A Química_Fundamentos

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Química:
Fundamentos
Érika Pinto Marinho
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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
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Benefícios Alcançados
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Níveis da Química
Macroscópico
(Visível ao olho humano)
Microscópico
(Fenômenos de rearranjos de átomos)
Simbólico (símbolos e equações) 
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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.
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 Nível de transformação microscópica
O magnésio e o oxigênio formam óxido de magnésio.
Os átomos não são criados nem destruídos numa reação química.
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Método Científico
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Ramos da Química
Química Orgânica
Química Inorgânica
Físico-química
Bioquímica
Química Analítica
Química Teórica
Engenharia Química
Química Medicinal
Química Biológia
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Matéria e Energia
Matéria
Substância
Estados da Matéria
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Propriedades da Matéria
Propriedades Físicas
Ponto de Fusão e Ebulição, Dureza, cor, estado físico, densidade
Propriedades Químicas
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Energia
Medida da capacidade de realizar trabalho
1 J = 1 kg.m2.s-2
Contribuições da Energia
Energia Cinética
Energia Potencial
Energia Eletromagnética
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Energia Cinética
Ec = mv2/2
Energia Potencial
Ep = mgh
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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)
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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.
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Modelo atômico de Thomson
elétron
Esfera positivamente carregada
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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
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Modelo atômico de Rutherford (1911)
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Modelo atômico de Rutherford (1911)
Órbitas circulares.
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Modelo atômico de Rutherford (1911)
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Modelo de Bohr 
Órbitas circulares
Força elétrica igual a força centrípeta
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Modelo de Bohr 
Absorção
Emissão
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Elementos Químicos
Em sentido horário: bromo líquido de cor avermelhada, mercúrio, iodo, cádmio, fósforo e cobre.
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Representação do Elemento
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Isótopos
Neônio 20
Neônio 21
Neônio 22
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Organização da Tabela Periódica
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Organização da Tabela Periódica
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Números Quânticos
Principal, n
Angular, l
Magnético, ml
Spin, ms
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Estado Fundamental
Níveis de Energia
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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.
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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.
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O Estado Excitado
Ex. Carbono: 
Estado fundamental [He]2s22p2
Estado Excitado [He]2s12p3
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Ordem de preenchimento dos orbitais
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Prediga a configuração do átomo de magnésio no estado fundamental.
Prediga a configuração do átomo de alumínio no estado fundamental.
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Estrutura Eletrônica e Tabela Periódica
Semelhanças nas configurações eletrônicas levam a semelhanças nas propriedades.
 p
 s
 d
 d
f
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Propriedades Periódicas
Carga Nuclear Efetiva
Tamanho – Raio atômico e iônico
Energia de Ionização
Afinidade Eletrônica
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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)
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RAIO ATÔMICO: O TAMANHO DO ÁTOMO
É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo.
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Periodicidade das Propriedades dos Átomos
Raio Atômico
Decresce da esquerda para a direita no período (carga nuclear efetiva) e cresce com o n.
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Raio Iônico
Distância entre íons vizinhos em um sólido iônico
Entre um cátion e um ânion.
Cátions são menores e Ânions são maiores
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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.
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1ª E. I.
2ª E. I.
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AFINIDADE ELETRÔNICA OU ELETROAFINIDADE
É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso,“captura” um elétron.
X (g) + e- → X-(g) + Energia
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Afinidade Eletrônica
E liberada qdo um elétron se liga a um átomo na fase gasosa.
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H
Fr
AFINIDADE ELETRÔNICA
F
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ELETRONEGATIVIDADE
	A força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação
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B C N O F
 Cl
 Br
 I
H
Fr
ELETRONEGATIVIDADE
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PROPRIEDADES FÍSICAS DOS ELEMENTOS
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DENSIDADE
É relação entre a massa e o volume de uma amostra
D 
=
Massa (g)
Volume (cm3)
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Os 
Ósmio (Os) é o elemento mais denso (22,5 g/cm3)
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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. 
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O tungstênio (W) apresenta TF = 3410 C 
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Características
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Compostos
Composto binário. Ex. H2O
Compostos Orgânicos e Inorgânicos
A combinação de Átomos
Moléculas ou Íons (Cátions e Ânions)
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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
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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)
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Nomenclatura de compostos iônicos e moleculares
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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. 
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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
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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.
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Determinação da Fórmula Química
Dados:
Encontrar:
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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?
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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
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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)
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Misturas e Soluções
Classificação de Misturas
Misturas Homogêneas: Soluções
Misturas Heterogêneas
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Em geral, os materiais não são compostos puros.
Diferenças entre Mistura e Composto
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Classificação das Misturas
Misturas Homogêneas = também chamadas de soluções.
Misturas Heterogêneas
Termos usados:
Dissolver
Solvente e Soluto
Cristalização
Precipitação
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As misturas podem ser separadas se suas propriedades físicas são diferentes.
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Soluções
Solventes e Solutos
Cristalização e Precipitação
Soluções Aquosas e Não-aquosas
Soluções: Sólidas, Líquidas e Gasosas
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Técnicas de Separação
Decantação
Filtração
Cromatografia
Destilação
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Técnicas de Separação
Decantação
Separa por diferença de densidade
 
 
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Técnicas de Separação
Filtração
Separa por diferença de solubilidade
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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.
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Destilação
Separa por diferenças nos pontos de ebulição.
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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.
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Técnicas de Separação
Cromatografia
Separa por diferença na capacidade de ADSORVER-SE ou grudar-se ás superfícies. 
 
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• 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.
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Concentração
Molaridade
Diluição
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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
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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?