Quimica_Geral_Prof Fabiano Pinheiro

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Perfil Profissional:
� Graduado em Engenharia Química pela USP (Universidade de São Paulo) 
� Especialização em Processos Industriais Sucroalcooleiros – UTFPR 
(Universidade Tecnológica Federal do Paraná) – Cornélio Procópio
� Atuação desde 1.999, na área de Qualidade e Meio Ambiente em diversas 
empresas Nacionais e Multinacionais, tais como BASF, Nalco, Fluid Brasil 
e Usina Nova América.
� Participação em projeto ambiental na BASF em Toronto, Canadá,
� Coordenação de partidas de Estações de Tratamento e desmineralização
de Água e Efluentes em todo o país.
� Participou da implantação de ISO 9.000 e 14.000 em diversas empresas 
no segmento Químico e de Engenharia, além de certificações na área de 
alimentos (BPF e APPCC) em usinas de Cana e Laranja. 
QuQuQuQuíííímica Geral mica Geral mica Geral mica Geral ---- Fabiano PinheiroFabiano PinheiroFabiano PinheiroFabiano Pinheiro
Programa do Curso
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Conteúdo Inicial:
� Teoria Atômica
� Prótons, Nêutrons, Elétrons, Íons, Peso Molecular
� Ligações Químicas
� Ácidos, Bases, Sais, Óxidos
� Cálculos Estequiométricos
� Balanceamento de Reações Químicas
� Noções de concentração
� Preparação de soluções
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1 - TEORIA ATÔMICA
Na antiguidade acreditava-se que 
dividindo a matéria em pedaços 
cada vez menores, 
chegaríamos num ponto onde 
partículas, cada vez menores, 
seriam invisíveis ao olho humano e, 
segundo alguns pensadores, 
indivisíveis. Graças a essa 
propriedade, receberam o nome de 
átomos, termo que significa 
indivisíveis, em grego. Foi quando 
surgiu entre os filósofos gregos o 
termo atomismo.
1.1 - John Dalton (Modelo da bola de bilhar)
• Átomos de elementos diferentes possuem 
propriedades diferentes entre si. 
• Átomos de um mesmo elemento possuem 
propriedades iguais e de peso invariável. 
• Átomos são partículas maciças, indivisíveis e 
esféricas formadoras da matéria. 
• Nas reações químicas, os átomos permanecem 
inalterados. 
• O peso total de um composto é igual à soma 
dos pesos dos átomos dos elementos que o 
constituem. 
• Para Dalton o átomo era um sistema contínuo. 
• Apesar de um modelo simples, Dalton deu um 
grande passo na elaboração de um modelo 
atômico, pois foi o que instigou na busca por 
algumas respostas e proposição de futuros 
modelos. 
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5
O Modelo atômico de Thompson (1897) propunha que o átomo não fosse 
maciço (como havia afirmado John Dalton), mas sim um fluido com carga
positiva (homogêneo e quase esférico) no qual estavam dispersos (de 
maneira homogênea) os elétrons. Podemos fazer a analogia desse modelo 
atômico com um "Panetone" ou com um pudim recheado de uvas passas, 
em que a massa do panetone seria positiva e as passas seriam as partículas 
negativas.
Em um experimento usando um tubo de raios 
catódicos (CRT) O modelo atômico de Joseph 
John Thompson teve experimentos, por volta de 
1876, na qual foram estudadas descargas 
elétricas em tubos semelhantes à tubos de água 
luzes fluorescentes, chamado de tubo de raios 
catódicos (o mesmo usado em monitores e 
televisões nos dias atuais), dentro dos quais, 
haviam gases rarefeitos (em baixa pressão). 
Após tal teste, Thompson sugeriu que os 
elétrons estariam mergulhados em uma massa 
homogênea, como ameixas em um pudim. Esta 
proposta é conhecida como "Modelo Atômico de 
Thompson".
1.2 - Joseph John Thompson 
( Modelo do pudim de passas )
6
1.3 - Modelo atômico de Rutherford
O modelo atômico de Rutherford, também conhecido como 
modelo planetário do átomo, é uma teoria sobre a estrutura do 
átomo proposta pelo físico neozelandês Ernest Rutherford, e está
intimamente relacionado à experiência de Rutherford. Segundo esta 
teoria, o átomo teria um núcleo positivo, que seria muito pequeno 
em relação ao todo mas teria grande massa e, ao redor deste, os 
elétrons, que descreveriam órbitas helicoidais em altas velocidades, 
para não serem atraídos e caírem sobre o núcleo. A eletrosfera -
local onde se situam os elétrons - seria cerca de dez mil vezes maior 
do que o núcleo atômico, e entre eles haveria um espaço vazio.
A falha do modelo de Rutherford é mostrada pela teoria do 
electromagnetismo, de que toda partícula com carga elétrica 
submetida a uma aceleração origina a emissão de uma onda 
electromagnética. O elétron em seu movimento orbital está
submetido a uma aceleração centrípeta e, portanto, emitirá energia 
na forma de onda eletromagnética. Essa emissão, pelo Princípio da 
conservação da energia, faria com que o elétron perdesse energia 
cinética e potencial, caindo progressivamente sobre o núcleo, fato 
que não ocorre na prática. Esta falha foi corrigida pelo Modelo 
atômico de Bohr.
7
Experimento da lâmina de ouro de 
Rutherford
A grande maioria dos raios alfa passou 
direto pela lâmina. 
2. Pouquíssimos raios alfa foram 
refletidos pela lâmina. 
3. Pouquíssimos raios alfa passaram pela 
lâmina sofrendo desvio. 
Conclusão 1. Há um grande espaço vazio 
entre os átomos. 
2. Há uma região muito pequena e muito 
densa denominada de núcleo. 
3. O núcleo é positivamente carregado. 
4. A região vazia em torno do núcleo é
denominada eletrosfera que seria onde 
os elétrons estão localizados 
8
1.4 Modelo atômico de Bohr
Neste modelo, concebido em 1913, o átomo é constituído por 
um núcleo, tal como no modelo de Rutherford, mas em que os 
elétrons se movem em órbitas circulares em torno do núcleo, 
correspondendo a cada uma delas um nível de energia. Os 
elétrons podem passar de uma órbita para outra por absorção 
ou emissão de energia. 
Elétron
9
Se sabe que os elétrons possuem carga negativa, massa muito 
pequena e que se movem em órbitas ao redor do núcleo atômico. 
O núcleo atômico é situado no centro do átomo e constituído por 
prótons que são partículas de carga positiva, cuja massa é
aproximadamente 1.837 vezes superior a massa do elétron, e por 
nêutrons, partículas sem carga e com massa ligeiramente superior à
dos prótons. 
O átomo é eletricamente neutro, por possuir números iguais de 
elétrons e prótons. 
O número de prótons no átomo se chama número atômico, este 
valor é utilizado para estabelecer o lugar de um determinado 
elemento na tabela periódica. 
A tabela periódica é uma ordenação sistemática dos elementos 
químicos conhecidos. 
Cada elemento se caracteriza por possuir um número de elétrons 
que se distribuem nos diferentes níveis de energia do átomo 
correspondente. 
Os níveis energéticos ou camadas, são denominados pelos símbolos 
K, L, M, N, O, P e Q. 
1.5 - O modelo atômico atual
10
- Cada camada possui uma quantidade máxima de 
elétrons. A camada mais próxima do núcleo K, 
comporta somente dois elétrons; a camada L, 
imediatamente posterior, oito, e assim sucessivamente. 
Os elétrons da última camada (mais afastados do 
núcleo) são responsáveis pelo comportamento químico 
do elemento, por isso são denominados elétrons de 
valência. 
- O número de massa é equivalente à soma do número 
de prótons e nêutrons presentes no núcleo. 
- O átomo pode perder elétrons, carregando-se 
positivamente, é chamado de íon positivo (cátion). 
- Ao receber elétrons, o átomo se torna negativo, sendo 
chamado íon negativo (ânion). 
11
- As forças de interação nuclear são responsáveis pelo 
comportamento do átomo quase em sua totalidade. 
- As propriedades físico-químicasde um determinado 
elemento são predominantemente dadas pela sua 
configuração eletrônica, principalmente pela estrutura da 
última camada, ou camada de valência. 
- As propriedades que são atribuídas aos elementos na 
tabela, se repetem ciclicamente, por isso se denominou 
como tabela periódica dos elementos. 
-Através da radioatividade alguns átomos atuam como 
emissores de radiação nuclear, esta constitui a base do 
uso da energia atômica. 
- O deslocamento dos elétrons provoca uma corrente 
elétrica, que dá origem a todos os fenômenos 
relacionados à eletricidade e ao magnetismo. 
12
13
2 2 2 2 –––– PRPRPRPRÓÓÓÓTONS, NÊUTRONS, ELTONS, NÊUTRONS, ELTONS, NÊUTRONS, ELTONS, NÊUTRONS, ELÉÉÉÉTRONS, TRONS, TRONS, TRONS, 
ÍÍÍÍONS E PESO MOLECULARONS E PESO MOLECULARONS E PESO MOLECULARONS E PESO MOLECULAR
Exercícios:
2.1 - Qual a massa atômica e a quantidade de prótons, 
nêutrons e elétrons dos seguintes átomos: 
- Enxofre - Ferro - Silício - Estrôncio
- Ouro - Antimônio - Astato - Césio 
2.2 - Qual distribuição em camadas dos elétrons do 
Flúor, Sódio, Alumínio, Rubídio e Bromo?
2.3 - Qual o íon mais provável dos átomos: Alumínio, 
Oxigênio, Hidrogênio, Magnésio e Cloro?
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2.4 - Qual o peso molecular dos 
seguintes compostos:
ácido sulfúrico - cloreto férrico
PM = PM = 
- hidróxido de magnésio - ácido clorídrico
PM = PM = 
-cloreto de sódio - sulfato de alumínio
PM = PM = 
-ácido fosfórico - hipoclorito de sódio
PM = PM = 
-nitrato de prata - ácido sulfídrico
PM = PM = 
-hidróxido de potássio - hidróxido férrico
PM = PM = 
-Hidróxido de sódio - carbonato de sódio 
PM = PM = 
-Hidróxido de cálcio - bicarbonato de sódio
PM = PM =
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3 3 3 3 –––– LIGALIGALIGALIGAÇÇÇÇÕES QUÕES QUÕES QUÕES QUÍÍÍÍMICAS:MICAS:MICAS:MICAS:
3.1 – ligação iônica ou eletrovalente
3.2 – ligação covalente ou molecular
3.3 – ligação dativa
1) Ácido clorídrico
2) Cloreto de sódio
3) Ácido sulfídrico
4) Ácido sulfúrico
5) Hidróxido de sódio
6) Hidróxido de alumínio
7) Fluoreto de lítio
8) Metano
9) Dióxido de carbono
10) Ácido acético
11) Acetona
12) Etanol
13) Glicose
14) Amônia
15) Monóxido de carbono
16) Água
17) Oxigênio
18) Dióxido de enxofre
Exercícios
Evidencie as ligações iônicas, covalentes e dativas dos compostos:
16
4 4 4 4 –––– ÁÁÁÁCIDOS, BASES, SAIS E CIDOS, BASES, SAIS E CIDOS, BASES, SAIS E CIDOS, BASES, SAIS E ÓÓÓÓXIDOS XIDOS XIDOS XIDOS 
4.1 - Definição de ácido segundo Arrhenius:
� Ácido é toda substância que em solução aquosa libera íons H+
4.2 - Nomenclatura dos ácidos:
4.2.1 - Hidrácidos = ácido ........ídrico
Exemplos:
�Ácido clorídrico : __________________________________________
�Ácido sulfídrico: __________________________________________
�Ácido fluorídrico: __________________________________________
�Ácido cianídrico: __________________________________________
�Acido iodídrico: __________________________________________
�Acido bromídrico: __________________________________________
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4.2.2) Óxi-ácidos:
Ácidos referenciais:
-Ácido sulfúrico ______________________________________
-Ácido fosfórico ______________________________________
-Ácido crômico ______________________________________
-Ácido mangânico ______________________________________
-Ácido clórico ______________________________________
-Ácido carbônico ______________________________________
-Ácido silícico ______________________________________
-Ácido nítrico ______________________________________
-Ácido bórico ______________________________________
-Ácido brômico ______________________________________
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Em termos gerais:
- Removendo 1 oxigênio do referencial = ácido ..................oso
- Removendo 2 oxigênios do referencial = ácido hipo..........oso
- Adicionando 1 oxigênio no referencial = ácido per..................
Orto , meta, piro:
Orto = referencial
Meta = referencial – 1 (H2O) 
Piro = referencial x 2 – 1 (H2O) 
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4.2.3 - Exercícios:
Escreva a fórmula dos seguintes ácidos:
a. Ácido cloroso ____________________________
b. Ácido hipocloroso ____________________________
c. Acido perclórico ____________________________
d. Ácido pirocrômico ____________________________
e. Ácido sulfuroso ____________________________
f. Ácido hiposulfuroso ____________________________
g. Ácido metafosfórico ____________________________
h. Ácido nitroso ____________________________
i. Ácido manganoso ____________________________
j. Ácido permangânico ____________________________
20
4.3 - Nomenclatura e formulação das Bases
de Arrhenius:
� Hidróxido de (nome do metal) - Metais com NOX fixo
� Hidróxido de (nome do metal) + oso – metais com NOX variável – menor valor
� Hidróxido de (nome do metal) + ico – metais com NOX variável – maior valor
4.4 - Tabela de NOX:
Átomos com NOX fixo:
Coluna 1A = +1 (Exceto Oxigênio em peróxidos)
Coluna 2A = +2
Coluna 6A = -2
Coluna 7A = -1
Alumínio = +3
Prata = +1
Zinco = +2
Cádmio = +2
Átomos com NOX variável:
Cobre: +1 e +2
Ferro: +2 e +3
Manganês: +2 , +4 , +7
Cromo: +3 , +6 
Mercúrio: +1 , +2
Cobalto: +2 , +3
Chumbo = +2 , +4
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4.5 - Exercícios:
De a fórmula ou o nome das seguintes bases:
• Hidróxido de sódio ________________________________________
- Hidróxido de potássio ________________________________________
- Hidróxido de cálcio ________________________________________
- Hidróxido de alumínio ________________________________________
- Hidróxido férrico ________________________________________
- Hidróxido cúprico ________________________________________
- Fe(OH)2 ________________________________________
- Cr(OH)3 ________________________________________
- Mn(OH)2 ________________________________________
- Hidróxido de prata ________________________________________
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4.6 - Força dos ácidos e das bases:
4.7 - Sais:
Ácido + Base ���� Sal + Água
Exemplo:
HCl + KOH � KCl + H2O
H2SO4 + Al(OH)3 � ______________________________
Link apostila ácidos/bases pág 2
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4.8 - Nomenclatura dos Sais:
A nomenclatura dos sais é dada pelo seu ácido de origem, assim sendo:
Ácido ..........idrico = ETO
Ácido ..........ico = ATO
Ácido ..........oso = ITO
4.9 - Exercícios:
Mostrar a reação de origem dos seguintes sais
a. Sulfato de cálcio ________________________________________
b. Sulfeto de sódio ________________________________________
c. Cloreto de cúprico ________________________________________
d. Nitrato de prata ________________________________________
e. Cromato de potássio ________________________________________
f. Pirofosfato de sódio ________________________________________
g. Hipoclorito de sódio ________________________________________
h. Nitrito de bário ________________________________________
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i. Cianeto de sódio _____________________________________________
j. Hipossulfito de potássio _____________________________________________
k. Sulfito de sódio _____________________________________________
l. Silicato de mercúrio _____________________________________________
m. Cloreto férrico _____________________________________________
n. Bicarbonato de sódio _____________________________________________
o. Iodeto de magnésio _____________________________________________
p. Permanganato de sódio _____________________________________________
q. Carbonato de sódio _____________________________________________
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4.10 - Óxidos:
Nomenclatura: Óxido de .......................
Exemplos:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________26
5 5 5 5 ---- CCCCáááálculos estequiomlculos estequiomlculos estequiomlculos estequioméééétricos:tricos:tricos:tricos:
5.1 – Exercícios:
a. Na reação 4.9 b, calcule a massa de todos os produtos obtidos na reação, 
considerando-se que foram utilizados 100 g do reagente ácido
b. Considerando-se a reação 4.9 g, calcule a massa de reagentes necessários 
para que possamos obter 5 kg de hipoclorito de sódio
c. Na reação 4.9 i colocou-se para reagir 15 mL de hidróxido de sódio com 
concentração 20% para reagir com o ácido em questão. Calcule a massa 
de ácido necessária para a reação completa, bem como a massa de todos 
os produtos obtidos, supondo que o rendimento da reação seja 95%.
d. Na reação de formação do leite de cal, calcule a massa de óxido de cálcio 
(90% de pureza) necessária para obtermos 500 toneladas de hidróxido de 
cálcio.
e. Precisamos obter 500 litros de sulfato de alumínio com concentração 50% 
com uma densidade 1,17 g/mL. Calcule a massa dos reagentes 
necessários.
27
6 6 6 6 –––– NoNoNoNoçççções de Concentraões de Concentraões de Concentraões de Concentraçççção:ão:ão:ão:
6.1 Concentração comum: g/L
6.2 Concentração percentual: % em peso ou % em volume
6.3 Concentração Molar: M = n° mol
Volume (litros)
n° mol = m
PM
6.4 Concentração Normal: N = n° eq-g
Volume (litros)
n° eq-g = m
eq-g 
eq-g = PM onde k é o n° hidrogênios ionizáveis ou hidroxilas
K ou , no caso de sais é = αααα
6.5 Concentração em ppm: partes por milhão = mg/kg ou mL / L
Admitindo densidade = 1 g/ml, temos: 
ppm = mg / L = g/m3
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7 7 7 7 –––– PreparaPreparaPreparaPreparaçççção de Soluão de Soluão de Soluão de Soluçççções:ões:ões:ões:
7.1 Exercícios:
a. Preparar 2 litros de ácido sulfúrico 0,01 N
b. Preparar 1 litro de HCl 6,34 N, 0,5 N e 0,1 N
c. Calcular o pH de uma solução 0,01 M de NaOH
d. Preparar 5 litros de solução de hidróxido de sódio a 50% e 20%. 
Feito isso, preparar 1 litro a 0,01 N e 0,05 N. 
e. Preparar 500 mL de ácido bórico a 4%
f. Preparar 10 Litros de hidróxio de sódio 5 M
g. A partir da solução 5 M de hidróxido de sódio, preparar 1 L de 
uma solução 1 M
h. Descreva o procedimento para preparar uma solução 5 ppm de 
sacarose
29
i. Colocando-se 50 mL de ácido sulfúrico 2N para reagir, qual a 
massa de hidróxido de alumínio necessária para a reação e quais 
as quantidades de produtos formados?
j. Um tanque cilíndrico de 3 m de raio e 10 m de altura possui em 
seu interior 2000 L de Hidróxido de sódio 10%. Se eu adicionar 
água até completar o volume total do tanque, qual a 
concentração Molar da solução que terei dentro desse tanque?