aula01

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1ºAula
Introdução à química
Objetivos de aprendizagem
Ao término desta aula, vocês serão capazes de: 
compreender a função da química na Engenharia Ambiental/Sanitária;
conhecer a estrutura de um átomo, assim como a história da teoria atômica;
identificar as propriedades periódicas dos elementos químicos;
definir as propriedades da matéria e as características fundamentais das substâncias e soluções.
Caros(as) alunos(as)!
Na primeira aula, faremos uma abordagem introdutória à 
química, após retratar a importância desse estudo na engenharia 
Ambiental/Sanitária na seção 1. Na seção 2, trataremos da teoria 
atômica, nos aspectos relativos à história e as diferentes concepções 
sobre a estrutura atômica. Posteriormente, na seção 3, serão descritas 
as propriedades periódicas dos elementos químicos, como o raio 
atômico, volume atômico, afinidade eletrônica, entre outras. E por 
fim, na seção 4, serão demonstradas as propriedades da matéria e 
serão abordados os principais aspectos das substâncias e soluções. 
Dispondo assim de uma visão geral sobre os tópicos iniciais para o 
estudo da química ao longo da disciplina. 
Bons estudos!
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Química Geral e Experimental 6
1 – Qual a importância da química na Engenharia 
Ambiental/Sanitária?
2 – Teoria atômica
3 – Elementos químicos
4 – Propriedades da matéria
1 - Qual a importância da química na 
Engenharia Ambiental/Sanitária?
Muitos estudantes de engenharia acreditam que a 
disciplina de química ou grande parte da mesma não será 
em muitos processos ao longo da vida raramente não haverá 
alguma relação com a química, mesmo que seja mínima. A 
química está presente em tudo, desde as reações químicas 
que envolvem os processos industriais nas fábricas até a 
comunicação entre os seres vivos.
Veja na Tabela 1.1 algumas reações comuns que 
diretamente ou indiretamente ser relacionam com a engenharia 
Ambiental/Sanitária ou com o cotidiano de todos:
Tabela 1.1 – Algumas aplicações da química no cotidiano. 
Aplicação Reação
Química do
Músculo
Energia consumida ATP ADP + Pi
Ácido Láctico CH3COCOOH CH3CHCHCOOH
Química
Industrial
- Fe2O3 + 3CO
Combustão - 2C8H18 + 25O2 16 CO2 + 18H2O
Química
Atmosférica
Ozônio 3O2 2O3
Chuva ácida 5O3 + H2O H2SO4
Oxidação - 4Fe + 3O2 + 6H2O 4Fe (OH)3
Bioquímica
Fotossíntese 6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2
Remédio Paracetamol
(Paracetamolum) C8H9NO2
Fonte: Brady e Humiston (2011).
Vemos então que as aplicações da química são variadas, e 
estão presentes em todos os aspectos do cotidiano, envolvendo 
apenas em produtos perigosos como tóxicos e venenos, mas 
na realidade ela também está presente em verduras e frutas, 
como a utilização de agrotóxicos. De uma forma abrangente, 
a vida no nosso planeta não existiria.
O meio ambiente também se relaciona diretamente 
com a química visto que atualmente a poluição de rios, lagos 
Mas com o correto emprego dessa ciência é possível 
Seções de estudo
solucionar essa calamidade, por isso é fundamental os 
conhecerem, sobretudo a magnitude e a consequência dos 
produtos químicos empregados nas diversas atividades de 
processamento industrial, pois todos são responsáveis pela 
transformação do meio ambiente.
o desenvolvimento de soluções para problemas técnicos 
relacionados ao meio ambiente e outros. Logo, a química 
é mais uma área essencial da formação do engenheiro 
Ambiental/Sanitária, possibilitando o entendimento de 
todas as áreas envolvidas de uma forma generalizada, porém 
necessária. 
Outras aplicações do conhecimento básico da química e o 
gerenciamento da produção de resíduos químicos as indústrias 
como, farmoquímicas, indústrias de fermentação, alimentos 
e de derivados químicos da madeira. Visualiza-se assim a 
enorme aplicabilidade da química na engenharia Ambiental/
Sanitária, onde grande quantidade de empresas no mercado 
atual se concentram diretamente no desenvolvimento e 
emprego de produtos químicos, e para resolver os problemas 
relacionados às suas produções é necessário conhecer suas 
nuances relacionadas diretamente aos estudos que serão 
conduzidos a seguir.
2 - Teoria atômica
Histórico da teoria atômica:
Os estudos mais próximos da teoria atualmente 
desenvolvida são de John Dalton, no período anterior a 
construção do laboratório Cavendish. No período posterior, 
tem-se J. Thomson, J. H. Jeans, H. Nagaoka, Lorde Rayleight, 
G. A. Schott, E. Rutherford, J. W. Nicholson e Niels Bohr 
(MELZER; AIRES, 2015). 
Durante o século XX foi desenvolvido o modelo 
atômico base da teoria atômica moderna, onde dentre outras 
características, o átomo possui três partículas subatômicas 
fundamentais: os prótons (carregados positivamente), 
os elétrons (carregados negativamente) e os nêutrons 
(eletricamente neutros). 
A história da teoria atômica teve início com Demócrito 
fundamentais da matéria de partículas minúsculas, indivisíveis 
(ATKINS; JONES, 2012). Parte dessa teoria é correta, pois 
na realidade, os átomos são divisíveis. Contudo, a teoria 
atômica clássica surgiu com o cientista inglês John Dalton, 
durante 1803 e 1807. Assim foi proposto que uma porção de 
matéria é formada por uma enorme quantidade de átomos. 
Baseando-se essencialmente nas leis ponderais de Lavoisier e 
Proust foram formulados postulados:
1. Todos os elementos são compostos por pequenas 
partículas denominadas de átomos;
2. Em um elemento, os átomos são todos idênticos 
e possuem as mesmas propriedades, contudo, 
átomos de elementos diferentes possuem diferentes 
propriedades, além de serem distintos;
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3. Os átomos mantêm-se inalterados em reações 
químicas;
4. Nas reações químicas, os átomos formados são 
compostos, mantendo a mesma quantidade do 
início para cada elemento.
Hoje, há uma íntima relação entre a matéria e a eletricidade. 
Isso surgiu com o uso da eletrólise, isto é, a utilização da 
eletricidade para a realização de uma transformação química, 
quando William Nicholson e Anthony Carlisle realizaram a 
decomposição da água nos gases de hidrogênio e oxigênio. 
Posteriormente, em 1832, Faraday estabeleceu fatores para a 
quantidade de produto formado na eletrólise, conhecidos com 
eletricidade aplicada e do próprio produto (FELTRE, 2005). 
Conforme exposto por Russell e Sanioto (1982), 
em 1850, William Crookes foi quem realizou o primeiro 
experimento sugerindo a existência de partículas menores 
que os átomos. Neste foi descoberto que os gerados 
resultaram de colisões entre as partículas em movimento e 
as moléculas do gás em baixa concentração, sendo que estas 
partículas atingiram o ânodo em grande quantidade.
Em 1887, demonstrando que os raios catódicos são 
desviados ao passar entre placas de metais carregadas com 
cargas contrárias em um tubo de Crookes, o físico inglês 
J.J. Thomson provou que as partículas que constituem 
o raio catódico são formadas por cargas negativas. Por 
esta característica se repetir para diferentes materiais de 
cátodo, pode-se dizer que são partículas fundamentais, 
sendo denominadas de elétrons. Robert Millikan, em 1908, 
determinou a magnitude da carga no elétron, por meio do 
choque de elétrons com gotículas de óleo, pois acreditava que 
estas poderiam armazenar os elétrons, e com isso chegou ao 
valor de – 1,6 x 10 –19 da carga fundamental, e concluiu com 
seus experimentos que nada pode possuir uma carga menor 
que a carga fundamental (ATKINS; JONES, 2012). 
Em 1904 Thomson propôs o modelo conhecido como 
“pudim de ameixas”, caracterizando o átomo como uma 
esfera carregada positivamente contendo os elétrons que se 
moviam em círculos. Apesar do respaldo nas leis da mecânica 
e do eletromagnetismo, o modelo de Rutherford expôs seu 
erro (FELTRE, 2005). 
Em 1908, na Universidade de Manchester, Johanners 
Wilhelm Geiger e Ernest Marsdem realizaram o experimento 
conhecido como Geiger-Marsden, que se tratava de 
grande maioria das partículas atravessaram a folha, porém 
algumas outras foram ricocheteadas. Com folhas de outros 
peso atômico do material que constituía a folha mais partículasforam ricocheteadas (RUSSELL; SANIOTO, 1982).
Rutherford baseou-se no sistema planetário, sendo esta 
uma concepção inicial das camadas eletrônicas dispostas na 
Figura 1.1, o núcleo carregado positivamente era então muito 
pequeno e ao redor eram dispostos os elétrons em forma de 
esfera e de massa extremamente menor que a do núcleo. Com 
este modelo atômico, Rutherford determinou uma fórmula 
para o espalhamento das partículas bombardeadas na folha 
de ouro e para outros materiais, e estimou o raio do núcleo 
atômico (ATKINS; JONES, 2012). 
Figura 1.1 – Camadas eletrônicas.
Disponível em: . Acesso em: 20 jun. 2018.
Conforme mencionado por Atkins e Jones (2012), a 
teoria do eletromagnetismo tornou o modelo de Rutherford 
inválido, pois as cargas aceleradas continuamente em 
movimento espiral perderiam energia, e assim a matéria se 
desintegraria em uma fração de segundo. Esse problema foi 
solucionado em 1913 com o cientista dinamarquês Niels Bohr, 
propondo uma correção ao modelo de Rutherford, onde 
os elétrons realizavam movimentos em diferentes órbitas 
em torno do núcleo, veja a Figura 1.2. Logo, as diferentes 
órbitas circulares são as camadas eletrônicas que suportam 
determinadas quantidades de energia. 
Figura 1.2 – Modelo atômico de Rutherford-Bohr.
Disponível em: . Acesso em: 20 jun. 2018.
O próton foi descoberto por um experimento que 
bombardeava o gás nitrogênio com partículas alfa, detectando 
hidrogênios, foi considerado que advinham do nitrogênio, 
logo o próton que constitui o hidrogênio, também constitui 
o nitrogênio, assim trata-se de uma partícula elementar. 
explicar a massa de um átomo, então pressupôs a existência de 
outras subpartículas. Em 1932, James Chadwick (1891-1974) 
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Química Geral e Experimental 8
conseguiu detectar as partículas neutras (ATKINS; JONES, 
2012; MAHAN, 1995).
Estrutura atômica:
Estruturalmente, o átomo consiste fundamentalmente 
em prótons, elétrons e nêutrons. Sendo que os prótons 
e nêutrons possuem maior massa e formam um núcleo 
extremamente pequeno em relação aos orbitais onde 
localizam-se os elétrons. O núcleo concentra a maior parte 
da massa do átomo, sendo que a massa dos elétrons pode ser 
desprezada para a representação do número de massa.
Atualmente, as partículas subatômicas apresentam os 
seguintes valores descrito na Tabela 1.2: 
Tabela 1.2 – Valores de massa e carga das partículas 
subatômicas.
 
Partícula Massa () Carga ()
Próton 1,672621636 x 10 –27 1,602176487 x 10 –19
Nêutron 1,67492729 x 10 –27 0
Elétron 9,10938215 x 10 –31 1,602176487 x 10–19
Disponível em: . Acesso em: 20 jun. 2018.
A seguinte notação é adotada para a representação de 
átomos: 
Onde Z é o número atômico dado pelo número de 
prótons, A é o número de massa correspondendo à soma 
entre o número de prótons e o número de nêutrons e q é a 
carga do átomo quando se tratar de um íon, ou seja, quando 
estiver carregado positivamente ou negativamente.
à relação entre o número de massa (A), número atômico (Z) 
e número de nêutrons, tratam-se dos isótopos, isóbaros e 
isótonos. Os isótopos são os átomos de uma mesmo elemento 
químico que possuem o mesmo número atômico (Z), 
entretanto, diferentes números de massa (A), pois o número 
de nêutrons é diferente. Os isóbaros são átomos de elementos 
químicos diferentes que possuem o mesmo número de massa 
(A), contudo diferentes números atômicos (Z), logo para 
a soma de nêutrons e prótons serem iguais para ambos os 
átomos, o número de nêutrons também deve ser diferente. 
E os isótonos também são átomos de elementos químicos 
diferentes, mas o número de nêutrons é igual em ambos e os 
números atômicos (Z) e de massa (A) são diferentes.
Niels Bohr demonstrou que os elétrons de um gás 
absorvem energia da eletricidade em uma situação que esteja 
passando corrente através deste, depois retornam ao orbital 
anterior de energia para se estabilizar, liberando energia 
isto é, pode ser quantizada. No início do século XX, os físicos 
Max Planck e Albert Einstein demonstraram que as radiações 
eletromagnéticas comportavam-se como “pacotes de energia” 
denominados de fótons (MAHAN, 1995).
Figura 1.3 - Elétron em transição entre camadas.
Disponível em: . Acesso em: 20 jun. 2018.
Russell e Sanioto (1982) expôs que a energia em um 
fóton é proporcional à frequência da radiação, para a igualdade 
aplica-se a constante de Planck, veja: 
Efóton = 
Onde Efóton é a energia contida em um fóton, dada em 
Joule (J), é a constante de Planck de valor 6,63 x 10–34 e 
é a frequência da radiação em Hz. 
Para o cálculo da velocidade da luz, tem-se:
Onde c é a velocidade da luz em , é a sua frequência 
em Hz m. Portanto, a energia 
no fóton também pode ser calculada por:
Na transição de níveis de energia em um átomo de 
hidrogênio, Bohr empregou a seguinte equação para o cálculo 
da energia absorvida (ATKINS, JONES, 2012; RUSSELL; 
SANIOTO, 1982):
Onde o sinal negativo indica a absorção de energia, R é o 
raio atômico em m, Z é o número atômico e n = 6,02 x 1023 é 
o número de Avogrado.
O raio atômico é obtido por:
Em que A0 é uma constante denominada de Raio de 
Bohr.
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As equações acima são aplicáveis a qualquer átomo, mas 
com apenas um elétron. Não se aplicam a outros elementos 
com mais de um elétron, pois precisam ser consideradas as 
repulsões intereletrônicas nas transições eletrônicas e no 
cálculo do raio atômico.
Exemplo – comprimento de onda de uma radiação 
eletromagnética:
Uma radiação eletromagnética se desloca à velocidade da 
luz, 3 x 108 –1, com uma frequência de 4,32 x 1014 oscilações 
por segundo. Calcule o comprimento de onda da radiação em 
(DE OLIVEIRA; FERNANDES, 2006).
Solução
O comprimento de onda pode ser determinado por 
c é a velocidade da luz, é a velocidade da 
 substituindo 
c = 3 x 108 –1e = 4,32 x 1014 –1, opera-se: 
Nos lembremos que o exemplo exige o comprimento de 
onda na unidade (nanômetro), realizando a conversão, tem-
se:
Portanto, o comprimento de onda da radiação é de 694 
nm.
Exemplo – cálculo da quantidade de energia 
radiante:
Calcule a menor quantidade de energia radiante que um 
corpo pode emitir de luz azul cujo comprimento de onda é 470 
nm. Dados: n = 1, = 6,63 x 10–34 , c = 3,0 x 108 –1
azul 
= 470 nm = 4,70 x 10–7 m (DE OLIVEIRA; FERNANDES, 
2006).
Solução
Um de energia, n = 1, é a menor quantidade de 
energia radiante que um corpo é capaz de emitir ou absorver, 
o que é deduzido pela fórmula apresentada na forma Eazul = 
 = 6,63 x 10–34 , c = 3,0 x 108 –1
azul 
= 470 nm = 4,70 x 10–7 m, calcula-se:
Logo, a quantidade de energia radiante foi de 4,23 x 10–19 
J.
3 - Elementos químicos
Tabela Periódica:
Em 1869 Mendeleyev percebeu uma ordem entre os 
elementos químicos de acordo com as suas massas atômicas, 
tratava-se de uma ordem crescente, estabelecida pela natureza, 
assim os 63 elementos conhecidos foram agrupados de acordo 
com a semelhança entre as suas propriedades (TOLENTINO, 
et al., 1997). Foi criada então a tabela periódica. Em 1906, 
Mendeleyev recebeu o prêmio Nobel por esse trabalho.
1. Metais: são sólidos, exceto o mercúrio, bons 
condutores de energia, eletricidade ou calor, 
apresentam alta ductilidade e maleabilidade 
e possuem brilho metálico particularmente 
2. Ametais: embora os metais sejam a maioria dos 
elementos da tabela, os ametais são os que estão em 
maior quantidade na natureza, suas propriedades são 
contrárias as dos metais, não são bons condutores de 
energia, apresentam baixa maleabilidade e ductilidade 
e não possuem brilho que os caracterizem. 
3. Gases nobres: a principal característica desses 
elementos é serem encontradoslivres na natureza e 
possuírem estabilidade eletrônica, com 8 elétrons sua 
última camada eletrônica (último nível de energia). 
São no total 6 elementos, Hélio (He), Neônio (Ne), 
Argônio (Ar), Criptônio (Kr), Xenônio (Xe) e 
Radônio (Rn).
4. Hidrogênio: possui um comportamento químico 
único, por isso não se enquadra em nenhuma das 
A tabela periódica é organizada em períodos e grupos 
(ou famílias). Os períodos indicam a quantidade de níveis de 
energia que um elemento químico possui, são dispostos em 
linhas horizontais, observe a Figura 1.4 (TOLENTINO, 
Figura 1.4 – Períodos da tabela periódica.
Disponível em: . Acesso em: 20 jun. 2018.
Os grupos ou famílias são as colunas (Figura 1.5), 
indicam o número de elétrons da última camada eletrônica 
(TOLENTINO, ., 1997). O Boro, por exemplo, localiza-
se na coluna 3ª, logo a sua última camada eletrônica apresenta 3 
elétrons. As séries dos lantanídeos e os actinídeos posicionam-
se fora da tabela, no sexto e sétimo período, respectivamente.
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Química Geral e Experimental 10
Figura 1.5 – Grupos da tabela periódica.
 
Disponível em: . Acesso em: 20 jun. 2018. 
Os grupos apresentam a notação característica de suas 
propriedades, além da nomenclatura apresentada, assim 
o Grupo 1 (Família 1A) é dos metais alcalinos, o Grupo 2 
(Família 2 A) é dos metais alcalino-terrosos, o Grupo 3 à 12 
(Família B) é dos metais de transição, o Grupo 13 (Família 3A) 
é da família do Boro, o Grupo 14 (Família 4A) é da família do 
carbono, o Grupo 15 (Família 5A) é da família do nitrogênio, 
o Grupo 16 (Família 6A) é dos calcogênios, o Grupo 17 
(Família 7A) é dos halogênios, e o Grupo 18 (Família 0 ou 
8A) é dos gases nobres.
A distribuição dos elétrons é auxiliada pelo diagrama de 
Linus Pauling, representado na Figura 1.6, formado por sete 
níveis e quatro subníveis (s,p,d,f) (FELTRE, 2005). Conforme 
a distribuição, a ordem indicada pelas setas varia do nível de 
menor energia ao nível de maior energia (de 1s à 5f,6d,7p). 
Figura 1.6 – Diagrama de Linus Pauling.
Disponível em: . Acesso em: 20 jun. 2018.
Assim, determinando uma quantidade de elétrons, 
1.6. A quantidade de camadas eletrônicas abrangidas pela 
distribuição é a quantidade de níveis de energia que o átomo 
apresenta. Como visualiza-se na Figura 1.7, os subníveis 
podem ser associados a tabela periódica.
Figura 1.7 – Subníveis de energia dos elementos químicos.
Disponível em: . Acesso em: 20 jun. 2018.
Logo, dentre outras informações, o subnível de maior 
energia pode ser retirado da tabela, e a distribuição é facilitada 
pelo conhecimento da quantidade de elétrons na camada de 
valência do elemento.
Exemplo – distribuição eletrônica do rubídio:
Conforme o diagrama de Linus Pauling na Figura 
1.6, realize a distribuição eletrônica do rubídio, de número 
atômico .
Solução
Observe as indicações direcionais presentes na Figura 1.6 
para a transição entre níveis e subníveis de energia. Com isso, 
desenvolve-se:
Na camada de valência do rubídio há elétron e 
corresponde ao quinto nível de energia. 
Exemplo – distribuição eletrônica do cálcio:
Repita o procedimento anterior para a distribuição 
eletrônica do cálcio, de número atômico .
Solução 
Realizando o mesmo procedimento do exemplo anterior, 
obtém-se:
Assim, a camada de valência do cálcio corresponde ao 
quarto nível de energia, com elétrons.
Propriedades Periódicas:
As propriedades variam de acordo com a posição do 
elemento na tabela periódica. Os elementos são ordenados 
por ordem crescente de número atômico. Trata-se de uma 
enunciação da lei de Moseleyev, segundo a qual as propriedades 
físicas e químicas dos elementos variam de forma periódica 
conforme a ordem de seus números atômicos. As principais 
propriedades periódicas são o raio atômico, volume atômico, 
eletropositividade (BRADY , 2011).
O raio atômico é um parâmetro para o tamanho dos 
átomos, na vertical aumenta de cima para baixo na tabela 
periódica, e na horizontal aumenta da direita para a esquerda. 
Calculado por:
Onde é o raio atômico em (picômetros) ou é o 
–12 e é a distância internuclear também em .
O volume atômico corresponde ao volume ocupado 
por 1 do respectivo elemento químico no estado sólido, 
onde 1 = 6,02 x 1023 átomos. Na tabela periódica, na 
direção vertical, os valores aumentam de cima para baixo, e 
na horizontal, aumentam do centro para as extremidades. Seu 
cálculo é feito pela relação:
12
11
Onde é o volume atômico, m é a massa dos átomos 
em 1 e 
absoluta, é a relação entre a massa de uma substância e o 
volume ocupado pela mesma. Na tabela periódica, no sentido 
na direção horizontal, aumenta das extremidades ao centro. 
Obtida pela relação:
Onde é o volume ocupado 
pela mesma.
O ponto de fusão (PF) é a temperatura na qual o elemento 
ou composto entra em fusão, ou seja, a matéria passa do estado 
sólido para o estado líquido. Na tabela periódica, na direção 
vertical e no lado esquerdo, o PF aumenta de baixo para cima, 
na direção vertical e no lado direito, o PF aumenta de cima 
para baixo, e na direção horizontal os valores aumentam das 
extremidades para o centro. Para o ponto de ebulição (PE), os 
sentidos de aumento na tabela periódica ocorrem da mesma 
forma, porém, corresponde a temperatura na qual o elemento 
se transforma do estado líquido para o estado gasoso.
A energia de ionização (ou potencial de ionização) é a 
energia mínima necessária para retirar um elétron de um 
átomo com carga neutra, isto é, no estado fundamental. Com 
isso, o átomo neutro se torna um cátion. Na tabela periódica, 
na direção horizontal, a energia de ionização aumenta da 
esquerda para a direita, e na direção vertical aumenta de baixo 
para cima. O Flúor (F) e o Cloro (Cl) possuem a maior energia 
de ionização. 
da energia necessária para que um elétron seja recebido por 
um átomo, então trata-se da energia mínima envolvida na 
retirada de um elétron pelo ânion. Na tabela periódica, na 
direção horizontal, os valores crescem da esquerda para a 
direita, e na direção vertical aumentam de baixo para cima. A 
A eletronegatividade é a tendência que os elementos 
possuem em receber elétrons. Ocorre nas ligações covalentes 
(assunto pertencente a Aula 2), trata-se da propriedade 
periódica mais importante. Na tabela periódica, na direção 
vertical, aumenta de baixo para cima, e na direção horizontal 
aumenta da esquerda para a direita. Logo, analisando a tabela 
periódica, percebemos que o elemento mais eletronegativo é 
E a eletropositividade é a tendência que os átomos dos 
elementos possuem em perder elétrons, tornando um cátion. 
Na tabela periódica, na direção vertical, os valores aumentam 
de cima para baixo, e na direção horizontal aumentam da 
direita para a esquerda. Como será estudado na Aula 2, os 
metais apresentam maior tendência em perder elétrons, e com 
isso possuem maior propensão a oxidação, são os elementos 
com maior eletropositividade. O valor máximo apresentado 
pelo Frâncio (Fr).
Exemplo – raio atômico:
Estabeleça uma ordem crescente de raio atômico para os 
elementos (sódio), Rb (rubídio), K (potássio) e (césio). 
Solução
Na tabela periódica, as linhas horizontais são os períodos 
e as linhas verticais ou colunas são as famílias. Todos os 
elementos (sódio), Rb (rubídio), K (potássio) e (césio) 
estão na primeira família (1A). E os períodos são III, V, IV 
e VI, respectivamente. Veja então que todos os elementos 
pertencem a uma mesma família, apenas precisará ser avaliado 
os diferentes períodos para caracterizar os raios atômicos, 
quanto maior o período maior o raio atômico, sendo crescente 
tem-se:
Acima, a ordem crescente é expressa pelos símbolos de 
desigualdade. 
Exemplo – cálculo do volume atômico:Determine o volume atômico de (sódio), considerando 
que 1 igual a 23 g para o sódio, com densidade de 0,97 g/
cm3.
Solução
O volume atômico corresponde a razão entre a massa de 
1 , 23,0 g
Portanto, o volume atômico do sódio é de 23,71 cm3.
4 - Propriedades da matéria
Um conceito geral de matéria e frequentemente utilizado 
é que se trata de tudo o que possui massa e ocupa lugar no 
espaço. Fundamentalmente, em termos práticos é o que 
possui existência física real, é a essência na qual fundamenta-
se a ciência. 
permitem diferenciar uma matéria da outra, sendo estas 
divididas em físicas, químicas e organolépticas. Assim, as 
de modo particular, e pode-se dizer que as propriedades 
gerais caracterizam os materiais de um modo genérico. Temos 
assim a massa, inércia, peso, elasticidade, compressibilidade, 
extensão, divisibilidade e a impenetrabilidade como as 
propriedades gerais, e o ponto de fusão e de ebulição, 
propriedades magnéticas, maleabilidade, ductilidade, dureza 
2005; MAHAN, 1995).
Matéria, Massa, Inércia e Peso:
Como expresso anteriormente de forma breve, a massa é 
13
Química Geral e Experimental 12
a quantidade de matéria em um corpo, a inércia é a resistência 
do objeto a variação de seu estado de movimento ou repouso 
quando solicitado por esforços, e o peso é uma propriedade 
relacionada a massa de um objeto, assim é a força gravitacional 
que o atrai para o centro da Terra. 
Por exemplo, um balde cheio de chumbo tem mais 
matéria do que um balde cheio de água, isso porque o balde 
cheio de chumbo tem mais massa que o balde cheio de 
água. A inércia e a massa de um objeto estão diretamente 
relacionadas, por exemplo, se chutar um balde cheio de 
chumbo, e aplicar o mesmo chute no balde vazio, pois como 
sabemos conceitualmente, a inércia do balde cheio de chumbo 
é muito maior, logo sua resistência a alteração do estado de 
movimento também será, isso porque há mais matéria no 
mesmo (RUSSELL; SANIOTO, 1982; DOS SANTOS; 
DOMENECH, 2004).
A inercia é basicamente a enunciação da primeira lei de 
Newton: um objeto em movimento tende a continuar em 
movimento com a mesma velocidade e direção e um objeto em 
repouso tende a continuar em repouso. A comparação entre 
essas massas é chamada erroneamente de “pesagem” e é feita 
com o auxílio de balança, contudo, o objeto de comparação é 
oculto em seu interior (RADÉ; DOS SANTOS, 2005).
O peso de um objeto tem como variáveis a sua massa, a 
massa da Terra e a distância entre o centro de massa do objeto 
e da Terra, quanto menos distante do centro de massa da 
Terra, maior será o seu peso. Desse modo, um mesmo objeto 
possui menor peso na linha do equador do que nos polos 
norte ou sul, pois nesses locais a Terra possui uma forma 
mais achatada, o que diminui a distância entre os centros de 
massa. E de forma análoga, quanto mais alto um objeto está 
em relação ao nível do solo, menor o seu peso (RUSSELL; 
SANIOTO, 1982; RADÉ; DOS SANTOS, 2005).
Substâncias puras e misturas:
Como sabemos os átomos apenas possuem um tipo de 
elemento, porém, as moléculas podem ser constituídas por 
mais de um tipo de átomo. Nesse último caso, tem-se uma 
substância composta por mais de um elemento juntos, e dessa 
forma a substância é uma mistura. Se os átomos forem de 
apenas um elemento, a substância é chamada de pura. As 
misturas formam soluções chamadas de homogêneas ou 
heterogêneas.
 Desse modo, como o próprio termo indica, as 
água, o sal e o oxigênio. E a mistura consiste em duas ou mais 
Com isso, tem-se que a caracterização das substâncias pode 
demonstrar-se mais complexa do que aparentemente seria em 
casos mais simples como a mistura de água e sal. Por isso, 
nesse caso, realiza-se uma análise microscópica, por exemplo. 
 As propriedades como o ponto de congelamento e o 
ponto de ebulição são alteradas conforme a composição, assim 
na mistura de água e sal, essas propriedades serão variadas 
conforme a quantidade de água e de sal. Ao adicionar sal, por 
exemplo, o ponto de congelamento da mistura é diminuído. 
Exemplos análogos de misturas são o concreto, a madeira e o 
óleo de motor, por exemplo. 
Soluções: Homogêneas e Heterogêneas, e Tipos de 
Soluções:
As soluções são constituídas pelo soluto, trata-se da 
substância dissolvida, em menor quantidade, e pelo solvente 
que dissolve o soluto e consta em maior quantidade. Para a 
mistura de água e sal, o sal é o soluto e a água é o solvente. 
Como a água é capaz de dissolver muitas substâncias, é 
chamada de solvente universal. No caso de a mistura possuir 
igual quantidade de soluto e solvente, a determinação de 
qual dos componentes é soluto ou solvente irá depender 
(ATKINS; JONES, 2012). 
As fases são regiões distinguíveis de uma solução onde 
as propriedades são as mesmas, podem ser sólidas, líquidas 
ou gasosas. Na mistura de água e óleo, pode-se averiguar 
duas fases, uma de óleo e outra de água. Contudo, na mistura 
fase, logo a mistura é denominada monofásica. Como os 
gases se misturam, estes somente são considerados misturas 
monofásicas (BRADY et al., 2011).
As misturas são homogêneas ou heterogêneas. No 
primeiro caso há apenas uma fase, como a gasolina, o vinagre, 
entre diversas outras misturas comuns ou não no cotidiano. 
As soluções podem ser sólidas, líquidas ou gasosas, se tratam 
de misturas homogêneas. A composição de uma solução 
pode ser separada por meio de processos físicos. Mas a 
separação dos compostos exige o uso de reações químicas, 
esta situação apenas envolve transformações físicas, enquanto 
substâncias compostas advém de outras substâncias reagindo 
quimicamente. 
As propriedades de uma solução e de uma substância 
pura são variáveis, por exemplo, o ponto de ebulição da água 
pura é diferente do ponto de ebulição da água salgada em 
que aumenta gradualmente, quanto maior a quantidade de 
soluto, maior é o ponto de ebulição. As concentrações dos 
componentes no processo de mudança de estado também 
podem ser avaliadas, pois no caso da água salgada em ebulição, 
a evaporação da água propicia um aumento da concentração 
de sal.
De acordo com o exposto em Prolab (2014), os tipos de 
soluções químicas são:
1. Solução química sólida: é formada por solvente e 
sólido, uma das soluções desse tipo mais comuns 
no cotidiano são as ligas metálicas, como o bronze, 
originado pela mistura do cobre e estanho;
2. Soluções químicas líquidas: o solvente é líquido e o 
soluto é sólido, líquido ou gasoso. A solução sólido-
líquido é obtida quando se combina um sólido e um 
líquido, como na mistura entre água e sal. Na solução 
líquido-líquido tanto o soluto como o solvente são 
líquidos, como a solução aquosa de peróxido de 
hidrogênio, conhecida como água oxigenada. E 
a solução gás-líquido contém o soluto em gás e o 
solvente em líquido, um exemplo comum são os 
refrigerantes;
3. Solução química molecular: solutos moleculares 
misturados na água, gerando outro tipo de solução 
não condutora de eletricidade, como por exemplo, a 
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água com açúcar;
4. Solução química gasosa: é a mistura de gases, como 
o oxigênio, nitrogênio e entre outros gases que 
formam o ar;
5. Soluções químicas iônicas: são soluções boas 
condutoras de eletricidade, como o cloreto de 
hidrogênio na água (devido a reações entre os solutos 
moleculares e a água) e solutos iônicos na água. 
Retomando a aula
1 - Qual a importância da química na Engenharia 
Ambiental/Sanitária?
Então, sabendo que o engenheiro Ambiental/Sanitária 
percebe-se que a importância da química na área é 
grande devido à abrangência de áreas que o engenheiro 
Ambiental/Sanitária pode atuar. Onde, obviamente resolver 
problemas relacionados ao setor envolve o conhecimento 
de determinados tópicos da química. O mesmo ocorre, 
por exemplo, em indústrias farmoquímicas, indústrias de 
fermentação, alimentos e de derivados químicos da madeira.
2 - Teoria atômica
Aprendemos que a história da teoria atômica teve início 
pensou na existência de minúsculas partículas indivisíveis 
eeternas. Durante 1803 e 1807, o químico John Dalton 
formulou a teoria em que o átomo era uma esfera maciça. Em 
1850 William Crookes constatou a existência de partículas 
menores que os átomos. Em 1887, J.J. Thomson provou 
a existência de cargas negativas. Em 1908, Robert Millikan 
determinou o valor da carga fundamental como – 1,6 x 10–19 
C. Ainda em 1904, Thomson propôs o modelo sendo uma 
esfera com carga positiva e contendo movimento circular 
dos elétrons. Rutherford sugeriu o modelo com base em 
todo o sistema planetário. Então, Niels Bohr corrigiu esta 
teoria mencionando que os elétrons se moviam em diferentes 
órbitas em torno do núcleo. Com a descoberta dos prótons 
e nêutrons, obteve-se a teoria atômica onde os prótons e 
nêutrons concentram quase toda a massa do átomo e formam 
o núcleo. 
3 – Elementos químicos
Em 1869, Mendeleyev descobriu uma ordem crescente 
entre os elementos químicos com base em suas massas 
atômicas, os agrupando com base em propriedades 
semelhantes. Assim foi criada a tabela periódica. A organização 
da tabela é realizada por períodos (linhas horizontais) e grupos 
ou famílias (as colunas). A distribuição dos elétrons nos sete 
níveis de energia pode ser realizada pelo diagrama de Linus 
Pauling, onde há 4 subníveis de energia. A quantidade de 
camadas eletrônicas, o último subnível e a quantidade de 
elétrons na camada de valência são algumas das informações 
que podem ser obtidas pela tabela periódica. Quanto às 
propriedades periódicas, tem-se o raio atômico; o volume 
atômico, correspondendo o volume ocupado por 1 ; a 
a eletropositividade.
4 – Propriedades da matéria
Vimos que em termos gerais, a matéria é a existência 
física real. As propriedades da matéria podem ser gerais ou 
inércia, peso, elasticidade, compressibilidade, extensão, 
divisibilidade, impenetrabilidade, ponto de fusão, ponde 
maleabilidade, ductilidade, dureza e tenacidade. Como 
sabemos, as substâncias puras apresentam apenas um 
elemento em sua composição, enquanto que as misturas 
apresentam mais de um elemento juntos. Estudamos, por 
e existem diferentes tipos: solução química sólida; soluções 
químicas líquidas, subdividindo-se em solução sólido-líquido, 
líquido-líquido e gás-líquido; solução química molecular; 
solução química gasosa; e soluções químicas iônicas. 
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