QUIMICA GERAL E EXPERIMENTAL - UN 2 - ÁTOMOS E ELEMENTOS

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<p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Escolha secundária: nesta etapa, temos uma mistura heterogênea composta somente por sólidos (papel, plásticos e metais), portanto temos um sistema sólido-sólido. Para realizar essa separação, é usado o processo de catação. A matéria é tudo o que ocupa espaço e possui massa, constituindo o universo em sua forma mais fundamental. Sua identificação e classificação baseiam-se em propriedades físicas e químicas, sendo fundamentais para a compreensão da química e as transformações vitais para obtenção dos produtos do dia a dia. As propriedades físicas, como densidade e ponto de fusão, descrevem características sem alterar a composição química, enquanto propriedades químicas, como reatividade, envolvem mudanças nas substâncias. Dentro dos processos de identificação da matéria, temos as misturas, que são combinações de substâncias sem reações químicas, as quais podem ser homogêneas ou heterogêneas. Um ponto importante dentro da química consiste em realizar os processos de separação de misturas, como destilação e filtração, que permitem isolar componentes. Por fim, em laboratórios de química, esses conceitos são explorados, proporcionando uma compreensão prática das transformações da matéria e suas propriedades distintivas. Essa abordagem experimental é essencial para a investigação e a compreensão dos princípios fundamentais que regem a composição e o comportamento da matéria. o fluxograma a seguir apresenta o panorama relacionado ao estudo da matéria, apresentando os pontos chaves relacionados ao seu conteúdo. Química Geral e Experimental Estudo da Matéria Identificação e Propriedades da Processos de o laboratório de classificação da matéria separação de química matéria misturas Átomos Propriedades Sólido-sólido Normas e regras Elementos físicas Sólido-líquido de segurança e Substâncias Densidade Líquido-líquido utilização puras Propriedades Líquido-Gás Vidrarias de uso Misturas químicas Gás-gás comum Identificação Propriedades Separação de Equipamentos Classificação intensivas misturas Materiais Propriedades Homogênea e extensivas heterogênea Figura 2 Disciplina Química Geral e ATKINS, P.; JONES, L. LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Grupo A, 2018. BROWN, T.L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson, 2016. Unidade 2 ÁTOMOS E ELEMENTOS Aula 1 EVOLUÇÃO DO MODELO ATÔMICO E CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS Evolução do modelo atômico e classificação periódica dos elementos Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Este conteúdo é um vídeo! Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet. Dica para você Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa. Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá o átomo e todo o histórico de sua evolução até o modelo atual, além de compreender as características da tabela periódica e os elementos. Esse conteúdo é importante para prática profissional, pois permite prever reações químicas, desenvolver materiais inovadores, facilitar diagnósticos médicos e impulsionar avanços científicos, impactando diretamente práticas profissionais e inovações tecnológicas. Prepare-se para essa jornada do conhecimento. Vamos lá! Ponto de Partida No nosso dia a dia, utilizamos muitos tipos diferentes de materiais e não nos damos conta de sua composição ou como é realizada a sua fabricação. vidro é um deles! Todas as pessoas devem possuir pelo menos um objeto de vidro em suas casas, seja um objeto de decoração, uma garrafa de suco ou um pote para armazenar algum tipo de alimento. Você já percebeu a diversidade de cores nos vidros quando vai ao supermercado ou a uma loja de decoração? Ou até mesmo nas construções ou perfumarias? Qual é a propriedade química que está relacionada com a coloração do vidro? Nesta aula, saberemos como são constituídos os elementos químicos, como eles são organizados na tabela periódica e quais são as informações que podemos obter sabendo apenas a localização de um determinado elemento químico na tabela periódica. Para isso, pensaremos nos fogos de artifício, que são fascinantes em celebrações. Eles obtêm suas cores através da queima controlada de diferentes compostos químicos. Cada con é resultado das transições eletrônicas específicas dos átomos presentes nos componentes pirotécnicos. A manipulação das formulações químicas proporciona um espetáculo visual vibrante, no qual a temperatura e a energia liberada determinam as cores que iluminam o céu noturno. Deste modo, classifique periodicamente os elementos que proporcionam cores aos fogos de artifício. Bons estudos e vamos em frente! Vamos Começar! Na Grécia antiga, o filósofo Demócrito (546 e 460 ) já acreditava na existência de partículas e invisíveis que seriam responsáveis pela formação da matéria, as quais ele definiu que seriam as menores partículas capazes de caracterizar um elemento químico e participar de uma reação química, e chamou-as de átomos. Diversos filósofos e pesquisadores, como Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr, se envolveram nessa busca por um modelo atômico e, em 1913, o Modelo de foi concretizado, afirmando que o átomo é composto por elétrons ( e ), prótons ( p ) e nêutrons ( n ). Embora esse modelo representasse de forma adequada como os espectros atômicos funcionavam, não explicava o porquê de os elétrons ficarem confinados apenas em camadas eletrônicas nem porque os elétrons não emitiam luz de forma contínua. Assim, concluiu-se que o modelo de Bohr não explicava todos os acontecimentos de forma clara. a. C. e n Então, em 1924, Louis de Broglie sugeriu que os elétrons podiam agir como ondas, e associou o comportamento dual da luz com o do elétron, postulando como princípio da dualidade ao afirmar que "a todo elétron em movimento está associada uma onda característica". Broglie questionou se seria possível localizar a posição do elétron dentro dessa onda. Foi então que Werner Heisenberg disse que não seria possível localizar a posição do elétron nessa onda e nomeou essa teoria de Princípio da Incerteza. A Figura 1 apresenta o modelo atômico de Broglie. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Figura 1 o Modelo Atômico de Broglie. Fonte: Wikimedia Commons. Todos os átomos podem ser identificados pela quantidade de prótons e de nêutrons que possui. o número atômico ( Z ) é o número de prótons no núcleo, ou seja, Z p de cada átomo de um elemento. Z Z = p o número de massa (A) é o número total de prótons e de nêutrons presentes no núcleo de um átomo de um elemento, conforme a equação apresentada a seguir: (1) Com exceção da forma mais comum de hidrogênio, que tem um próton e nenhum nêutron, todos os núcleos atômicos contêm prótons e nêutrons. Consequentemente, o número de nêutrons é igual à subtração entre o número de massa e o número atômico. Para simbolizar os elementos químicos, utilizamos a notação apresentada pela Figura 2, tendo como exemplo o elemento lítio. No lado esquerdo da figura, observamos no sobrescrito o número atômico. No centro, o símbolo do elemento e, logo abaixo, seu nome. Na parte inferior da imagem, temos o peso atômico do elemento químico. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera 3 número atômico Li químico nome peso atômico (ou número de massa do isótopo mais Figura 2 Notação utilizada para representar os elementos Fonte: adaptada de Wikimedia Commons Nem todos os átomos de um mesmo elemento têm a mesma massa. A maior parte dos elementos tem dois ou mais isótopos, ou seja, átomos que têm o mesmo número atômico, mas números de massas diferentes. Por exemplo, há três isótopos de hidrogênio (Figura 3). o conhecido simplesmente como hidrogênio tem um próton e nenhum nêutron, que também é conhecido como prótio; o isótopo deutério contém um próton e um nêutron chamado de deutério; e o trítio possui um próton e dois nêutrons. Capa electrónica p+ n p+ n Hidrógeno 1 Hidrógeno 2, Hidrógeno 3, número de masa: 1 deuterio tritio número de masa: 2 número de masa: 3 Figura 3 Isótopos do hidrogênio. Fonte: Wikimedia Commons Segundo Callister Jr. e Rethwisch (2012), cada elemento químico é caracterizado pelo número de prótons no núcleo, ou o número atômico ( ). Para um átomo eletricamente neutro ou completo, o número atômico também é igual ao número de elétrons. Esse número atômico varia em unidades inteiras, desde 1 para o hidrogênio até 94 para o plutônio, o de número atômico mais alto dentre os elementos que ocorrem na natureza Z Em 1869, com a finalidade de organizar os elementos conforme a semelhança de suas propriedades físicas e químicas, o químico russo, Mendeleyev, e o químico alemão, Meyer, criaram o primeiro modelo de tabela Porém, em 1913, com a definição do modelo atômico de Rutherford-Bohr, Moseley descobriu que cada elemento apresenta um número característico no seu núcleo atômico, o que chamou de número atômico; em seguida, verificou que a caracterização dos átomos de um elemento era o seu número atômico, e não a sua massa atômica, assim a lei periódica foi enunciada dizendo que as propriedades físicas e químicas dos elementos químicos são funções periódicas de seus números atômicos. Na tabela periódica moderna (Figura 4), os elementos estão ordenados pelo número atômico, em linhas horizontais, chamadas períodos, e em colunas verticais, chamadas famílias ou grupos, de acordo com as semelhanças das suas propriedades, começando com 1 para o período que contém H e He. A tabela periódica possui famílias numeradas de 1 a 18. Os elementos podem ser divididos em três categorias: metais, semimetais e não metais. Um metal é um bom condutor de calor e eletricidade, enquanto um não metal é o oposto Um semimetal tem propriedades intermediárias entre os metais e os não metais (IUPAC, 2011). Siga em Frente... Na tabela periódica moderna (Figura 4), os elementos estão ordenados pelo número atômico, em linhas horizontais, chamadas períodos, e em colunas verticais, chamadas famílias ou grupos, de acordo com as semelhanças das suas propriedades, começando com 1 para o período que contém H e A tabela periódica possui famílias numeradas de 1 a 18. Os elementos podem ser divididos em três categorias: metais, semimetais e não Um metal é um bom condutor de calor e eletricidade, enquanto um não metal é o oposto. Um semimetal tem propriedades intermediárias entre os metais e os não metais (IUPAC, 2011). Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Tabela Periódica H He Be N o F Ne 13 Na Mg P Ar K Ca Sc Ti Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 42 to Rb Sr Y Zr Nb Mo To Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Xe Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Pb Bi Pc At Rn 100 142 Fr Ra Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Mc Lv Ts Og La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr CAR Não Outros metain Metain Figura 4 Tabela Fonte: Wikimedia Commons À medida que avançamos no estudo da química, compreendemos cada vez mais a razão pela qual a classificação dos elementos se faz necessária. Embora a tabela dos elementos seja construída para ser compreendida e utilizada, existem alguns grupos ou famílias de elementos com os quais precisamos manter um maior contato. Na família 1, estão agrupados os metais alcalinos, os quais são encontrados no estado elementar na natureza, pois reagem rápido e completamente com quase todos os não metais. Os elementos do grupo 2 também não são encontrados na natureza sob a forma metálica, por serem, como os alcalinos, muito reativos. Seus compostos são geralmente insolúveis em água. A coluna 13 é chamada de família do boro, e os elementos desse grupo possuem caráter metálico menos intenso que os metais alcalinos terrosos. o boro é considerado um não metal, o que contrasta com os outros elementos desse grupo, que são classificados como metais. A família 14 é a família do carbono, o qual é o elemento que possui maior destaque entre todos desse grupo, uma vez que existe até uma parte da química, a química orgânica, para estudo dos compostos dele. A família do nitrogênio é a 15, e o nitrogênio é o elemento que recebe maior destaque nesse grupo, pois é bastante abundante. A família 16 é a dos calcogênios, o elemento mais leve de qualquer família. Ele possui propriedades químicas que diferem, apreciavelmente, dos elementos mais pesados do grupo; esse comportamento é particularmente evidente nesse grupo. A família 17 é a família dos halogênios, e esse grupo apresenta a maior semelhança entre seus elementos e uma relativa reatividade. Os gases nobres estão localizados na família 18 e recebem esse nome devido à sua quase não reatividade com outros elementos químicos. Entre as famílias 2 e 13, estão os elementos de transição, os quais todos são metais e 13 deles estão entre os 30 elementos mais abundantes da crosta terrestre. Duas linhas na parte inferior da tabela acomodam os lantanídeos e os actinídeos. Muitas vezes, referimo-nos aos lantanídeos como terras raras. Na verdade, eles não são tão raros, mas são geologicamente muito dispersos; são usados em telas de LCD, baterias de carros híbridos, polimento de vidros, entre outras aplicações. Vamos Exercitar? Estudante, o entendimento da estrutura dos átomos e dos processos relacionados à compreensão de suas características e propriedades, assim como o conhecimento sobre a tabela periódica, são importantes para compreender o comportamento de diferentes materiais e trabalhar no desenvolvimento de novos materiais com as mais diversas aplicações. Entre as diversas aplicações das informações relacionadas aos elementos químicos, suas características e informações sobre a distribuição eletrônica, temos as aplicações relacionadas à fabricação de fogos de artifício das mais diversas cores, mas, para isso, temos os elementos que colorem os fogos de artifício e as informações sobre eles: Sódio: utilizado para produção fogos de con amarela; é um elemento do Grupo 1 e 3° período da tabela periódica. Cobre: resulta em fogos de con azul; está presente no Grupo 11 e período da tabela periódica. Cálcio: produz fogos de con laranja; está localizado na Grupo 2 e período da tabela periódica. Estrôncio: resulta em fogos de con vermelha; localiza-se no Grupo 2 e 5° período. Bário: produz fogos de con verde; localiza-se no Grupo 2 e 6° período da tabela periódica. Alumínio: empregado na produção de fogos de con branca; localiza-se no Grupo 13 e 3° período da tabela periódica. Informações adicionais podem ser utilizadas para solução dessa atividade. Continue estudando! Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Saiba mais Para saber mais sobre modelos atômicos, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 2, Átomos, moléculas e do livro Química: a ciência central. Química: a ciência central. Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre estrutura do átomo, faça a leitura do artigo átomo quântico. Por fim, para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a tabela periódica, faça a leitura do artigo Tabela estímulo à compreensão. Referências CALLISTER JR., W. D.; RETHWISCH, Ciência e engenharia de materiais: uma introdução. 8. ed. São Paulo: LTC, 2012. UNIÃO INTERNACIONAL DE QUÍMICA PURA E Disponível em: http://www.iupac.org/ Acesso em: 1° fev. 2024. Aula 2 LEIS PONDERAIS Leis ponderais Este conteúdo é um vídeo! Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet. Dica para você Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa. Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá as leis ponderais, que se referem aos princípios que descrevem as relações quantitativas entre as massas de reagentes e produtos em reações químicas. Entre elas, temos a Lei de Conservação das Massas e a Lei das Proporções Constantes. Esse conteúdo é importante, pois elas são fundamentais na química, possibilitando cálculos precisos em reações, essenciais para o controle industrial, a síntese de substâncias e a compreensão detalhada das relações quantitativas. Esteja pronto para embarcar nesta jornada de aprendizado. Vamos lá! Ponto de Partida Olá, estudante! A reação química é uma transformação que ocorre na matéria, em que uma determinada substância, para a qual damos o nome de reagente, é convertida em uma nova substância, chamada de produto. Para que uma reação química ocorra, é necessário que determinadas condições estejam estabelecidas, e uma delas são as quantidades de massa de cada reagente. Ao fim do século XVIII, Antoine Laurent Lavoisier e Joseph Louis Proust concluíram, com base em estudos experimentais, que as reações químicas seguem as chamadas leis ponderais e relacionam as massas dos reagentes e dos produtos participantes de uma reação Pensando nesse fato, você já se deu conta de que itens básicos do seu cotidiano, como celular, tablet, computador, fogão, geladeira, entre outros, somente existem porque reações químicas ocorreram para dar origem aos seus componentes e fabricar suas peças? Você já imaginou que existem proporções de massa relacionadas a essas reações? Desse modo, iniciaremos nossos estudos e conheceremos as leis ponderais e suas aplicações, bem como as suas utilidades na produção de algumas substâncias bem conhecidas do nosso dia a dia, inclusive nos vidros que protegem e enfeitam os nossos lares e guardam nossos perfumes favoritos. Para isso, calcularemos a quantidade necessária de reagentes para produzir 500g de soda cáustica (NaOH) a partir dos princípios envolvidos na Lei de Conservação das Massas e avaliar a proporção entre os reagentes da reação química por meio da Lei das Proporções Constantes. Bons estudos! Vamos Começar! Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera A Química tem como um de seus objetos de estudo as reações químicas. Segundo Zumdahl e DeCoste (2016), as reações químicas são, na verdade, rearranjos de agrupamentos de átomos que podem ser descritos por equações. Nas reações químicas, substâncias são consumidas, e outras são formadas. As substâncias que são consumidas durante a reação química são chamadas de reagentes, e as substâncias que se formam são chamadas de produtos. As reações químicas foram bastante observadas ao longo do tempo e, no século XVIII, houve um grande avanço da Química como uma ciência bem fundamentada, e os cientistas passaram a adotar o método científico em seus trabalhos. Por meio de estudos meticulosos e experiências cuidadosas, foram introduzidas leis importantes, que conseguiram explicar como as reações químicas ocorriam e como as substâncias se comportavam com uma regularidade de modo geral. Entre essas leis, estavam as leis ponderais, as quais relacionavam as massas das substâncias participantes de uma reação química. Foram criadas três leis ponderais ao longo da história: Lei de Lavoisier, Lei de Proust e Lei de Dalton. Posteriormente, foram criadas também as Leis Volumétricas de Gay-Lussac, que são utilizadas somente para substâncias em estado gasoso. Dentre as leis ponderais, existem duas mais importantes, que são: Lei de Lavoisier, ou Lei da Conservação das Massas, e Lei de Proust, ou Lei das Proporções Constantes. Essas leis foram criadas, respectivamente, por Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794) e Joseph Louis Proust (1754- 1826). Lei de Conservação das Massas Em 1774, a Lei de Lavoisier, ou Lei da Conservação das Massas, foi estabelecida por Antoine Laurent de Lavoisier, e diz que "em uma reação química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos". A lei foi fundamentada após realizado um experimento que envolvia a calcinação do mercúrio metálico em um recipiente fechado, chamado retorta, que teve uma de suas extremidades introduzida em uma redoma contendo an e mercúrio e colocada sobre uma cuba de vidro com mercúrio. Ao fim da reação, houve a produção de óxido de mercúrio II, pois o mercúrio reagiu com o oxigênio presente no ar, formando o óxido de mercúrio II. Observou-se que a quantidade de mercúrio presente na redoma havia aumentado, ocupando o espaço do an e, consequentemente, o volume inicial do an foi reduzido. Ao final do experimento, Lavoisier verificou que a massa no recipiente fechado não se alterou e, assim. concluiu que a massa produzida pelo metal foi compensada pela massa consumida pelo ar, o que significava que o oxigênio do an havia reagido com o metal ou se combinado com ele. Assim, Lavoisier concluiu que em uma transformação química, pesando-se as massas dos reagentes e as massas das substâncias produzidas depois da transformação (produtos), verifica-se que a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos, conforme a equação a seguir: = Sendo i o número de A Lei da Conservação das Massas ficou popularmente conhecida ao estabelecer que a matéria não pode ser criada nem destruída, apenas transformada. Nas reações químicas, não apenas a massa das substâncias envolvidas se conserva, mas a massa dos elementos contidos nas substâncias também permanece constante. A Lei de Lavoisier tornou possível a análise quantitativa fundamental para o desenvolvimento da química e o cálculo do rendimento das reações, que trouxe grande impulso ao desenvolvimento da química industrial. o uso das balanças nos laboratórios, já praticado anteriormente, tornou-se fundamental. A seguir, estão relacionados alguns exemplos da aplicação da Lei de Lavoisier: Carbono + Oxigênio Gás carbônico 3 g + 8 g ensaio 12 + 32 = ensaio Lei das Proporções Constantes Em 1797, Joseph Louis Proust estabeleceu a Lei das Proporções Constantes, que foi enunciada como "a proporção em massa das substâncias que reagem e que são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável". Proust verificou que as massas dos reagentes e dos produtos envolvidos em uma reação química seguem uma proporção constante. Essa proporção é uma característica própria de cada reação e não é dependente da quantidade das substâncias que são colocadas para reagir. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Por exemplo, seja C uma substância que se originou de uma reação tendo A e B como reagentes. Proust verificou que, para a formação de C, a substância A sempre reage com a substância B em uma proporção constante e definida. Observou, também, que não importa a quantidade de massa dos elementos usada, a proporção sempre será a mesma, e constatou que a lei se aplicava para qualquer reação química, conforme representado a seguir, sendo, e as massas de A, B e C, respectivamente. Bloco 1 A + B 1° ensaio + 2° ensaio m' + m' Bloco 2 à C m' Assim, a Lei de Proust foi equacionada da seguinte forma: m' (2) - Portanto, para a reação ocorrida entre o hidrogênio e o oxigênio formando água, os seguintes valores podem ser obtidos: Bloco 1 Hidrogênio + Oxigênio 1° ensaio 10g + 80 g 2° ensaio 2g + 16g 3° ensaio + 8g ensaio 0,4 g + 3,2 g Bloco 2 à C = 18g 3,6 g Observa-se que, para cada reação química, o somatório das massas dos produtos é igual ao somatório das massas dos reagentes, o que segue a Lei de Lavoisier, e as massas dos reagentes e dos produtos presentes nas reações não são iguais, mas as relações de massa são. Conforme o exemplo a seguir, em que as relações de massa de oxigênio/massa de hidrogênio, massa de água/massa de hidrogênio e massa de água/massa de oxigênio são sempre constantes. + + = 1° ensaio 16/2=8g + 18/2=9g = ensaio 3° ensaio 8/1=8g + 9/1=9g = + ensaio = g Entre Vale ressaltar que John Dalton desenvolveu a teoria sobre a estrutura atômica com base nas leis de Lavoisier e Proust, que foram muito importantes para estudos posteriores. Os conceitos das leis ponderais auxiliam a prever as massas necessárias de reagentes e produtos em uma reação química, através de um cálculo, conhecido como cálculo estequiométrico. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Siga em Frente... Exemplificando A produção do dióxido de carbono utiliza carbono e oxigênio como reagentes. Três ensaios com essa reação foram realizados, e observou-se que a proporção entre o oxigênio e o carbono será sempre 2,66, conforme a Lei Ponderal de Proust. Observou-se também que essa reação obedece à Lei de Lavoisier, ou seja, a massa no sistema permanece constante. Com base nessas leis, avalie os respectivos valores das massas (em gramas) que substituiriam corretamente as letras B e C. Nesses experimentos: C + A 8 g ensaio 6 g B ensaio 22g 24 g 3° ensaio Assim. temos: mc + Proporção 1° ensaio 3 g 8 g 11 g 3 8 6 g 16 g 22g 16 2° 6 3° ensaio 9 g 24 g 33 g 24 9 2,66 Vamos Exercitar? Estudante, após conhecer e compreender os processos que envolvem as massas de uma determinada reação química e a aplicação da Lei de Conservação das Massas e a Lei das Proporções Constantes, você precisa calcular a quantidade necessária de reagentes para produzir 500 g de soda cáustica (NaOH) e avaliar a proporção entre os reagentes da reação Desse modo, é preciso proceder os cálculos para determinar as quantidades envolvidas no processo. + + Proporção 106 g + 74 = + 100g 0,70 1° passo 180 passo 662,5 g + 462,5 = 3° passo 500 g + 625 0,70 Desse modo, para produzir 500 g de soda cáustica, são necessários 662,5 g de carbonato de mas 462,5 g de hidróxido de cálcio. Com isso, você conseguiu aplicar os conceitos da Lei de Conservação das Massas para solucionar um problema do cotidiano relacionado à produção de uma quantidade definida de produto a partir de seus reagentes, considerando a massa de produto a ser obtido. Além dessa solução, você pode pensar em pontos extras e adicionais sobre o problema apresentado. Continue estudando! Saiba mais Para saber mais sobre as leis ponderais e as relações de massas envolvidas em reações químicas, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 3, Relações de massas nas reações químicas, do livro Química. Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a Lei de Conservação das Massas, faça a leitura do artigo Lei da conservação das massas: experimentação e contextualização. Por fim, aprofunde seus conhecimentos sobre a Lei de Proust. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Referências P.; JONES L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2009. ZUMDAHL, S. S.; DECOSTE, D. Introdução à química: fundamentos. 8. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2016. Aula 3 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA Distribuição eletrônica Este conteúdo é um vídeo! Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet. Dica para você Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa. Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá os números quânticos, os orbitais atômicos e a distribuição eletrônica. Esse conteúdo é importante para sua prática profissional, pois fornecerá insights sobre a organização dos elétrons nos átomos, influenciando propriedades químicas e comportamentos reativos. Pronto para embarcar nessa jornada de descobertas? Vamos lá! Ponto de Partida estudante! Para que ocorra uma ligação química entre átomos, qual camada eletrônica devemos conhecer? E qual é a importância da distribuição dos elétrons nessa camada? Nesta aula, você conhecerá como a distribuição eletrônica dos elétrons de um átomo é realizada. Esse estudo é importante para você começar a entender como ocorrem as reações químicas e como os átomos reagem uns com os outros, formando produtos úteis para o nosso dia a dia. Erwin iniciou o estudo da mecânica quântica quando formulou equações ou funções de onda para os elétrons baseando-se no princípio da dualidade de Broglie e no princípio da incerteza de Heisenberg. Com esses estudos, aprenderemos como os elétrons estão dispostos na eletrosfera do A eletrosfera é composta por sete camadas eletrônicas, sendo que, quanto mais externa, mais energética é a camada. As camadas eletrônicas são representadas pelos números quânticos principais e mostram a distância entre o elétron e o núcleo. Elas são compostas por denominados orbitais os quais são representados pelos números quânticos de momento angular e preenchidos pelos elétrons. Com base em todo esse conhecimento, foi desenvolvido o Diagrama de Linus Pauling, que é um método para distribuir os elétrons de forma prática em níveis e A distribuição eletrônica é bastante importante para sabermos o número de elétrons que o elemento possui em cada camada eletrônica, assim, saberemos como o átomo reagirá com um átomo igual a ele ou diferente. Deste modo, refletiremos sobre os elementos presentes no Grupo 17 da tabela periódica. Esses elementos, conhecidos como halogênios, incluem flúor, cloro, bromo, iodo e astato. Eles compartilham características semelhantes, como alta reatividade e capacidade de formar compostos com metais. o é o mais reativo e eletronegativo, enquanto os outros membros da família tornam-se menos reativos, descendo na coluna. Os halogênios são frequentemente usados em processos industriais, produtos de limpeza e, notavelmente, em sistemas biológicos, desempenhando papéis essenciais em funções celulares e em diagnósticos médicos, como contraste em exames de imagem. Sobre esses elementos, você deverá realizar a distribuição eletrônica da família 17 da tabela periódica e discutir sobre o comportamento desses elementos. Bons estudos! Vamos Começar! Erwin Schrödinger, em 1926. elaborou equações ou funções de onda para os elétrons baseando-se no princípio da dualidade de Broglie e no princípio da incerteza de Heisenberg, iniciando uma nova fase da física e da química com a mecânica quântica. Essas equações especificam os estados de energia que um elétron pode ocupar em um átomo de hidrogênio e identifica as funções de onda correspondentes. Esses estados de energia e funções de onda são caracterizados por um conjunto de números quânticos, com os quais construímos um modelo abrangente do átomo de hidrogênio. Segundo Chang e Goldsby (2013), na mecânica quântica, são necessários três números quânticos para descrever a distribuição dos elétrons no hidrogênio e em outros átomos. Esses números derivam da resolução matemática da equação de para o átomo de hidrogênio e são Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera chamados de número quântico principal, número quântico de momento angular e número quântico magnético. Os números quânticos são usados para descrever os orbitais atômicos e para identificar os elétrons que neles se encontram. o estado quântico de cada elétron pode ser descrito por um conjunto formado por três números quânticos: número principal ( m Posteriormente, um quarto número quântico foi criado, o número quântico de spin eletrônico ( S 1 + 2 1 2 Conforme Schrödinger, os elétrons confinados em suas órbitas estabelecem ondas estacionárias e somente seria possível descrever a probabilidade de onde um elétron estaria localizado no átomo, ou seja, uma probabilidade por unidade de volume, chamada densidade de probabilidade. As distribuições dessas probabilidades condiziam com as regiões de espaço formadas ao redor do núcleo, as quais constituem as regiões chamadas de orbitais atômicos. Os orbitais podem ser definidos como nuvens de densidade de elétrons, sendo a região mais densa da nuvem a que tem a maior probabilidade de se encontrar um elétron, enquanto a menos densa é a área com menor probabilidade. Os orbitais são esfericamente simétricos, e a densidade de probabilidade de um elétron quando ele está em um orbital 1s p d Figura 1 Formato dos Fonte: Wikimedia Commons Agora que já conhecemos os números quânticos e os orbitais, poderemos discutir como os elétrons estão distribuídos nas camadas eletrônicas dos átomos. A energia de um elétron em um átomo é determinada somente pelo seu número principal quântico ( n ) e apresenta um total de sete camadas, representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, em que cada camada possui uma quantidade específica de energia com orbitais que são representações dos ou seja, S 'p 'd e f Assim, por exemplo, para um átomo de lítio que possui três elétrons, a sua distribuição eletrônica é 1s2 Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera sendo que o seu subnível mais energético é sendo que 2 representa o número quântico principal n representa o orbital; 1 sobrescrito representa o número de elétrons no orbital. Uma característica dessas camadas é que cada uma delas possui um número máximo de elétrons que podem comportar, conforme o quadro a seguir. n S p d f n S Nível Camada máximo de elétrons 1 K 2 2 L 8 2s2 e 2p6 3 M 18 4 N 32 e 5 o 32 e 6 P 18 7 Q 2 Quadro 1 Características das camadas eletrônicas. Fonte: Fábrega (2016). Em posse de todo esse conhecimento, o químico norte-americano Linus Carl Pauling desenvolveu uma ferramenta, a qual foi nomeada de Diagrama de Linus Pauling, que é um método para distribuir os elétrons de forma prática em níveis e subníveis (Figura 2). As setas vermelhas estabelecem uma ordem de energia que percorre todo o diagrama, iniciando na seta que passa por 1s e segue um percurso diagonal até chegar a 7p Cada seta seguinte indica um subnível de maior energia que os da seta anterior, ou seja, sempre o subnível mais abaixo da mesma linha diagonal tem maior energia que o anterior. Vejamos um exemplo: 2s2 tem maior energia que 1s2 4s6 tem maior energia que e assim sucessivamente. Para realizar a distribuição de elétrons por meio do Diagrama de Pauling, é necessário possuir o número de elétrons de um átomo qualquer, seguir os traços diagonais e respeitar a quantidade máxima de elétrons em cada subnível. 1s 7p 2s2 1s2 4s6 Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f capacidade dos orbitais 6s 6p 6d até 2 elétrons p6 até 6 elétrons 7s 7p até 10 elétrons f14 até 14 elétrons 8s Figura 2 Diagrama de distribuição eletrônica dos elétrons. Fonte: Drekener (2017). Siga em Frente... Através da distribuição eletrônica, é possível saber a família e o período do elemento na tabela periódica. Na distribuição eletrônica de todos os elementos da família 1, o último subnível a ser preenchido é o S S A distribuição eletrônica é importante, pois saberemos quais os elétrons da camada de valência ou do subnível de energia que farão ligações com outros átomos, formando substâncias ou Para isso, precisamos saber quantos elétrons estão localizados na última camada da distribuição, denominada camada de valência. Os gases nobres, elementos da família 18 da tabela periódica, possuem esse nome porque não reagem com nenhum outro elemento químico, e isso ocorre porque a camada de valência desses elementos possui oito elétrons, com exceção do Hélio, que possui dois elétrons. Um átomo que possui oito elétrons em sua camada de valência é considerado um átomo estável, ou seja, não tem necessidade de realizar ligações químicas com elementos nem consigo mesmo para adquirir estabilidade. Portanto, os demais átomos pertencentes a outras famílias possuem a necessidade de reagir com outros átomos para adquirir a estabilidade, ou seja, ter oito elétrons em sua camada de valência, para isso o átomo terá de doar elétrons ou receber elétrons para se estabilizar. Assim, foi postulada a regra do octeto, a qual é uma regra química que explica o motivo pelo qual os átomos tendem a reagir entre si com a finalidade de que cada um possua oito elétrons na sua camada de valência, ficando com a mesma configuração eletrônica do gás nobre mais próximo na tabela periódica. No geral, átomos com um, dois ou três elétrons na camada de valência procuram doar elétrons e, com cinco, seis ou sete elétrons na camada de valência, tendem a ganhar elétrons. Quando possuem quatro elétrons na última camada, tanto faz eliminar ou completar, dependerá do elemento químico em questão. Vamos Exercitar? Estudante, após conhecer e compreender as características dos números quânticos e os orbitais atômicas, você realizou os processos de distribuição eletrônica, sendo este processo crucial para entender como os elétrons ocupam orbitais atômicos, determinando as propriedades químicas dos elementos. Essa compreensão é essencial para predizer comportamentos químicos, formular reações e materiais com propriedades específicas. Deste modo, você deve realizar a distribuição eletrônica dos elementos pertencentes ao Grupo 17 da tabela periódica, os halogênios. Para isso, você deve utilizar o número atômico, já que o número de elétrons é igual ao número de prótons quando o átomo se encontra em estado fundamental, assim, temos: Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Flúor (F9) - (F9) Cloro ( Br35 Br35 lodo ( I53 5p5 I53 Astato ( At85 At85 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 5p6 6s2 6p5 Tenessino ( 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 5p6 6s2 6p6 7s2 7p5 Através da distribuição eletrônica, podemos observar que todos os elementos pertencentes à família 17 (halogênios) possuem sete elétrons na camada de valência e, portanto, tendem a perder um elétron para se tornarem estáveis quando participam de uma reação química. Você pode precisar de informações adicionais para resolver esse problema. Continue estudando! Saiba mais Para saber mais sobre os números quânticos, orbitais atômicos e distribuição eletrônica, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 2, Átomos, moléculas e do livro Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre os orbitais atômicos, faça a leitura do artigo Orbital atômico: conceitos, ontologia e Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Por fim, aprofunde seus conhecimentos sobre distribuição eletrônica por meio da leitura do texto Ensino da Distribuição Eletrônica através de um Diagrama de Linus Pauling Interativo. Referências CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017. FÁBREGA, F.M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016. Aula 4 PROPRIEDADES PERIÓDICAS Propriedades periódicas Este conteúdo é um vídeo! Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet. Dica para você Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais Olá, estudante! Nesta videoaula você conhecerá as propriedades periódicas e seu comportamento frente à posição dos elementos químicos na tabela periódica. Esse conteúdo é importante para sua prática profissional, pois influencia os comportamentos químicos, a reatividade e as propriedades físicas dos elementos. Aplica-se na previsão de tendências em reações químicas, na concepção de materiais, no design de fármacos e na compreensão de fenômenos naturais, proporcionando bases para avanços científicos e tecnológicos. Prepare-se para essa jornada de conhecimento. Vamos lá! Ponto de Partida Estudante, as propriedades periódicas são características que aumentam ou diminuem conforme o número atômico do elemento químico, ou seja, são propriedades que variam de acordo com os períodos e as famílias da tabela periódica. As principais propriedades periódicas são: energia de ionização, afinidade eletrônica, eletronegatividade, densidade atômica, volume atômico, eletropositividade, raio atômico, temperatura de fusão e temperatura de ebulição. Ao longo dessa aula, você conhecerá cada uma delas, bem como os comportamentos de cada uma em função da tabela periódica. Pensando no assunto, você refletirá sobre o efeito fotoelétrico, que está sendo utilizado no nosso cotidiano, por exemplo, na iluminação pública, acionando portas de shoppings, nas células fotoelétricas e nas o efeito fotoelétrico ocorre quando metais, como potássio e sódio, são iluminados em uma determinada condição. Esses metais são utilizados na fabricação de determinadas células fotoelétricas por causa de suas propriedades periódicas. Conforme a posição desses metais na tabela periódica, com qual propriedade o uso deles está relacionado? Nessa aula, obteremos essa e muitas outras respostas. Observaremos que a química está cada vez mais presente no nosso cotidiano e o quanto ela é importante, independentemente da profissão que você decidiu seguir. Ela está em todos os lugares! Bons estudos! Vamos Começar! Continuando os nossos estudos sobre a tabela periódica, veremos as propriedades periódicas nesta aula. Propriedades periódicas são características que crescem ou decrescem ao longo do período em função do número atômico. As principais propriedades são: energia de ionização, afinidade eletrônica, eletronegatividade, densidade atômica, volume atômico, eletropositividade, raio atômico, temperatura de fusão e temperatura de ebulição. A seguir, vamos conhecê-las separadamente. Energia de ionização Energia de ionização é a quantidade de energia requerida para retirar um elétron da camada de valência de um átomo em seu estado eletrônico fundamental e no estado gasoso. É de praxe referir-se como primeira energia de ionização aquela que remove o primeiro elétron de maior energia. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera A segunda energia de ionização é aquela que remove o segundo elétron do sistema anterior, e assim por diante, conforme exemplo do átomo de sódio representado pelas equações a seguir. (2) Na tabela periódica, a energia de ionização cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita (Figura 1). Assim sendo, o elemento que possui a maior energia de ionização é o hélio Afinidade eletrônica Afinidade eletrônica é definida como a variação de energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um átomo no estado gasoso, formando um íon negativo. Por exemplo, quando um elétron é adicionado a um átomo de flúor, ocorre a liberação de 328 kJ/mol, sendo que o sinal negativo indica a liberação de energia. Os valores de afinidade eletrônica apresentam uma tendência para aumentar à medida que caminhamos da família 13 para a 17. Os halogênios possuem os maiores valores de afinidade eletrônica, justamente por necessitarem de um elétron para completar o octeto, ficando com a configuração de gás nobre. A afinidade eletrônica possui o mesmo comportamento da energia de ionização na tabela periódica (Figura 1). Eletronegatividade Eletronegatividade é a capacidade que um átomo possui de os elétrons envolvidos em uma ligação química. Os valores de eletronegatividade são baseados em outras propriedades dos átomos, inclusive a energia de ionização, portanto elementos com baixa energia de ionização exibirão baixa eletronegatividade. Os halogênios são os elementos mais eletronegativos, pois, pelo mesmo motivo de apresentarem maior afinidade eletrônica, necessitam de apenas um elétron para completarem a regra do octeto. Com respeito aos gases nobres, não se define eletronegatividade, uma vez que tais elementos não participam de ligações químicas em condições normais. Na tabela periódica, a eletronegatividade possui o mesmo comportamento apresentado pela energia de ionização e afinidade eletrônica (Figura 1). Energia de lonização Afinidade Eletrônica Eletronegatividade Figura 1 Comportamento periódico das propriedades: energia de afinidade eletrônica e eletronegatividade. Fonte: Fábrega (2016) Densidade atômica A densidade é uma propriedade física, e ela pode ser alterada com a pressão, a temperatura e o estado do elemento químico. Medindo a densidade experimentalmente, pode-se observar que ela também atua como uma propriedade periódica e que suas variações são relacionáveis na tabela periódica. Nos grupos, a densidade aumenta conforme o aumento das massas atômicas, ou seja, de cima para baixo, ao passo que, nos períodos, ela aumenta das extremidades para o centro da tabela periódica (Figura 2). Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Densidade Atómica Figura 2 Comportamento da densidade na tabela Fonte: Fábrega o elemento químico que possui a maior densidade é o ósmio, pois fica localizado no centro e na parte inferior da tabela periódica ( 22,5 Volume atômico volume atômico condiz com o volume ocupado por 1 mol de átomos de um elemento e é uma propriedade periódica, pois varia com o número atômico dos elementos químicos. Observa-se que o volume atômico aumenta com o aumento do número atômico para elementos de uma mesma família (Figura 3), porque, conforme os períodos aumentam, as camadas eletrônicas também aumentam e, por consequência, o volume atômico Os elementos que possuem os maiores valores de volume atômico são o césio e o xenônio. Volume Atômico Figura 3 Comportamento do volume atômico na tabela Fonte: Fábrega (2016) Raio atômico o raio atômico representa a medida entre o núcleo e a camada de valência do átomo. Os raios atômicos aumentam em uma mesma família da tabela periódica, e o aumento é bastante pronunciado para os metais alcalinos. Já nos metais de transição, a variação no tamanho do átomo é menos pronunciada. Analisando qualquer elemento de transição do quarto período e um outro imediatamente do quinto período, notamos um apreciável aumento no raio atômico. Do quinto para o sexto período, no entanto, não há praticamente nenhuma alteração. o raio atômico é inversamente proporcional à eletronegatividade, porque, quanto maior for a que o núcleo atrai a eletrosfera, menor é o raio. Da mesma forma que, quanto maior o raio atômico, menor a energia de ionização, pois a eletrosfera não é tão fortemente atraída pelo núcleo, e o elétron presente na camada de valência pode ser retirado mais facilmente. Quanto maior o raio atômico, é também menor a afinidade eletrônica, pois, com menos força de atração sobre a eletrosfera, menor é a quantidade de energia liberada com o recebimento de um elétron. elemento que possui o maior raio atômico é o frâncio. Siga em Frente... Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Eletropositividade A eletropositividade é o inverso da eletronegatividade, ou seja, mede a capacidade de um átomo em elétrons: os metais alcalinos são os mais eletropositivos. A eletropositividade cresce no sentido oposto da eletronegatividade, de cima para baixo nas famílias e da direita para a esquerda nos períodos (Figura 4). o frâncio é o elemento mais eletropositivo, logo tem tendência máxima à oxidação. Raio Atômico Eletropositividade Figura 4 Comportamento do raio atômico e eletropositividade na tabela Fonte: Fábrega Temperatura de fusão e temperatura de ebulição As temperaturas de fusão e ebulição são propriedades periódicas de seus números Na família 1, as temperaturas de fusão e ebulição diminuem com o aumento do número atômico, ou seja, aumentam de baixo para cima. Já na família 17, as temperaturas de fusão e ebulição são reduzidas com o aumento do número atômico, ou seja, aumentam de cima para baixo. Para elementos do mesmo período, as temperaturas de fusão e ebulição aumentam das extremidades para o centro da tabela periódica (Figura Temperatura de Fusão Temperatura de Ebulição Figura 5 Comportamento das temperaturas de ebulição e fusão na tabela Fonte: Fábrega (2016) A regra apresentada tem como exceção o carbono, pois esse elemento apresenta temperaturas de fusão e ebulição iguais a 3.550 4.287 3.422 Vamos Exercitar? Estudante, após conhecer e compreender as propriedades periódicas, como eletronegatividade, raio atômico e afinidade eletrônica, que são propriedades fundamentais na química, pois elas influenciam comportamentos químicos, reatividade e propriedades físicas dos elementos, você pode aplicar esse conhecimento na previsão de tendências em reações químicas, na concepção de materiais, no design de fármacos e na compreensão de fenômenos naturais, proporcionando bases para avanços científicos e tecnológicos. Pensando nisso, focaremos no efeito fotoelétrico. o efeito fotoelétrico está sendo utilizado no nosso cotidiano, por exemplo, na iluminação pública, no acionamento de portas de shoppings, nas células fotoelétricas e nas televisões. Ele ocorre quando metais, como potássio e sódio, são iluminados em uma determinada condição. Esses metais são utilizados na fabricação de determinadas células fotoelétricas por causa de suas propriedades periódicas. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Conforme a posição desses metais na tabela periódica, com qual propriedade o uso deles está relacionado? A propriedade periódica relacionada com o efeito fotoelétrico é a energia de ionização, pois ela está relacionada com a capacidade do átomo em perder elétrons. Os metais alcalinos apresentam baixa energia de ionização, ou seja, os elétrons presentes na camada de valência precisam de pouca energia para serem retirados da sua eletrosfera. Outras informações podem ser necessárias para compreender melhor o efeito fotoelétrico. Continue estudando! Saiba mais Para saber mais sobre as propriedades periódicas, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do tópico Tabela Periódica, do Capítulo 2, Átomos, moléculas e do livro Química. Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a tabela periódica e as propriedades periódicas, faça a leitura do artigo Tabela periódica interativa: um estímulo à compreensão. Por fim, aprofunde seus conhecimentos sobre a aplicabilidade das propriedades periódicas por meio da leitura do trabalho Síntese e determinação da afinidade eletrônica, potencial de ionização e energia de banda proibida de polímeros Referências CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Porto Alegre: Grupo A, 2013. FÁBREGA, M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016. Aula 5 Encerramento da Unidade Videoaula de Encerramento Este conteúdo é um vídeo! Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet. Dica para você Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa Olá, estudante! Nesta videoaula, você reverá os pontos importantes e a aplicabilidade sobre átomos, leis ponderais, distribuição eletrônica e propriedades periódicas. Esse conteúdo é fundamental para a prática profissional, pois possui uma vasta e essencial aplicabilidade em diversos campos científicos e industriais. Esses conceitos possibilitam previsões precisas em reações químicas, design de materiais, controle de processos industriais, avanços em medicina, sustentabilidade ambiental e pesquisa científica, contribuindo para inovações tecnológicas, descobertas científicas e aprimoramento de práticas profissionais em diversas Prepare-se para essa jornada do conhecimento! Vamos lá! Ponto de Chegada Estudante, para desenvolver a competência desta unidade, que é conhecer e compreender as características e propriedades dos átomos, sua organização na tabela periódica, suas propriedades periódicas, a distribuição eletrônica e as leis ponderais, você deverá primeiramente, a estrutura atômica, assim como a evolução dos modelos até o modelo atual, a tabela periódica, suas características e propriedades e a classificação dos elementos Essas informações são fundamentais para a caracterização dos materiais e para a resolução de problemas que estejam relacionados diretamente com a estrutura e as propriedades dos elementos Além disso, você deve conhecer as leis ponderais, como a Lei de Conservação das Massas e a Lei das Proporções Constantes, fundamentais para o comportamento de reagentes frente a reações químicas, levando em consideração a massa envolvida nos processos. Essas informações são importantes, pois auxiliam na previsão, no controle e nos diagnósticos de processos industriais, evitando desperdícios e geração de resíduos. Por fim, você deve conhecer a distribuição eletrônica e os números quânticos e as propriedades periódicas. Essas informações são vitais para o comportamento de espécies químicas diante de diferentes tipos de reações. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera É Hora de Praticar! Este conteúdo é um vídeo! Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet. Uma das descobertas mais importantes e misteriosas da história é o vidro, e sua trajetória de fabricação no Brasil é extensa. vidro é uma substância homogênea e amorfa, obtida através da mistura de diversas matérias-primas que se fundem. Suas principais qualidades são a transparência e a dureza. o vidro possui muitas aplicações nas mais variadas indústrias, estando cada vez mais presente nas pesquisas de desenvolvimento tecnológico para o bem-estar do homem. No nosso cotidiano, utilizamos o vidro em diversas finalidades, inclusive na conservação de alimentos, bebidas e na decoração de nossas residências, mas você já imaginou por que o vidro é colorido? Você sabe quais são as principais reações químicas que estão envolvidas na fabricação do vidro? Imagina que essas reações químicas seguem leis que determinam as proporções de cada reagente? E por que a reação química ocorre dando origem ao vidro? Pensando nisso, solucionaremos alguns questionamentos. 1. vidro é colorido através da adição de alguns elementos específicos em sua formulação. Esses elementos podem ser classificados como metais, não metais e semimetais. Todos esses elementos são constituídos por átomos. Você já pensou que, se adicionarmos um determinado elemento químico ao processo de fabricação do vidro, podemos ter garrafas, vidro de perfume, entre outros, de diversas cores? Para saber mais sobre a fabricação do vidro, qual elemento utilizar para obter uma determinada con e qual a classificação periódica desses elementos tão importantes? 2. Para que possamos obter uma determinada quantidade de produto, devemos calcular a quantidade de reagentes necessária para a sua produção. Assim, para que o vidro seja fabricado, é necessário saber a massa de cada reagente que deverá ser introduzida no processo Você sabe quantos reagentes diferentes são necessários para fabricar o vidro? Você terá de calcular a quantidade de cada reagente a ser introduzida no processo de fabricação do vidro para que uma determinada quantidade de material seja produzida. 3. Você já pensou que o átomo de um determinado elemento precisa apresentar características e configurações para sabermos se ele reagirá com outros elementos? F os átomos dos elementos que colorem os vidros, como saberemos se eles possuem essas determinadas características? 4. Por fim, você sabia que as propriedades periódicas estão relacionadas com as substâncias envolvidas na fabricação do vidro? Imaginou o motivo pelo qual somente determinadas substâncias o colorem? Por que temos que reagir carbonato de sódio carbonato de cálcio e sulfato de sódio com sílica para se obter o vidro sodo-cálcico? o que pode ser feito para que o vidro não seja produzido com aquela con esverdeada? Essas perguntas, entre muitas outras, podem ser explicadas pelas propriedades periódicas. Bons estudos! Como a estrutura do átomo pode auxiliar no desenvolvimento de produtos tecnológicos, como as baterias de celulares e carros elétricos, assim como nos avanços na área médica e no desenvolvimento de fármacos? Por que devemos controlar as quantidades de reagentes envolvidas em uma determinada reação química e como as leis ponderais ajudam a realizar esse processo? Como a distribuição eletrônica e o conhecimento sobre as propriedades periódicas dos elementos químicos auxiliam no desenvolvimento de novos produtos e materiais? Conforme a ABIVIDRO (2010), a con é uma das características mais interessantes dos vidros. Existem diversas cores que podem aparecer neles. A con de um vidro muda em função da composição química dos óxidos utilizados. Esses óxidos devem ser incorporados durante a etapa de mistura e de preparação para fusão. Algumas cores possíveis de se encontrar em vidros são apresentadas na Tabela 1, junto aos óxidos responsáveis pela coloração e à sua classificação periódica. Compostos Cor Classificação Série química periódica Óxido de ferro Verde. marrom Grupo período Metal de transição Óxido de manganês escuro, Grupo 7, período Metal de transição ametista, incolor Óxido de cobalto Azul-escuro Grupo 9, período Metal de transição Cloreto de ouro Vermelho rubi Grupo 11, 6° período Metal de transição Óxidos de carbono marrom Grupo 14, 2° período Não metal Óxidos de antimônio Branco Grupo 15 5° período Semimetal Óxidos de urânio Verde-amarelado Grupo 3, período Actinídeo (brilha no escuro) Compostos de marrom Grupo 16, 3° período Não metal enxofre Compostos de cobre Azul-claro, vermelho Grupo 11 4° período Metal de transição Tabela 1 Óxidos responsáveis pela coloração do vidro e sua classificação periódica. Fonte: Fábrega (2016). Além de ser utilizada para proteger, a con do vidro possui um apelo comercial marcante. Por exemplo, frascos de perfumes exibem coloração para fins estéticos e atrativos ao consumidor. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Dando sequência, temos que os principais reagentes para a fabricação do vidro são a cal a sílica (SiO2) e a barrilha e constituem cerca de 90% do vidro em todo mundo. A quantidade de vidro produzida é calculada conforme as reações químicas, portanto as leis ponderais precisam ser utilizadas para que as quantidades de reagentes necessários sejam calculadas e, assim, o vidro seja produzido. Calcularemos a quantidade de reagentes para que 1.000 g de vidro sejam produzidos. Para isso, precisaremos saber quais são as reações químicas que ocorrem na produção do vidro e, posteriormente, calcularemos também a massa de cada substância, seja reagente ou produto, consultando a tabela periódica e extraindo os valores de massa atômica dos elementos envolvidos passo). Por fim, aplicaremos as leis de Lavoisier (2° passo) e Proust (3° passo) e analisaremos a proporção entre os reagentes. Na,CO, Proporção 1° passo 106 + = 122g 44g 0,57 166 868,85 + 491,80 g + 360,66 0,57 CaCO, + CO2 Proporção passo 100g = 116 g + 44g 0,60 passo 160g = 160g passo 37931 060 + C CO Proporção 1° 142 12 64 0,42 214 = 214g passo 1.163,93 491,80 g 98,36 g 0,42 Figura 1 Processo de fabricação do vidro. Fonte: Fábrega (2016). Conhecendo as quantidades envolvidas na produção de uma quantidade conhecida de vidro, trabalharemos, agora, com as informações sobre a ocorrência da reação química. o primeiro passo para prevermos se uma reação química ocorrerá é realizar a distribuição eletrônica. Isso é necessário porque os elétrons pertencentes à última camada da distribuição eletrônica (camada de valência) são os que participam de algum tipo de ligação química por serem os mais distantes do núcleo. Através da distribuição eletrônica, podemos analisar quais átomos necessitarão ou doar elétrons para se estabilizar, assim, neste momento, realizaremos a distribuição eletrônica dos elementos que colorem os vidros e identificaremos o comportamento desses átomos, classificando-os conforme a camada de valência, o subnível e o número de elétrons na última camada eletrônica Elemento Distribuição eletrônica Camada de Subnível Número de valência elétrons na última camada Ferro 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4 S 2 Manganês 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4 S 2 Cobalto 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4 S 2 Ouro 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 6 S 1 4p6 5s2 5p6 Carbono 2 p 4 Antimônio 2p6 5 p 5 4p6 5s2 Urânio 2s2 2p6 3s2 3p6 7 S 2 4p6 5p6 6p6 7s2 5f3 Enxofre 3 p 6 Cobre 4 S 2 Tabela 2 Distribuição eletrônica representada na tabela periódica. Fonte: Fábrega (2016). Podemos observar que o ferro, o manganês, o cobalto, o urânio e o cobre possuem dois elétrons na camada de valência, portanto a tendência desses elementos é doar seus elétrons e, por isso, reagem facilmente com o oxigênio, pois, se realizarmos a distribuição eletrônica do oxigênio ( 2s2 veremos que ele possui seis elétrons na camada de valência e, portanto, quer ganhar dois elétrons para se estabilizar. o ouro apresenta somente um elétron em sua camada de valência, assim, tende também a doar esse elétron. Já os demais tendem a ganhar elétrons para se Por fim, temos que o vidro denominado sodo-cálcico é o mais fabricado industrialmente, pois é utilizado em janelas, veículos e recipientes, como garrafas, potes, jarras, copos, utensílios domésticos etc. É constituído de, aproximadamente, 70% de sílica (SiO2). Sabendo-se que a temperatura de fusão da sílica é de 1.713 é necessário adicionar quantidades significativas de carbonatos de sódio e cálcio e uma vez que alteram as propriedades da sílica, facilitando a fusão, pois são elementos químicos que possuem uma temperatura de fusão muito menor, 851 e 825 Isso ocorre porque o sódio e o cálcio são metais alcalino e alcalino terroso, respectivamente, e conforme a periodicidade, possuem temperatura de fusão menor por terem número atômico menor. No entanto, a areia contém ferro como impureza, o que confere ao vidro uma coloração esverdeada. Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Devido às suas propriedades periódicas, os metais de transição são os principais elementos quando pensamos em colorir os vidros. Esse fato se deve à presença de orbitais parcialmente preenchidos que absorvem radiações na região visível do espectro e que permitem transições eletrônicas, responsáveis pela emissão luminosa. Além disso, devido ao seu caráter metálico, apresentam brilho metálico e são bons condutores de eletricidade e de calor, duros, fortes e Apresentam diversos estados de oxidação dos elementos, e os volumes atômicos são baixos quando comparados aos metais alcalinos e alcalinos terrosos. As densidades atômicas são elevadas, bem como os pontos de fusão e ebulição. Quanto à sua energia de ionização, é intermediária entre aquelas dos blocos S e apresentando facilidade com que se pode remover um elétron de um átomo de transição, ou seja, sua energia de ionização é intermediária entre aquelas dos blocos S e p. A Tabela 3 apresenta os principais óxidos colorantes empregados em vidros e a con correspondente às diferentes valências nas quais pode se apresentar. Configuração eletrônica Cor 3d2 Amarelo-verde Verde Mn2+ 3d5 Incolor 3d5 Amarelo-verde pálido Co2+ Violeta-azul intenso Amarelo, marrom 3d9 Azul, verde Tabela 3 Cores formadas por íons de metais de transição (3d) em vidros sodo-cálcicos. Fonte: Fábrega (2016). ASSIMILE Caro estudante, convidamos você a explorar o fascinante mundo dos átomos e elementos, mergulhando em um campo rico em descobertas e fundamentos essenciais para a compreensão da natureza da matéria. Nossa jornada se inicia abordando a evolução do modelo atômico, desde as primeiras teorias de Dalton até os avanços revolucionários de Bohr e Schrödinger, proporcionando uma visão detalhada da estrutura e do comportamento dos átomos. A classificação periódica dos elementos é um ponto crucial em nosso estudo, revelando padrões surpreendentes nas propriedades dos elementos e permitindo prever comportamentos químicos. Além disso, exploraremos as leis ponderais, que desvendam as relações quantitativas nas reações químicas, e a distribuição eletrônica, um aspecto fundamental na organização dos elétrons ao redor do núcleo, impactando as propriedades dos elementos. Por fim, as propriedades periódicas trazem insights sobre tendências que influenciam desde o raio atômico até a eletronegatividade, proporcionando uma visão abrangente da química. Ao estudar esses conceitos, você estará preparado não apenas para compreender as bases da química mas também para aplicá-las em diversos campos, desde a pesquisa científica até a indústria e a prática profissional. Prepare-se para desbravar os segredos dos átomos e elementos, mergulhando em um universo dinâmico de conhecimento que moldou e continua a nosso entendimento do mundo que nos cerca. A aventura do aprendizado está prestes a começar, então venha conosco explorar as maravilhas da química! Anhanguera</p><p>Disciplina QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL Anhanguera Química Geral e Experimental Átomos e Elementos Evolução do Propriedades modelo atômico e Leis ponderais Distribuição periódicas eletrônica classificação periódica dos elementos Reações Número Energia de Átomos e químicas quânticos ionização Lei de Orbitais Afinidade elementos Modelos Conservação atômicos eletrônica das Massas Exclusão de atômicos Eletronegatividade Lei das Linus Pauling Raio atômico Tabela periódica Proporções Distribuição PF e PE Classificação constantes eletrônica dos dos elementos elétrons Figura Átomos e elementos. ASSOCIAÇÃO TÉCNICA BRASILEIRA DAS INDÚSTRIAS AUTOMÁTICAS DE VIDRO. Disponível em: https://abividro.org.br/ Acesso em: 5 fev. 2024. ATKINS, P.; JONES, L. LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Grupo A, 2018. BROWN, L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson, 2016. CALLISTER JR., W. RETHWISCH, D. G. Ciência e engenharia de materiais: uma introdução. 8. ed. São Paulo: LTC, 2012. R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017. FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora Educacional S. A., 2016. ZUMDAHL, S. S.; DECOSTE, D. J. Introdução à química: fundamentos. 8. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2016. Unidade 3 LIGAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS Aula 1 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS Ligações primárias Este conteúdo é um vídeo! Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet. Dica para você Aproveite o acesso para os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa. Anhanguera</p>