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Prof. Dr. José Carlos Rodrigues AULA 2 – BASE DA TEORIA ATÔMICA Introdução Conceito História Classificação Definição Exemplos Parte Prática História Conceitos Classificação ÁTOMO MOLÉCULAS SIMPLES MOLÉCULAS COMPOSTAS Definições Exemplos Introdução Exercícios História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios 1) Todo o elemento químico é composto de pequenas partículas chamadas átomos. Todos os átomos de um mesmo elemento apresentam as mesmas propriedades. (1766 – 1844) 2) Átomos de diferentes elementos químicos têm propriedades químicas diferentes. Durante uma reação química, nenhum átomo de determinado elemento desaparece ou se transforma em um átomo de outro elemento. 3) Formam-se substâncias compostas quando se combinam átomos distintos de mais de um elemento. Em um dado composto químico, os números relativos de átomos dos seus elementos são definidos e constantes; podem expressar-se como inteiros ou frações simples. História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios Lei da Conservação de Massa: não há alteração detectável em massa numa reação química comum. – “Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma” postulado 1 Duas partes de uma equação: reagentes e produtos: 2H2 + O2 2H2O História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios Lavoisier foi guilhotinado a 8 de maio de 1794, após um julgamento sumário no dia anterior. Joseph-Louis de Lagrange, um importante matemático, contemporâneo de Lavoisier disse: “Não bastará um século para produzir uma cabeça igual à que se fez cair num segundo. História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios Lei das Proporções Definidas (Lei da Composição Constante): Na formação de um determinado composto, seus elementos constituintes combinam-se sempre na mesma proporção de massa, independente da origem ou modo de preparação do composto postulado 2 História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios Lei das Proporções Múltiplas: Se dois elementos formam mais de um composto, então as diferentes massas de um deles que se combinam com a mesma massa do outro guardam entre si uma razão de números inteiros simples postulado 3 Composto Átomos de oxigênio por átomos de outro elemento Gramas de oxigênio por grama de outro elemento Razão de números inteiros CO 1 1,33 CO2 2 2,66 2,66/1,33 = 2:1 SO2 2 1,00 SO3 3 1,50 1,50/1,00 = 3:2 Lei das proporções múltiplas aplicadas a óxidos de carbono e enxofre: História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios 1811 Introduziu o conceito de molécula. Hipótese de Avogadro: “dois volumes iguais de dois gases quaisquer contêm o mesmo número de moléculas, desde que a temperatura e pressão sejam as mesmas. Esta é a suposição de que o número de moléculas integrantes em qualquer gás é sempre o mesmo para volumes iguais ou é sempre proporcional ao volume”. A Hipótese de Avogadro e o conceito de molécula H2 + Cl2 2 HCl 2 H2 + O2 2 H2O (1776-1856) Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios (1776-1856) Avogadro propôs uma hipótese que sugeria a possibilidade de contar átomos e moléculas. Além de contribuir para o avanço da hipótese atômica. História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios Em 1845, aos 44 anos, enquanto lecionava Física, Química e Aritmética em uma escola secundária de Viena, Loschmidt resolveu um dos mais reputados e difíceis problemas da época. Tornou-se a primeira pessoa a usar a teoria cinética dos gases para obter um valor aceitável para o diâmetro de uma molécula. Nesta época a teoria cinética era totalmente hipotética. Em 1865 Loschmidit calculou o numero de molécula em 1 cm3 de um gás, valor conhecido na Alemanha , Áustria e nos países que compunham a antiga União Soviética , como Número de Loschmidt, e que foi “recalculado” por Perrin, em 1895, e denominado número de Avogadro. Físico e Químico Austríaco, era filho de um camponês pobre, graduou-se em 1845 pelo Politécnico, equivalente a um bacharelado em Física e Química atual , mas falhou na sua admissão a uma posição acadêmica. História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios James Clerk Maxwell, seguindo a orientação de Loschmidt, usa os resultados obtidos por este no estudo da difusão, para calcular o diâmetro molecular de vários gases. Loschmidt, graças a seus achados, ascende rapidamente à Universidade de Viena, onde se tornou professor em 1868. História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios Apesar de acreditarmos na existência de átomos a muitos anos, muitas das evidências são completamente indiretas. Entretanto, em 1980, versões do microscópio eletrônico de alta resolução foram desenvolvidos com suficiente resolução para mostrar a posição de átomos em certos sólidos. As imagens produzidas por meio destas técnicas oferecem uma base forte, quase direta, para se acreditar que os átomos são verdadeiros. A experiência, publicada no periódico Physical Review Letter. Autores : Noriaki Oyabu, Oscar Custance, Insook Yi, Yasuhiro Sugawara e Seizo Morita. Figura 1. Placa com Átomos de silício. História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios Em muitas substâncias, os átomos são agrupados ou reunidos em agregados de 2 átomos até número maiores, incontáveis. Tal agregado é chamado de molécula e o termo geralmente implica um número comparativamente pequeno de átomos. História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios 𝐻2𝑂 História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios Uma importante propriedade de um átomo é a sua massa. Expressa em gramas, a massa de um átomo de oxigênio é 2,7x10-23 g. “Indicar a massa de um átomo em gramas é como expressar a massa de uma pulga em toneladas.” História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios Definimos: a massa de 12C = exatamente 12 u. Abundância C natural: 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C 01 (uma) Unidade de Massa Atômica (u) é igual a 1/12 da Massa do Isótopo de Carbono mais Estável (CARBONO 12). História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios QUANTIDADE DE MATÉRIA uma das sete grandezas de base (fundamentais) do sistema SI unidade: MOL MOL a quantidade de matéria de uma sistema que possui tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 kg de carbono 12. Devem ser especificados: átomos, moléculas,elétrons, outras partículas ou agrupamentos especiais de tais partículas. QUAL É O NÚMERO DESTAS PARTÍCULAS? História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios Qualquer amostra de uma substância contém um número extremamente grande de entidades da qual a substância é feita a ela está associada a uma quantidade de matéria. O número de entidades elementares é uma propriedade intrínseca da amostra. Para qualquer amostra de uma substância, seu número de entidades (N) é diretamente proporcional à sua quantidade de matéria (n) N n N = NA.n 𝑁𝐴 = Constante de Avogadro: 6,02214x1023 mol-1 História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios um mol de um sólido (NaCl) 58,5 gramas um mol de um gás (CO2) 44 gramas um mol de um líquido (H2O) 18 gramas História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios São numericamente iguais, mas a unidade da massa molar é g/mol. MA do 12C = 12 u 1 mol de 12C = 12g M do C = 12 g/mol Percebe-se que Massa Molar (M) é a constante de proporcionalidade que relaciona a massa (g) de uma substância com o seu mol. Percebe-se que Massa Molar (M) é a constante de proporcionalidade que relaciona a massa (g) de uma substância com o seu mol (mol). m 𝑔 = 27,0 𝑔 𝐴𝑙 1 𝑚𝑜𝑙 × 0,35 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑙𝑢𝑚í𝑛𝑖𝑜 → 𝑚 = 9,5𝑔 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 = 𝑀 × 𝑚𝑜𝑙 Variável 1 Variável 2 Constante Reposta: SIM!! Talvez uma forma mais conhecida dos alunos, que é: 𝑚 = 𝑀 × 𝑛 Variável 1 Variável 2 Constante Onde: • M = massa por mol da substância (𝑔 ∙ 𝑚𝑜𝑙−1) • 𝒏 = quantidade da substância em mols (mols) • 𝒎 = massa da substância expressa em gramas (g) História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios C3H8 O2 CO2 H2O Au NaOH H2 Ar HCl CuSO4.2H2O Qual é a MASSA MOLAR dos seguintes átomos / moléculas? 44 g.mol-1 32 g.mol-1 44 g.mol-1 18 g.mol-1 197 g.mol-1 40 g.mol-1 2 g.mol-1 40 g.mol-1 36,5 g.mol-1 195,5 g.mol-1 Mas, e quando temos Reações Químicas, o que acontece com os átomos? História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios História Conceitos Classificação Definições Exemplos Introdução Exercícios A equação química é uma representação de uma reação química. Ela apresenta: - os átomos que compõe os reagentes e produtos (e o estado físico em que se encontram) - a proporção estequiométrica em que se combinam e, consequentemente, a relação entre as massas molares envolvidas. ZnS (s) + 2 HCl(aq) ZnCl2 (s) + H2S (g) Coeficientes estequiométricos Massas Molares ZnS = 97,5 g.mol-1 HCl = 36,5 g.mol-1 ZnCl2 = 136,5 g.mol -1 H2S = 34 g.mol -1 ZnS (s) + 2 HCl(aq) ZnCl2 (s) + H2S (g) 97,5 g 73 g (2 x 36,5) 136,5 g 34 g 170,5 g 170,5 g Esta é a PROPORÇÃO em MASSA desta reação. Assim, o dobro da massa de ZnS (195,0 g) reagiria com o dobro da massa de HCl (146,0 g), formando o dobro de massa de cada produto. O mesmo raciocínio vale para a proporção em quantidade de matéria dos reagentes desta reação. ____C3H8(g) + _____ O2(g) _____CO2(g) + _____ H2O(g) ____B4H10(g) + _____ O2(g) ___ B2O3(g) + _____ H2O(g) ____ Na(s) + ____ H2O(l) ____ NaOH(aq) + ____ H2(g) ____ Al(s) + ____ HCl(aq) ____ AlCl3(aq) + ____ H2(g)
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