1 Webaula - Química aplicada a Engenharia - IURY SOUSA E SILVA - Novo Digital 20221 (1)

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Química aplicada à Engenharia
Webaula 1
Prof. Dr. Iury Sousa e Silva
Iury Sousa e Silva
Formação:
Engenheiro Mecânico
Engenheiro Químico
Especialista em Engenharia de Segurança do Trabalho
MBA em Gestão de Projetos
Especialista em Metodologia de Ensino EAD
Mestre em Engenharia Química – Modelagem e Simulação de processos
Doutor em Engenharia Química – Modelagem, Simulação e Viabilidade de plantas industriais
Experiências:
Engenheiro de Processos – M&G Fibras Brasil
Coordenador de Qualidade, Tecnologia e Desenvolvimento – Frevo Brasil
Analista de Meio Ambiente – SEMMA Paulista
Professor e coordenador de curso – UNINASSAU
Contatos:
E-mail: iury.silva@sereducacional.com
Instagram: @prof.iurysousa
Linkedin: Iury Sousa e Silva
• Manual de prática de Química Aplicada a Engenharia – Disponível no 
Ambiente Virtual (Aula prática) 
• Webconferência Prática – 07/04/2022 – 20:00
• Relatório da prática – 50% da nota
Informações
Unidade 1 - Estrutura eletrônica e tabela periódica
Unidade 2 - Ligações químicas e funções inorgânicas
Unidade 3 - Ligações químicas e funções inorgânicas
Unidade 4 - Cálculos em química: fórmulas e estequiometria
Organização da disciplina
Sugestão de livro
Aplicação da disciplina
MODELOS
ATÔMICOS
1 .MODELO GREGO (DEMÓCRITO ELEUCIPO);
Meados de 450 a.C.; tudo seria formado por pequenas partículas indivisíveis, que eles
denominaram de átomos. Essa palavra vem do grego a, que significa “não”, e tomo, “parte”, ou
seja, “sem partes” ou “indivisível”
2. MODELO DE JOHN DALTON (SÉCULOXVIII);
Em1808, John Dalton propôs a teoria do modelo atômico, onde o átomo é uma minúscula
esfera maciça, impenetrável, indestrutível, indivisível e sem cargas elétricas. Todos os átomos
de um mesmo elemento químico são idênticos. Seu modelo atômico foi chamado de modelo
atômico da bola debilhar.
MODELOS ATÔMICOS
2. MODELO DE JOHN DALTON: 
a) Os átomos são esféricos, maciços, indivisíveis eindestrutíveis;
b) Os átomos de elementos diferentes tem massasdiferentes;
c) Os diferentes átomos se combinam em várias proporções, formando novassubstâncias;
d) Os átomos não são criados nem destruídos, apenas produzem novas substâncias com 
diferentes combinações.
MODELOS ATÔMICOS
3. MODELO DE JOSEPH JONHTHOMSON
Em 1898, J. J. THOMSON sugeriu a seguinte teoria:
✓ O átomo era formado por uma massa esférica, que possuía carga elétricapositiva.
✓ Essa massa possuía cargas elétricas negativas incrustadas (os elétrons), semelhantemente às 
passas em um pudim.
✓ A carga total do átomo era nula, de modo a haver neutralidade damatéria.
MODELOS
ATÔMICOS
4. MODELO DERUTHERFORD:
MODELOS
ATÔMICOS
4. MODELO DERUTHERFORD:
Rutherford fez as seguintes observações:
1ª A maioria das partículas atravessava a lâmina de ouro sem sofrer desvio. 
2ª Algumas poucas partículas α eram desviadas de suatrajetória.
3ª Outras partículas α, em menor quantidade, eram rebatidase retornavam.
MODELOS ATÔMICOS
4. MODELO DERUTHERFORD:
Em 1911, Rutherford apresentou ao mundo o seu modelo atômico (“átomo
nucleado”), concluindo que o átomo possui um grande espaço vazio, onde
estão os elétrons (eletrosfera), e um núcleo, que possui carga elétrica
positiva e onde se acha concentrada a massa do átomo.
Muitos cientistas da época sentiram-se impelidos a acreditar que o átomo
se assemelhava a um sistema solar, em que o núcleo se assemelharia ao Sol
e os elétrons aos planetas. Essa ideia ficou conhecida como “modelo
planetário” ou “modelo atômico clássico”.
MODELOS ATÔMICOS
5. MODELO DE BOHR
• Rutherford supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma forma que os
planetas orbitam em torno do sol.
• Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma trajetória circular deve
perder energia.
• Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de Rutherford.
• Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu que os
elétrons estavam confinados em estados específicos de energia. Esses foram
denominados órbitas.
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ
Postulados Mecânicos
•O elétron descreve órbitas circulares em torno do núcleo 
sem absorver ou emitir energia espontaneamente.
•Somente são possíveis certas órbitas com energias fixas 
(energias quantizadas).
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ
MECÂNICA QUÂNTICA E ORBITAIS ATÔMICOS
Na mecânica quântica, a equação de Schrödinger é uma equação 
diferencial parcial que descreve como o estado quântico de um sistema
físico com o tempo. Foi formulada no final de 1925, e publicado em 
1926, pelo físico austríaco Erwin Schrödinger.
• Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as 
energias para as funções de onda.
• Chamamos as funções de onda de orbitais.
MECÂNICA QUÂNTICA E ORBITAIS ATÔMICOS
• A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:
1.Número quântico principal, n. À medida que n aumenta, o orbital torna-se 
maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo.
2.O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende do valor de
n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente utilizamos 
letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3).
Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f.
3.O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l.
O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l.Fornecem a 
orientação do orbital no espaço.
MECÂNICA QUÂNTICA E ORBITAIS ATÔMICOS
Spin eletrônico e o princípio 
da exclusão de Pauli
• Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = número quântico de rotação
=  ½.
• O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a mesma série de 
4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins 
opostos.
MECÂNICA QUÂNTICA E ORBITAIS ATÔMICOS
Evolução dos Modelos Atômicos
Os químicos usam um sintaxe específica quando se referem aos orbitais.
A Distribuição de Elétrons 
em um Átomo
Agora que já sabemos o que são os orbitais, podemos ver como os 
diferentes tipos se encaixam nas camadas eletrônicas.
Os princípios a seguir são usados para determinar que orbitais os elétrons 
ocupam:
•O princípio de Aufbau: Primeiro os elétrons ocupam os orbitais de menor 
energia.
•O princípio de exclusão de Pauli: somente dois elétrons podem ocupar o 
mesmo orbital e os dois elétrons têm que ter spins opostos.
•A regra de Hund: os elétrons ocuparão orbitais degenerados vazios antes de 
ser emparelhado em um mesmo orbital.
A Distribuição de Elétrons 
em um Átomo
ORBITAIS ATÔMICOS
MECÂNICA QUÂNTICA E ORBITAIS ATÔMICOS
l = 0 s  2e−
l =1 p  6e−
l = 2 d 10e−
l = 3 f 14e−
Diagrama de Linus Pauling
TABELA PERIÓDICA
: Hidrogênio 
1 elemento
: Metais
84 elementos
: Ametais
11 elementos
: Semimetais 
7 elementos
: Gases nobres 
6 elementos
FAMÍLIA NOME
CONFIGURAÇÃO
DA ÚLTIMA
CAMADA
COMPONENTES
1 A METAIS ALCALINOS ns1 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
2 A METAIS ALCALINOS 
TERROSOS
ns² Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
3 A FAMÍLIA DOBORO ns² np1 B, Al, Ga, In, Tl
4 A FAMÍLIA DOCARBONO ns² np² C, Si, Ge, Sn,Pb
5 A FAMÍLIA DO 
NITROGÊNIO
ns² np³ N, P, As, Sb,Bi
6 A CALCOGÊNIOS ns² np4 O, S, Se, Te,Po
7 A HALOGÊNIOS ns² np5 F, Cl, Br, I, At
8 A GASESNOBRES ns² np6 He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
OBRIGADO
Prof. Dr. Iury Sousa e Silva
E-mail:
iury.silva@sereducacional.com
Instagram: 
@prof.iurysousa
Professor Executor EAD