Química Geral

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Química Geral 
Prof. MSc. Mário Carlos de Barros Júnior
2º Semestre - 2015
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
Prof. Mário Carlos de Barros Junior
Formação:
Engenheiro de Alimentos UFV - 2001
Mestre em Ciência e Tecnologia de Alimentos - UFMG - 2003
Tese: extração de óleo de café e estudo da caracterização química 
Atuação:
Experiência de 12 anos de docência como Professor das disciplinas de Química Geral, Química Sanitária, Laboratório de Química, Química de Alimentos e Bioquímica de Alimentos de cursos de Engenharia, Nutrição da PUC – MG e do Uni-BH
Consultor Sebrae/Senac 
Professor da Unip-SJC
Professor do curso de MBA em APPCC (Análise de Perigos e Pontos Críticos de Controle).
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
Plano de Ensino
Átomos, íons e substâncias Químicas 
Estrutura da Tabela Periódica
Ligações Químicas e Fórmulas Químicas
Geometria e Polaridade das moléculas
Polaridade e solubilidade / Extração de substâncias
Ácidos e Bases (Reações de neutralização)
Equilíbrio ácido-base e soluções tampão;
Nox e reações de oxi-redução
Compostos orgânicos e bioquímicos (isômeros)
Obs: ver plano de ensino disponível.
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
Bibliografia
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5ª. ed. Porto Alegre: Editora Bookman, 2012.
KOTZ, J.C.; TREICHEL JUNIOR, P. Química e Reações Químicas. 6ª ed. v.1 e v.2. São Paulo: Editora Cengage Learning, 2009.
RUSSELL, J.B., Química Geral. 2ª ed. v.1 e v.2. Editora Person, 1994.
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
Avaliações
NP1- Primeira prova – Data Provável: 08/outubro-
NP2 - Segunda prova – Data provável : 26/novembro
Obs: questões sobre as aulas práticas serão cobradas nas provas teóricas.
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
Regras para a boa convivência
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
Uso de celulares 
Pontualidade
Presença
Disciplina
Conversas paralelas
Participação e Presença
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
Participe das aulas, aproveite este momento para tirar dúvidas.
Procure manter-se sempre atento!
Evite faltar as aulas.
Estude em casa (importante tentar estudar sozinho)
Faça exercícios para fixar a matéria.
Estude também com seus colegas.
Unidade 1: Átomos, moléculas e íons
1. Introdução (conceitos)
Átomo: unidade básica de um elemento.
Partículas subatômicas:
Elétron (carga negativa)
No núcleo:
Próton (carga positiva)
Nêutron (neutro)
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
1. Introdução (conceitos)
Número Atômico (Z): número de prótons de cada átomo de um elemento. Obs: todos os átomos podem ser identificados pelo número de prótons.
Número de Massa (A): número de prótons + número de nêutrons (presentes no núcleo)
Isótopos: mesmo número atômico, mas diferente número de massa.
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
2. Introdução - Tabela Periódica
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
3. Moléculas e Íons
De todos os elementos, apenas os gases nobres (coluna 18) existem na natureza como átomos isolados.
A maior parte da matéria é formada por moléculas ou por íons formados por átomos.
3.1 Molécula: 
é um agregado de pelo menos, 2 átomos ligados por forças químicas (ligações químicas).
Uma molécula pode conter átomos do mesmo elemento ou átomos de 2 ou mais elementos unidos numa razão fixa.
Ex: H2; F2, Cl2, N2, O2, H2O, CO, CO2, NH2
Assim como os átomos, as moléculas são eletricamente neutras.
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
3. Moléculas e Íons
3.2 Íons: 
é um átomo ou grupo de átomos que possui carga positiva ou carga negativa.
Lembre-se: o número de prótons (cargas positivas) se mantêm o mesmo durante as transformações químicas normais (reações químicas), mas poderá perder ou ganhar elétrons (cargas negativas).
A perda de um elétron gera um cátion (carga positiva)
O ganho de um elétron gera um ânion (carga negativa)
Ex de composto iônico: NaCl
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
4. Formulas Químicas 
Os químicos usam fórmulas químicas para representar a composição das moléculas e compostos iônicos em termos de símbolos
 Formula molecular: indica o número exato de átomos de cada elemento na menor unidade de uma substância. Ex: O2, H2O, CO, CO2, NH2
Fórmula estrutural: mostram como os átomos se ligam entre si nas moléculas.
Modelo de esfera e bastões: mostram o arranjo tridimensional dos átomos e moléculas.
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
4. Formulas Químicas
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CHANG (2013)
4. Formulas Químicas 
4.1Escreva a fórmula estrutural e molecular do Metanol a partir da figura abaixo
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CHANG (2013)
4. Formulas Químicas 
4.2 Escreva a fórmula estrutural e molecular do Etanol a partir da figura abaixo
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
CHANG (2013)
4. Formulas de Compostos Iônicos
A fórmula do Cloreto de Sódio é NaCl, pois consistem num mesmo número de íons Na+ e Cl- (1:1). No entanto, estes íons estão arranjados de forma tridimensional.
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
(a) e (b): estrutura do Cloreto de Sódio. As esferas menores representam o Na+. (c) cristais de NaCl.
CHANG (2013)
5. Distribuição eletrônica e valência
A eletrosfera está dividida em 7 camadas designadas por K, L, M, N, O, P, Q ou pelos números: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. O número de camada é representado pelo número quântico principal (n).
Uma camada de número n será subdividida em n subníveis (formados por orbitais): s, p, d, f, g, h, i…
Nos átomos dos elementos conhecidos, os subníveis teóricos g, h, i… estão vazios.
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
5. Distribuição eletrônica e valência
Os elétrons estão “distribuídos em orbitais” com energias específicas.
Orbitais: delimitam uma região do espaço na qual a probabilidade de encontrar o elétron é mais alta
Cada orbital pode conter no máximo 2 elétrons.
A energia de um elétron no átomo é menor do que a energia de um elétron livre (ou seja, mais afastado do núcleo).
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Orbitais s: forma esférica. apenas 1 por camada.
Orbitais p: forma de lóbulos. 3 por camada.
Orbitais d.: 5 por camada.
5. Distribuição eletrônica e valência
Pense um pouco!
Qual o máximo de elétrons nas subcamadas s, p, d e f?
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5. Distribuição eletrônica e valência
Ordem pela qual as subcamadas atômicas são preenchidas.
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5. Distribuição eletrônica e valência
Ordem de preenchimento dos elétrons (nível e sub níveis de energia).
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
Obs: Camada de valência: camada mais externa que comporta no máximo 8 elétrons.
5. Distribuição eletrônica e valência
Classificação dos elementos de acordo com o tipo de sub camada preenchida.
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
6. Ligações Químicas 
Um átomo se torna estável quando se torna isoeletrônico como um gás nobre.
Apenas as camadas mais externas dos átomos entram em contato para formar uma ligação química.
Símbolo de Lewis mostram os elétrons de valência
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
Como prever os tipos de ligações que os átomos vão formar?
6. Ligações Químicas 
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
Símbolo de Lewis. O número de pontos desemparelhados correspondem ao número de ligações que um átomo de um elemento pode formar
6. Ligações Químicas 
6.1 Ligação Iônica 
Obs: observe novamente os símbolos de Lewis na tabela periódica e compare os metais alcalinos/alcalinos terrosos
com os halogênios e Oxigênio. Veja quem tende a doar elétrons e quem tende a ganhar elétrons.
Definição: ligação iônica é a força eletrostática que mantém íons ligados em um composto iônico.
Ex: Li e F (faça a representação de Lewis)
Obs: anotações no caderno.
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
6. Ligações Químicas 
6.2 Ligação Covalente 
É uma ligação no qual dois elétrons são compartilhados por dois átomos. Os compostos covalentes são aqueles que possuem apenas ligações covalentes.
Exemplo:
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
Estrutura de Lewis para o Flúor
6. Ligações Químicas 
6.3 Ligação Metálica
A ligação metálica é a que se estabelece entre os metais. 
Os átomos metálicos têm grande tendência a perder elétrons da última camada, transformando-se em cátions.
“mar de elétrons”
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
6. Ligações Químicas 
6.3 Comparação entre compostos iônicos e covalentes
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
Propriedade
Na Cl
CCl4
Aspecto
Sólido branco
Líquidoincolor
Ponto de Fusão (oC)
801
- 23
Ponto de Ebulição (oC)
1413
76,5
Solubilidade em água
Alta
MuitoBaixa
Condutividade elétrica (quando sólido)
Mau
Mau
Condutividade elétrica (quando líquido)
Bom
Mau
6. Ligações Químicas 
6.4 Eletronegatividade
É a capacidade de um átomo atrair para si os elétrons de uma ligação.
Exemplo:
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Mapa do potencial eletrostático do HF
Região de maior densidade eletrônica
6. Ligações Químicas 
6.4 Eletronegatividade
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6. Ligações Químicas 
6.4 Eletronegatividade
Química Aplicada– Unidade 1: Átomos, Moléculas e íons
Ligação covalente Polar
Ligação covalente Apolar
Referência:
CHANG, Raymond. Química Geral: conceitos essenciais. Porto Alegre: AMGH, 2013, 778 p.
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