AULA1 (3)

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QUÍMICA 
GERAL
Professor: Juvenal Carolino da Silva Filho
2o Semestre de 2023
Imagem da internet
Química Geral - Apresentação da disciplina
• Carga horária semestral: 32 h
• Horários das aulas: Segunda das 14:00 às 15:40 h (A); segunda das 16:00 h às 17:40 h (B)
• Horário de atendimento: Segunda as 13:00 h
• E-mail para contato: juvenalcarolino@ufg.br
 
mailto:juvenalcarolino@ufg.br
Estrutura e propriedade da matéria – Avaliação
• 3 Avalaiações 
• Nota final:
• NF = AV1+AV2+AV3+AV4 /3
 
• *As notas serão consideradas com apenas uma casa decimal
1. Atkins, P.; Jones, L.; Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente, 5ª ed.,
Bookman: Porto Alegre, 2012.
2. Kotz, J. C.; Treichel, P. M.; Weaver, G. C.; Química Geral e Reações Químicas, 6ª ed., vol. 1 e 2, Cengage
Learning: São Paulo, 2009.
3. Mahan, B. H.; Myers, R. J.; Química: Um Curso Universitário, 4ª ed., Edgard Blucher: São Paulo, 1996.
4.Miessler, G. L.; Fischer, P. J.; Tarr, D. A.; Inorganic Chemistry, 5th ed., Prentice Hall: New Jersey, 2013.
5. Huheey, J. E.; Keiter, E. A.; Keiter, R. L.; Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity, 4th ed., 
HarperCollins: New York, 1993.
6. Douglas, B. E.; McDaniel, D. H.; Alexander, J. J.; Concepts and models of inorganic chemistry, 3rd ed., John Wiley & 
Sons: New York, 1993.
Química Geral - Agronomia
- Estrutura atômica; 
- Ligações química (estrutura de Lewis, carga formal, ressonância, geometria molecular, teoria da ligação de 
valência)
- Termodinâmica química; 
- Equilíbrio químico; 
- Soluções.
Ementa
A origem do conceito “átomo”;
Modelos atômicos
Partículas subatômicas
“Vazio + Ser” 
Demócrito (~ 400 A.C.) 
Vácuo + Infinidade de “átomos”
ἄτομος
Indivisíveis e eternos
“Contínuo” 
Aristóteles (~ 350 A.C.) 
O modelo atômico de John Dalton (1803) 
1) Cada elemento é composto de partículas extremamente pequenas chamadas “átomos”. O 
átomo é a menor partícula que retém a identidade química do elemento.
2) Todos os átomos de um dado elemento são idênticos em massa e outras propriedades, 
mas os átomos de um elemento são diferentes de átomos de outros elementos.
3) Os átomos de um elemento não podem ser convertidos a átomos de um elemento 
diferente por reações químicas.
4) Compostos são formados quando átomos de um ou mais elementos se combinam; um 
dado composto sempre tem o mesmo número relativo e tipo de átomos.
Lei da conservação da massa
Lei das proporções múltiplas
CO
CO2
Ponto(s) positivo
Átomos de um dado elemento são diferentes dos de outros
Ponto(s) negativo
Átomos não são indivisíveis
Final do século XIX
A sensação da época: 
“Muito já se conhecia da estrutura da matéria, a natureza já estava 
compreendida por completo e o trabalho que restava estava nas casas 
decimais...”
Final do século XIX
Mecânica Newtoniana;
Termodinâmica;
Unificação da óptica e eletromagnetismo - radiação eletromagnética consiste em 
ondas;
2 linhas de resultados demonstraram que nem tudo estava tão bem 
compreendido:
1. O átomo não é o constituinte mais fundamental da matéria.
2. A luz parecia se comportar, em alguns casos, como uma partícula.
3. O átomo possui uma estrutura interna.
1897 descoberta do 
elétron por J.J. 
Thomson
1909 descoberta do núcleo por E. Rutherford
1910 determinação 
experimental da carga 
do elétron por Millikan
1913 primeiro modelo 
quântico do átomo, 
Bohr.
1924 Equação da dualidade onda-partícula, De 
Broglie
1926 equação de onda 
proposta por 
Schrodinger
1927 princípio da incerteza de Heisenberg 1932 descoberta do nêutron por Chadwick
Linha do tempo:
Tudo de raios catódicos (elétrons)
A primeira evidência da estrutura atômica dos átomos foi a descoberta
do elétron:
Quando uma corrente elétrica, devido à diferença de potencial, atravessa
um gás em baixas pressões é observado um movimento de partículas
com carga negativas = RAIOS CATÓDICOS (elétrons).
Qualquer gás – constituinte da matéria !!! Desvios dependem da proporção carga/massa
• Em 1897, Thomson determinou que a proporção carga-massa de um elétron: 
(1906 Nobel Prize in Physics)
Digite a equação aqui.Digite a equação aqui.
𝐶
𝑚
 = - 1,76 x 108 C/g
• Quando uma gota está perfeitamente equilibrada, seu peso é igual à força de atração eletrostática entre a gota e 
a chapa positiva.
Medida de massa do e-
(1923 Nobel Prize in Physics)
Em 1910 Robert Millikan determinou experimentalmente a carga do elétron = Experimento da gota de óleo
• Utilizando este experimento, Millikan determinou que a carga no elétron é 1,60 x 10-19 C.
• Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108 C/g, Millikan calculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g.
• 𝑚 =
𝑒
𝑒
𝑚
=
−1,6 𝑥 10−19 𝐶
− 1,76 𝑥 108 𝐶/𝑔
= 9,1 𝑥 10−28 g
• Com números mais exatos, conclui-se que a massa do elétron é 9,10939 x 10-28 g. 
• Se os átomos são eletricamente neutros, a descoberta de elétrons induziu à presença de uma outra partícula:
OS PRÓTONS.
Descoberta do próton – Raios Anódicos – 1886, Eugen Goldstein:
- A razão carga/massa dos íons positivos mudava dependendo do gás utilizado.
- O gás hidrogênio era o que produzia raios anódicos com menor massa. 
- Essa parte elementar dos raios anódicos foi chamada de prótons!
Estudos de materiais radioativos
Marie Curie Ernest Rutherford
RaBr2
A descoberta das partículas : radioatividade.
Experiência com radioatividade:
- Em 1896 Henri Becquerel utilizando experimentos com uma blenda resinosa (urânio) descobriu a radiação.
- Marie Curie chamou de radioatividade.
Modelo atômico de Thomson
O átomo com núcleo
• Pela separação da radiação, conclui-se que o átomo consiste de entidades
neutras e carregadas negativa e positivamente.
• Thomson supôs que todas essas espécies carregadas eram encontradas
em uma esfera.
• Embora os cientistas tivessem noção de que o átomo era constituído de
partículas mais elementares, eles não tinham ideia de como estas
partículas estavam distribuídas no interior dos átomos.
Ponto(s) positivo
Elétrons como constituintes do átomo
Ponto(s) negativo
Não havia núcleo
• Experimento de Rutherford (1909)
• Para fazer com que a maioria das partículas  passe através de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior
parte do átomo deve consistir de carga negativa difusa de massa baixa: o elétron.
• Para explicar o pequeno número de desvios (altos ângulos) das partículas , o centro ou núcleo do átomo deve ser
constituído de uma carga positiva densa.
• Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira:
– Suponha que o átomo é esférico mas a carga positiva deve estar localizada no centro, com uma carga
negativa difusa em torno dele.
• O átomo consite de entidades positivas e negativas - prótons, elétrons e (neutrons ?)
• Os prótons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao
núcleo.
• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons.
Experimento de Chadwick(1932)
Átomo de H - 1 p; átomo de He - 2 p
massa He/massa H deveria ser = 2
Medida da massa He/masss H = 4
 + 9Be 1n + 12C + energia
neutron (n) não tem carga (carga = 0)
n massa ~ p massa = 1.67 x 10-24 g
Uma descrição clássica do átomo
r
- e-
Núcleo
+
Qi = carga da partícula i
r = distância entre as duas partículas
ε0 = constante de permissividade no vácuo
Considere um átomo (Z = 1) com 1 elétron e 1 próton
+
Se, eletrostaticamente, o elétron e o núcleo são infinitamente 
atraídos, como eles permanecem afastados um do outro?
A Lei de Coulomb somente descreve a força como uma função da distância (r);
 Ela não diz como r muda com o tempo (t) 
r
- e-
++
Núcleo
massa p = massa n = 1840 x massa e-
Um átomo individual é geralmente é identificado especificando dois números inteiros:
- Númeroatômico , Z.
- Número de massa, A.
- Número atômico é o número de prótons no núcleo
- Número de massas é o total de núcleons (prótons e nêutrons)
X
A
Z X
A
Z
ou O
16
8
ISÓTOPOS
- Átomos de elementos químicos com diferentes número de massa
O
16
8 O
17
8 O
18
8
Para os isótopos do oxigênio listados acima, dê os números de elétrons, prótons e neutros.
Massas atômicas
As massas atômicas são normalmente expressas em unidades de massa atômica (u)
Uma unidade de massa atômica (1u) é definida como sendo exatamente um doze avos da massa de 
um átomo de carbono-12 o mais comum dos isótopos do carbono.C
12
6
Abundância Isotópica
A maioria dos elementos é encontrada como uma mistura de isótopos.
Boro: 
A massa atômica de um elemento é calculada pela média poderada das massas dos isótopos deste 
elemento. 
B
10
5 B
11
5
19,9% 80,1%
O cobre existe na natureza como uma mistura isotópica de 69,09% de Cu (massa = 
62,93 u por átomo) e 30,91 % de Cu (massa= 64,95 u por átomo). Qual a massa atômica 
do cobre?
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 =
69,09 
100
 𝑥 62,93 + 
30,91
100
 𝑥 64,93 = 63,547 𝑢
O enxofre é encontrado na terra com uma mistura isotópica de 95,02 % de S (massa = 
31,972 u por átomo) e 0,75 % de S (massa= 32,972 u por átomo) e 4,21 % de S (massa 
= 33,968 u por átomo e 0,02 % de S (massa atômica 35,967 u por átomo). Qual a massa 
atômica do enxofre?
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 =
95,02 
100
 𝑥 31,972 + 
0,75
100
 𝑥 32,972 +
4,21
100
𝑥 33,968 +
0,02
100
𝑥 35,967 = 32,07 𝑢
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