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* Química: Fundamentos Érika Pinto Marinho * * A Química e a Sociedade Idade da Pedra, do Bronze, do Ferro. Extração de metais a partir de minerais Guerras: Uso de metais pra confeccionar armas Objetos de arte: jóias, vidros, cerâmicas O desenvolvimento do Aço Revolução Industrial * Benefícios Alcançados * Níveis da Química Macroscópico (Visível ao olho humano) Microscópico (Fenômenos de rearranjos de átomos) Simbólico (símbolos e equações) * Exemplos de transformações macroscópicas Diminuição da quantidade de clorofila nas folhas durante o outono Quando magnésio queima ao ar, produz-se uma grande quantidade de calor e luz. * Nível de transformação microscópica O magnésio e o oxigênio formam óxido de magnésio. Os átomos não são criados nem destruídos numa reação química. * Método Científico * Ramos da Química Química Orgânica Química Inorgânica Físico-química Bioquímica Química Analítica Química Teórica Engenharia Química Química Medicinal Química Biológia * Matéria e Energia Matéria Substância Estados da Matéria * Propriedades da Matéria Propriedades Físicas Ponto de Fusão e Ebulição, Dureza, cor, estado físico, densidade Propriedades Químicas * Energia Medida da capacidade de realizar trabalho 1 J = 1 kg.m2.s-2 Contribuições da Energia Energia Cinética Energia Potencial Energia Eletromagnética * Energia Cinética Ec = mv2/2 Energia Potencial Ep = mgh * Hipótese atômica de Dalton (1808) Todos os átomos de um dado elemento são idênticos. Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes. Um composto tem uma combinação específica de átomos de mais de um elemento. Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos. John Dalton (1776-1844) * Experiências de Joseph John Thomson (1856-1940), Evidência firme de partículas subatômicas a partir da medida da razão q/m usando raios catódicos. Descoberta do elétron (1897) Os elétrons eram: eram partículas de carga negativa massa 1000 vezes menor do que a massa do átomo de hidrogênio eram os constituintes básicos dos átomos. * Modelo atômico de Thomson elétron Esfera positivamente carregada * * No modelo atômico: Átomos são feitos de partículas subatômicas: prótons, neutrons e elétrons. Os prótons e neutrons formam um corpo central -> núcleo Os elétrons se distribuem no espaço em torno do núcleo * * Modelo atômico de Rutherford (1911) * Modelo atômico de Rutherford (1911) Órbitas circulares. * Modelo atômico de Rutherford (1911) * Modelo de Bohr Órbitas circulares Força elétrica igual a força centrípeta * Modelo de Bohr Absorção Emissão * Elementos Químicos Em sentido horário: bromo líquido de cor avermelhada, mercúrio, iodo, cádmio, fósforo e cobre. * Representação do Elemento * Isótopos Neônio 20 Neônio 21 Neônio 22 * Organização da Tabela Periódica * Organização da Tabela Periódica * Números Quânticos Principal, n Angular, l Magnético, ml Spin, ms * Estado Fundamental Níveis de Energia * Princípio da construção Configuração eletrônica do átomo Princípio da exclusão de Pauli: Dois elétrons, no máximo, ocupam um dado orbital Dois elétrons em um átomo não podem ter o mesmo conjunto de números quânticos. * Princípio da construção Adicione elétrons, um após o outro, aos orbitais, mas não exceda mais de dois em cada orbital; Se mais de um orbital estiver disponível em uma subcamada, adicione elétrons com spins paralelos aos diferentes orbitais até completá-las, antes de emparelhar dois elétrons em um dos orbitais. * O Estado Excitado Ex. Carbono: Estado fundamental [He]2s22p2 Estado Excitado [He]2s12p3 * Ordem de preenchimento dos orbitais * Prediga a configuração do átomo de magnésio no estado fundamental. Prediga a configuração do átomo de alumínio no estado fundamental. * Estrutura Eletrônica e Tabela Periódica Semelhanças nas configurações eletrônicas levam a semelhanças nas propriedades. p s d d f * Propriedades Periódicas Carga Nuclear Efetiva Tamanho – Raio atômico e iônico Energia de Ionização Afinidade Eletrônica * Carga Nuclear Efetiva (Zef) A força de atração aumenta com a carga e diminui à medida que o elétron se afasta do núcleo. Zef = Z – S Z = número atômico S = número de elétrons entre o núcleo e elétron em questão (blindagem) * RAIO ATÔMICO: O TAMANHO DO ÁTOMO É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo. * Periodicidade das Propriedades dos Átomos Raio Atômico Decresce da esquerda para a direita no período (carga nuclear efetiva) e cresce com o n. * Raio Iônico Distância entre íons vizinhos em um sólido iônico Entre um cátion e um ânion. Cátions são menores e Ânions são maiores * * * * * Energia de Ionização E para remover elétrons de um átomo na fase gás. Várias energias de ionização. Decresce com o aumento de n. Em cada período cresce: o elétron mais externo está mais preso, devido à carga nuclear efetiva. * * * * 1ª E. I. 2ª E. I. * * AFINIDADE ELETRÔNICA OU ELETROAFINIDADE É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso,“captura” um elétron. X (g) + e- → X-(g) + Energia * Afinidade Eletrônica E liberada qdo um elétron se liga a um átomo na fase gasosa. * * H Fr AFINIDADE ELETRÔNICA F * ELETRONEGATIVIDADE A força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação * * B C N O F Cl Br I H Fr ELETRONEGATIVIDADE * * * PROPRIEDADES FÍSICAS DOS ELEMENTOS * DENSIDADE É relação entre a massa e o volume de uma amostra D = Massa (g) Volume (cm3) * Os Ósmio (Os) é o elemento mais denso (22,5 g/cm3) * TEMPERATURA DE FUSÃO (TF) E TEMPERATURA DE EBULIÇÃO (TE) TF : temperatura na qual uma substância passa do estado sólido para o estado líquido. TE: temperatura na qual uma substância passa do estado líquido para o estado gasoso. * O tungstênio (W) apresenta TF = 3410 C * Características * Compostos Composto binário. Ex. H2O Compostos Orgânicos e Inorgânicos A combinação de Átomos Moléculas ou Íons (Cátions e Ânions) * Fórmula Química: Composição em Símbolos Fórmula Molecular: H2O, C6H12O6 Moléculas diatômicas: H2, N2, O2 Fórmula Estrutural: Como os átomos estão ligados Íons monoatômicos Íons diatômicos Íons Poliatômicos * Nomenclatura dos compostos Nomes dos cátions Íon + nome do elemento Casos especiais: Mais de um estado de oxidação Nomes dos ânions Íon+ nome do elemento + sufixo (eto, ato) * * Nomenclatura de compostos iônicos e moleculares * Mols e Massas Molares Mol Número de átomos de Carbono-12 = 12 g/1,9926x10-23 = 6,0221x1023 1 mol corresponde a 6,0221x1023 Número de Avogrado Massa Molar A massa molar de um elemento é a massa por mol de seus átomos A massa molar de um composto molecular é a massa por mol de suas moléculas A massa molar de um composto iônico é a massa por mol de suas fórmulas unitárias. Ex. Calcule a quantidade de mols e o número de átomos de F (massa atômica 19) contida em 22,5 g de flúor. * Mols e Massas Molares Relações Molares Elemento = Nitrogênio Fórmula = N Massa Molar = 14 Número de átomos em um mol = 6,0221x1023 Nitrogênio Molecular = N2 Massa molar = 28 Número de partículas em um mol = 6,0221x1023 de N2 e 2x 6,0221x1023 de N Ex. Calcular massa molar da glicose (C6H12O6) e do Ca(NO3)2 Calcular quantidade de mol em 5,38g de C6H12O6 * Determinação da Fórmula Química Fórmula empírica = número relativo de átomos de cada elemento Fórmula molecular = número real de átomos de cada elemento em uma molécula. Percentual em massa Percentagem do elemento na amostra. Ex. Calcule a percentagem do hidrogênio na água. Ex. Calcule a percentagem de Cl em NaCl. * Determinação da Fórmula Química Dados: Encontrar: * Determinação da Fórmula Química Ex. A vitamina C contém 40,92% de C, 4,58% de H e 54,5% de O em massa. Qual a fórmula mínima desta substância? * Determinação de Fórmulas empíricas As fórmulas são obtidas por análise por combustão da amostra. Ex. Resultado de análise por combustão de amostra de Vitamina C, informa 40,9% C, 4,58% H e 54,5% de O. R. 3,41C : 4,54H : 3,41 O Para expressar em números inteiros, dividimos pelo menor número. 1:1,33:1 (multipica-se por 3 pra torna-los inteiros) 3:3,99:3 ou Aproximadamente 3:4:3 * Determinação da Fórmula Molecular a partir da fórmula empírica Qual a fórmula molecular da vitamina C (fórmula empírica C3H4O3 ), sabendo que a sua massa molar é 176,12 g. mol-1? Massa molar de C3H4O3 (3x 12,01 + 4x1,008 +3x16,00 = 88,06 g.mol-1) Número de fórmulas unitárias = 176,12/88,06 =2) * Misturas e Soluções Classificação de Misturas Misturas Homogêneas: Soluções Misturas Heterogêneas * Em geral, os materiais não são compostos puros. Diferenças entre Mistura e Composto * * * Classificação das Misturas Misturas Homogêneas = também chamadas de soluções. Misturas Heterogêneas Termos usados: Dissolver Solvente e Soluto Cristalização Precipitação * As misturas podem ser separadas se suas propriedades físicas são diferentes. * Soluções Solventes e Solutos Cristalização e Precipitação Soluções Aquosas e Não-aquosas Soluções: Sólidas, Líquidas e Gasosas * Técnicas de Separação Decantação Filtração Cromatografia Destilação * Técnicas de Separação Decantação Separa por diferença de densidade * Técnicas de Separação Filtração Separa por diferença de solubilidade * Os sólidos podem ser separados dos líquidos através de filtração. O sólido é coletado em papel de filtro, e a solução, chamada de filtrado, passa pelo papel de filtro e é coletada em um frasco. * Destilação Separa por diferenças nos pontos de ebulição. * As misturas homogêneas de líquidos podem ser separadas através de destilação. A destilação necessita que os diferentes líquidos tenham pontos de ebulição diferentes. Basicamente, cada componente da mistura é fervido e coletado. A fração com ponto de ebulição mais baixo é coletada primeiro. * Técnicas de Separação Cromatografia Separa por diferença na capacidade de ADSORVER-SE ou grudar-se ás superfícies. * • A cromatografia pode ser utilizada para separar misturas que têm diferentes habilidades para aderirem a superfícies sólidas. • Quanto maior a atração do componente pela superfície (papel), mais lentamente ele se move. • Quanto maior a atração do componente pelo líquido, mais rapidamente ele se move. • A cromatografia pode ser utilizada para separar as diferentes cores de tinta de uma caneta. * Concentração Molaridade Diluição * Molaridade (M) n = número de mols = m/PM M = n/V( em litros da SOLUÇÃO) Ex. Quando dissolvemos 10 g de açúcar de cana (C12H22O11) e completamos o volume para 200 mL, qual a molaridade das moléculas de sacarose? Ex. Calcule a molaridade de cloreto de sódio em uma solução preparada a partir da dissolução de 12g de NaCl até completar o volume de 250 ml de solução. Procedimento para preparo de solução * Diluição Prática comum em laboratório. Permite economizar espaço através do preparo de soluções estoque. Vinicial . M inicial = V final . M final Técnica de diluição Ex. Preparar 100ml de NaOH 0,5 M a partir de uma solução de NaOH 2,5 M. Ex. Que volume de solução Na2CO3 0,778M é necessário pra preparar 150 ml de uma solução Na2CO3 0,0234 M?
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