140
 TEMPERATURA:  Mede o estado de agitação das moléculas do corpo. Quanto
maior a velocidade delas, maior a temperatura.
 O aparelho usado para medir a temperatura é o termômetro.
 A unidade no SI é o Kelvin (k), também chamada de escala
absoluta. Porém, no Brasil, a mais usada é o graus Celsius (ºC)
e, em outros países, usa-se a escala Fahrenheit (°F).
 No estudo dos gases perfeitos a temperatura deve estar na
escala Kelvin onde:
TK = TºC + 273
 Outra escala termodinâmica muito usada principalmente nos
Estados Unidos é a escala Fahrenheit (°F) onde:
TºC = (TºF – 32)
1,8
A temperatura absoluta é diretamente proporcional à pressão.

• Transformação na qual sua temperatura é mantida constante
• Variação do volume com a pressão, a temperatura constante (Lei de Boyle-Mariotte).
V  1/P  PV = cte,
P1V1 = P2V2
Robert Boyle
(1627-1691)
Edme
Mariotte
(1620-1684)
Lei de Boyle-Mariotte ou lei da transformação isotérmica

“Sob temperatura constante, o volume ocupado por determinada massa gasosa é
inversamente proporcional a sua pressão”
Lei de Boyle-Mariotte ou lei da transformação isotérmica
V  1/P  PV = cte
P1V1 = P2V2

• Variação do volume com a temperatura, a pressão constante (Lei de Gay-Lussac).
Joseph Louis
Gay-Lussac
(1778-1850)
V  T  V/T = cte,
V1/T1 = V2/T2
Lei de Gay-Lussac ou lei da transformação isobárica

“Sob pressão constante, o volume ocupado por determinada massa gasosa é diretamente
proporcional a sua temperatura absoluta”
Lei de Gay-Lussac ou lei da transformação isobárica
V  T  V/T = cte
V1/T1 = V2/T2

• Variação da pressão com a temperatura, a volume constante (Lei de Charles).
Jaques
Alexandre
César Charles
(1746-1823)
P  T  P/T = cte,
P1/T1 = P2/T2
Lei de Charles ou lei da transformação isovolumétrica

2
2
1
1 .V
P
.V
P 
2
2
1
1
T
P
T
P

2
2
1
1
T
V
T
V

constante
T
.V
P
T
.V
P
2
2
2
1
1
1


É a junção das equações de Boyle-
Mariotte e Charles-Gay Lussac.
FÍSICA - 2º ano do Ensino Médio
Lei Geral dos Gases

Paul Emile Clapeyron
A Lei Geral dos Gases é válida para um gás, cuja massa é
constante.
O Físico francês Clapeyron estudou o comportamento de massas
diferentes e gases diferentes. Ele concluiu que a constante da Lei
Geral era proporcional ao número de moléculas do gás.
n.R
T
P.V

Onde n é o número de mols de
moléculas e R é uma constante válida
para todos os gases.
Por isso, R é denominada
Constante Universal dos Gases.
K
mol
J
R
K
mol
L
atm
R
.
31
,
8
ou
.
.
082
,
0 

Lei Geral dos Gases
Imagem: Benoît Paul Émile
Clapeyron por AAAAA / Public
Domain.

n.R.T
P.V 
R = 1,38 J/mol.K
Corresponde à energia média necessária para variar em 1K, a temperatura de 1 mol de
moléculas de um gás ideal.
P.V = energia contida em um gás
ATENÇÃO: As equações para estudo dos gases são válidas apenas para temperaturas absolutas. Portanto, você deve
trabalhar sempre com temperaturas na escala Kelvin.
Lei Geral dos Gases

01. O pneu de um automóvel foi regulado de forma a manter uma pressão interna de 21 libras-força por polegada
quadrada (lb/pol²), a uma temperatura de 14°C. Durante o movimento do automóvel, no entanto, a temperatura do pneu
elevou-se a 55°C. Determine a pressão interna correspondente, em lb/pol², desprezando a variação do volume do pneu.
Veja no texto que praticamente não
houve variação no volume, logo, trata-
se de uma TRANSFORMAÇÃO
ISOCÓRICA
2
2
1
1
T
P
T
P

Note também que, antes de usar a
equação, é preciso que as
temperaturas estejam na escala
Kelvin
K
328
273
55
T
287K
273
14
T
então
2
1






2
2
2
2
24
287
6888
287
21
.
328
P
21
.
328
P
.
287
328
P
287
21
pol
lb






Lei Geral dos Gases

Equação de Clapeyron
• A lei física dos gases, P.V/T = cte, é valida para uma massa fixa de
gás. E quando ocorre variação da massa, como achar os valores de P,
V e T?
• EQUAÇÃO DE CLAPEYRON
P V = n R T
n = número de mols de gás; n = m/M
R = constante universal dos gases
0,082 atm.L/mol.K e/ou 62,3 mmHg.L/mol.K
Benoit
Pierre Émile
Clapeyron
(1799-1864)

Equação de Clapeyron, d e M do gás
• É possível calcular a densidade do gás a partir da Equação de Clapeyron:
PV = nRT
como n=m/M,
• Para determinar a massa molar do gás, M
  

• HIPÓTESE DE AVOGADRO:
“Volumes iguais de gases quaisquer, quando medidos a mesma pressão
e temperatura, possuem o mesmo número de moléculas.”
Se o número de moléculas for 6 . 1023, temos:
• Volume Molar (VM)
• É o volume ocupado por um mol de qualquer gás, em
determinada pressão e temperatura.
• Nas CNTP, o VM é 22,4 L/mol
Amadeo
Avogadro
(1776-1856)

GRUPO ASSUNTO ALUNOS
01
Indústria de vidros e espelhos:
Reação química, temperatura,
equipamentos e aplicações
153
AVALIAÇÃO (AV1): Seminários QUÍMICA - 3º ANO

02
Indústria de produtos de limpeza:
Reações químicas, equipamentos,
temperatura, aplicações
Citar três exemplos de produtos de
limpeza (ex. álcool 70%, água sanitária e
detergente)
154

03
Fases de produção da vacina:
Síntese, testes de fases e aplicação
Citar três exemplos com equações
químicas
155

04
Indústria de Fármacos:
Reações químicas, equipamentos
industriais, temperaturas e aplicações
Citar três exemplos de fármacos
156

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Notas do Editor