Aulas_1_2_Introdução

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Química Geral e Inorgânica I
2016.1
Definição da Química, matéria, princípios químicos e 
Nomenclatura
Prof.: Msc. Raphael Nascimento
O que é Química
2
 Química
 Pode ser definida como a ciência que lida com os
materiais do universo e as mudanças que eles sofrem.
 Ciência Central
 Queima da madeira formando água e dióxido de carbono;
 Corrosão;
 Reações bioquímicas.
Propriedades Periódicas
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 Principais fatores que influenciam as propriedades 
periódicas dos elementos químicos.
 Raio atômico (R)
 Carga nuclear (Z)
 Nível energético (número quântico principal) 
Estrutura atômica
4
 Isótopos A = Número de massa
(Número de prótons e nêutrons)
X = Símbolo do elemento
Z = O número atômico 
(Número de prótons)
Exemplo
5
 Na natureza, os elementos normalmente são encontrados como
uma mistura de isótopos. Os três isótopos do carbono são carbono-
12, carbono-13 e carbono-14. Determine o número de cada um dos
três tipos de partículas subatômicas em cada um desses átomos de
carbono.
Modelo Atômico de Thompson
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 Modelo atômico de Thompson
 Descobridor do elétron e da relação entre a carga e a massa do elétron,
antes do descobrimento do próton ou do nêutron. Neste modelo, o átomo é
composto de elétrons embebidos numa sopa de carga positiva, como
as passas num pudim. Acreditava-se que os elétrons distribuíam-se
uniformemente no átomo. Em outras oportunidades, postulava-se que no
lugar de uma sopa de carga positiva seria uma nuvem de carga positiva.
Modelos Atômicos
7
 Modelo de Rutherford
 O modelo atômico de
Rutherford (também conhecido
como modelo planetário do
átomo) é um modelo
atômico concebido pelo
cientista Ernest Rutherford. Para
montar sua teoria, Rutherford
analisou resultados de seu
experimento que ficou conhecido
como "experiência de
Rutherford".
Modelos Atômicos
8
 Principais Problemas
 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.
Modelos atômicos
9
 Modelo de Bohr
Na física atômica, o átomo de Bohr é um modelo
que descreve o átomo como um núcleo pequeno e
carregado positivamente cercado
por elétrons em órbita circular.
Modelos Atômicos
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 Postulado de Bohr
 Através das descrições quânticas da radiação eletromagnética propostas
por Albert Einstein e Max Planck, o físico dinamarquês Niels
Bohr desenvolve seu modelo atômico a partir de quatro postulados:
1. Os elétrons que circundam o núcleo atômico existem em órbitas que têm níveis
de energia quantizados;
2. A energia total do elétron (cinética e potencial) não pode apresentar um valor
qualquer e sim, valores múltiplos de um quantum;
3. Quando ocorre o salto de um elétron entre órbitas, a diferença de energia é
emitida (ou suprida) por um simples quantum de luz (também chamado de
fóton), que tem energia exatamente igual à diferença de energia entre as órbitas
em questão;
1. As órbitas permitidas dependem de valores quantizados (bem definidos)
de momento angular orbital, L, de acordo com a equação
Modelos Atômicos 
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 Problemas
 Os postulados são justificados por qualquer princípio fundamental,
mas apenas através de seu sucesso. Eles contradizem a
eletrodinâmica clássica;
 O modelo de Bohr descreve o comportamento dos átomos de
hidrogênio e íons com apenas um elétron. Sistemas de vários
elétrons não estão incluídos;
 A teoria de relatividade não é considerada, embora seja atribuído
ao elétron no estado fundamental do átomo hidrogênio, cerca de
1% da velocidade da luz;
 Noção de uma órbita definida do elétron em torno do núcleo em
1927 conflitava com o princípio da incerteza descoberto por
Werner Heisenberg;
NÚMEROS QUÂNTICOS
O modelo de Bohr foi um modelo unidimensional que
usou um número quântico para descrever a distribuição
dos elétrons no átomo.
A única informação importante era o tamanho da órbita,
que foi descrito pelo número quântico (n).
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NÚMEROS QUÂNTICOS
O Orbital
-O físico austríaco Erwin Schrödinger conseguiu adaptar
ao elétron certas equações de movimento de ondas
em COORDENADAS CARTESIANAS;
-Essas equações matemáticas determinam as regiões
do espaço, onde existe a máxima probabilidade de
encontrarmos um elétron. Este local ficou conhecido
como orbital.
13
Formato dos Orbitais
14
NÚMEROS QUÂNTICOS
 Número Quântico Principal (n)
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Números Quânticos
 Subníveis de Energia
 Com o desenvolvimento ainda maior das análises
espectroscópicas, as raias espectrais puderam ser vistas
com ais detalhes. Raias que se imaginavam uniformes
foram encontradas linhas ainda menores.
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 Subnível de energia
-É o nome dado a um grupo de orbitais de mesma
forma e tamanho, porém em posições espaciais
diferentes.
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NÚMEROS QUÂNTICOS
 Número Quântico
Magnético (m) ou (ml)
- Indica o orbital individual
em que um determinado
elétron se encontra em um
subnível de energia;
Descreve a orientação do
orbital no espaço. Número
m pode ter qualquer valor
entre + l e – l, inclusive
zero.
18
NÚMEROS QUÂNTICOS
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NÚMEROS QUÂNTICOS
Número Quântico do momentum angular
orbital
- em outros momentos chamado também de
número quântico secundário e (azimutal)
representado por (l) l = n -1
l = 0 s
l= 1 p
l = 2 d
l = 3 f
20
Distribuição Eletrônica
21
Distribuição Eletrônica
22
 Ordem geométrica: é a ordenação crescente de níveis energéticos
 Exemplo: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p...
 Camada de Valência: é o último nível de uma distribuição eletrônica, normalmente os
elétrons pertencentes à camada de valência, são os que participam de
alguma ligação química.
 Exemplo: Arsênio (As): Z = 33
 Ordem energética (ordem de preenchimento): 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
 Ordem geométrica (ordem de camada energéticas):
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3
 Camadas Energéticas: K = 2; L = 8; M = 18; N = 5
A camada de valência do As é a camada N, pois é o último nível que contém elétrons.
Exemplos
23
Exemplo
24
Tabela Periódica
25
Tabela Periódica
26
Tabela Periódica
27
Propriedades Periódicas
28
Relação entre o raio de Bohr 
Substituindo 2 em 1 temos,
Propriedades Periódicas
29
Substituindo 4 em 3 temos,
Resumo:
1.A variação do nível energético (n) é 
diretamente proporcional ao raio.
2.A variação da carga nuclear é 
inversamente proporcional ao raio.
3.Essas propriedades definem as 
principais propriedades periódicas.
Propriedades Periódicas
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 Raio Atômico
Mantendo “n” constante o raio diminui em função da carga
Quando são variados o
nível e a carga, ao
mesmo tempo, o nível
sempre irá prevalecer
na elevação do raio
atômico.
Propriedades Periódicas
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 Raio Atômico
 Conclusões
 O raio atômico diminuirá com a elevação da carga se o
nível for mantido constante. (Diminui da esquerda para a
direita no grupo).
 Na Família, mesmo com a elevação da carga nuclear, o
raio atômico aumentará com em função do nível. Isso
pode ser observado na própria equação que define essa
propriedades. O nível é uma variável quecresce a
segunda potencia, fato esse que não ocorre com a carga.
Propriedades Periódicas
32
Propriedades Periódicas
33
 O ponto de fusão é um parâmetro que é influenciado 
diretamente pelo raio atômico
180,5 °C
97,8 °C
63,5 °C
Propriedades Periódicas
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 Energia de Ionização
 Definição: Energia mínima necessária para remover um elétron de um 
átomo na fase gasosa.
Ordem Energética
Propriedades Periódicas
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 Variação da Energia de Ionização
Propriedades Periódicas
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 Formação de íons
 Cátions: Retirada de elétrons das camadas mais externas do átomo.
 Ânion: Adição de elétrons à camada mais externa do átomo.
Íons
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 Um átomo tem um determinado número de prótons em seu núcleo e
um número igual de elétrons no espaço em torno do núcleo. Isso
resulta em um equilíbrio entre as cargas positivas e negativas. O
átomo nessas condições possui carga líquida zero.
11+ 11-
Átomo de Na neutro
Íons (cátions)
38
 Se um elétron for perdido, haverá 11 cargas
positivas, mas apenas 10 cargas negativas. Isso
resulta em um íon com carga positiva líquida (1+).
11+ 11+
-1e
11e 10e
Átomo de Na Íon de Na
Íons (ânions)
39
 Quando um átomo neutro “ganha” elétrons, forma-se
um íons com uma carga líquida negativa. Esse íon
de carga negativa é chamado de ânion.
17+
17e
Átomo de cloro
17+
Íon de cloro
18e
Número de Oxidação (Nox)
40
 Número de Oxidação (Nox) indica o número de elétrons que
um átomo ou (íon) perde ou ganha para adquirir estabilidade
química. Quando o átomo (ou íon) perde elétrons, seu Nox aumenta
(positivo), quando ganha elétrons, seu Nox diminui (negativo);
 A soma dos Nox de todos os átomos de uma molécula neutra é
sempre igual a zero;
 Substâncias simples apresentam Nox igual a 0 (Ex.: H2 e Cl2);
 Íons simples apresentam Nox igual a sua carga;
 O Nox serve para representar quantos elétrons ele irá ganhar ou
perder para que todos os átomos fiquem emparelhados na
distribuição eletrônica.
Energia de Ionização
 Aplicação em sistemas de EDS para microanálise 
em microscópios de varredura.
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Afinidade Eletrônica (eletroafinidade)
 Definição: É energia liberada na adição de um
elétron a um átomo gasoso no seu estado
fundamental. :
 A eletroafinidade diminui com o aumento do raio
atômico do elemento.
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Afinidade Eletrônica
43
Propriedade Periódica
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 Variação da afinidade eletrônica
Eletronegatividade (c)
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 Definição: A eletronegatividade de um elemento é o
poder do átomo de atrair elétrons quando faz parte
de um composto.
 Definição de Pauling:
 |cA - cB | = {D(A-B) – ½ [D(A-A) +(B-B)]}
1/2
 D = Energia de dissociação
 (A – A) = Energia de ligação entre os átomos A
 (A – B) = Energia de ligação entre os átomos A e B
 (B – B) = Energia de ligação entre os átomos B
Eletronegatividade
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Eletronegatividade
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 Definição de Mulliken: O conceito é o mesmo
proposto por Pauling, contudo a forma de
estabelecer a escala é diferenciada.
 cM = ½ (I + Ea)
 I = Energia de ionização
 Ea= Afinidade eletrônica
Eletronegatividade
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 Eletronegatividades de Pauling (preto) e Mulliken (Azul)
Matéria
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 Definição:
 São “entidades” que compõem o universo, possui duas 
características: tem massa e ocupa lugar no espaço.
 Estados da Matéria
 Sólido
 Líquido
 Gasoso
Propriedades físicas e químicas
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 Propriedades Físicas:
 Cor, odor, volume, estado de agregação (sólido, líquido
ou gasoso), densidade, ponto de fusão e ponto de
ebulição;
 Propriedades Químicas:
 Envolve transformação:
 Digestão do alimento do estômago, transformação da lenha em
madeira, reação que ocasiona ferrugem em barras de ferro e
crescimento da grama no quintal.
Elementos e Compostos
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 Elementos:
 Substância fundamental, que não podem ser decompostas em
outras substâncias por meios de processos químicos.
 Ex.: Fe, Al e O.
 Compostos:
 Formado pela união de elementos que têm afinidades
especiais entre eles.
 Ex.: CO2, H2O e H2S
Formula dos Compostos
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 FUNÇÕES INORGÂNICAS E SUAS NOMENCLATURAS
TEORIA DE ARRHENIUS
TEORIA DE ARRHENIUS
TEORIA DE ARRHENIUS
4. Mecanismos de ionização
ÁCIDOS: DEFINIÇÃO E CLASSIFICAÇÃO
Classificação
1. Quanto à presença de oxigênio
- Hidrácidos: não têm oxigênio Exemplos: HI, HBr, HCN
- Oxiácidos: têm oxigênio Exemplos: H2CO3, H2SO4
2. Quanto ao número de elementos químicos
- Binário: 2 elementos Exemplo: HI
- Ternário: 3 elementos Exemplo: HCℓO
- Quaternário: 4 elementos Exemplo: H4[Fe(CN)6]
Obs.: H4[Fe(CN)6] = Ácido ferrocianídrico (íon Fe
2+) ou ferrocianeto de hidrogênio
H3[Fe(CN)6] = Ácido ferricianídrico (íon Fe
3+)
ÁCIDOS: CLASSIFICAÇÃO
4. Quanto à volatilidade
- Fixos: oxiácidos Exemplo: H3PO4
- Voláteis: hidrácidos Exemplo: HCℓ, H2CO3
3. Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
- Monoácido: 1 H+ Exemplos: HI
- Diácido: 2 H+ Exemplos: H2S, H3PO3
- Triácido: 3 H+ Exemplos: H3PO4, H3BO3
- Tetrácido: 4 H+ Exemplos: H4SiO4, H4GeO4
5. Quanto ao grau de ionização
- Fortes:  > 50%
- Moderados: 5% ≤  ≤ 50%
- Fraco:  < 5%
ÁCIDOS: CLASSIFICAÇÃO
6. Quanto à força
Hidrácidos
MODERADO: HF
FORTES: HCℓ, HBr e HI
FRACOS: os demais (H2S, 
HCN)
Oxiácidos
HxEOy
Y – X = 3 MUITO FORTE
Y – X = 2 FORTE
Y – X = 1 MODERADO
Y – X = 0 FRACO
Exceção: H2CO3: fraco (instável, se decompõe em H2O e 
CO2)
H3PO3: moderado (2H+) Y – X = 1
H3PO2: moderado (1H+) Y – X = 1
ÁCIDOS: NOMENCLATURA
1. Hidrácidos
Ácido nome do elemento + ídrico
- HF: ácido fluorídrico
- HCℓ: ácido clorídrico
- HBr: ácido bromídrico
- HI: ácido iodídrico
- HCN: ácido cianídrico
- H2S: ácido sulfídrico
ÁCIDOS: NOMENCLATURA
1. Oxiácidos
Ácido nome do elemento + ico ou oso
Nox = +1 e +2 – Prefixo: Hipo ; Sufixo: oso
Nox = +3 e +4 – Sufixo: oso
Nox = +5 e +6 - Sufixo: ico
Nox= +7 - Prefixo: Per ; Sufixo: ico
ÁCIDOS: NOMENCLATURA
Exemplos:
HClO4
H2SO4
HClO2
ÁCIDOS: NOMENCLATURA
ÁCIDOS: NOMENCLATURA
ÁCIDOS: NOMENCLATURA
ÁCIDOS: NOMENCLATURA
ÁCIDOS: NOMENCLATURA
BASES: DEFINIÇÃO E CLASSIFICAÇÃO
Definição
Toda substância que, em solução aquosa se dissocia, produzindo como ânion OH-.
Mex+(OH)- Me(OH)x em que Me = metal
Obs.: NH4OH: única base com cátion de ametais.
Classificação
1. Quanto ao número de hidroxilas
- Monobase: 1 OH- Exemplo: KOH
- Dibase: 2 OH- Exemplo: Mg(OH)2
- Tribase: 3 OH- Exemplo: Aℓ(OH)3
- Tetrabase: 4 OH- Exemplo: Sn(OH)4
2. Quanto a solubilidade em água
- Solúveis: IA e NH4
+
- Pouco solúveis: IIA Exceção: Mg(OH)2 e Be(OH)2
- Insolúveis: demais bases
BASES: CLASSIFICAÇÃO E 
NOMENCLATURA
3. Quanto a força
- Base forte: IA e IIA ( próximo de 100%)
- Base fraca: demais, incluindo o NH4OH
Nomenclatura
1. Quando o elemento tem nox fixo
Hidróxido de nome do elemento
- KOH: hidróxido de potássio
- Mg(OH)2: hidróxido de magnésio
- Aℓ(OH)3: hidróxido de alumínio
2. Quando o elemento tem nox variável 
- Fe(OH)2: hidróxido de ferro II hidróxido ferroso
- Fe(OH)3: hidróxido de ferro III hidróxido férrico
Obs.: ICO: maior valor nox OSO: menor valor nox
BASES: NOMENCLATURA
BASES: NOMENCLATURA
SAIS: DEFINIÇÃO E CLASSIFICAÇÃO
Definição
São compostos formados pela reação de um ácido com uma base de Arrhenius.
Classificação
1. Neutralização total
2 HCℓO3 + Ca(OH)2 Ca(CℓO3)2 + 2 H20
Ácido clórico clorato de cálcio 
SAIS: CLASSIFICAÇÃO
2. Neutralização parcial da base1 HCℓ + Ca(OH)2 Ca(OH)Cℓ + H20
Ácido clórídrico cloreto (mono)básico de cálcio
(mono)hidroxicloreto de cálcio 
3. Neutralização parcial do ácido
1 H2CO3 + 1 NaOH  NaHCO3 + H20
Ácido carbônico carbonato (mono)ácido de sódio
(mono)hidrogenocarbonato de sódio
bicarbonato de sódio 
4. Sais duplos:
LiKCO3: carbonato de lítio e potássio
CaBrNO3: brometo nitrato de cálcio
5. Sais hidratados:
CaCℓ2 . 2 H2O
SAIS: SOLUBILIDADE
Sal Solúvel Insolúvel Exceções
Nitratos (NO3
-) X
Acetatos 
(CH3COO
-)
X
Alcalinos (IA) X
Amônio (NH4
+) X
Cloretos (Cl-)
Brometos (Br-)
Iodetos (I-)
X Ag+, Hg2
2+, Pb2+
Sulfatos (SO4
2-) X Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+
Sulfetos (S2-) X IA, NH4
+, Ca2+, Sr2+, 
Ba2+, 
Carbonatos(CO3
2-)
Fosfatos (PO4
3-)
X Na+, K+, NH4
+, 
ÓXIDOS: DEFINIÇÃO
1. Definição
É um composto binário no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
Exemplos: CO2, Na2O, Fe3O4.
2. Fórmula geral
Ex+O2- Em que:
E = elemento qualquer (com exceção do fluor)
X = número de oxidação do elemento E
O = oxigênio (com número de oxidação 2-)
Exemplo:
Mg2+O2- = MgO
ÓXIDOS: NOMENCLATURA
1. Quando o elemento (E) ligado ao oxigênio for um METAL
Óxido de nome do elemento
- K2O: óxido de potássio
- MgO: óxido de magnésio
- Fe2O3: óxido de ferro III ou óxido férrico
- FeO: óxido de ferro II ou óxido ferroso
2. Quando o elemento (E) ligado ao oxigênio for um AMETAL
(mono, di, tri, ...) Óxido de (di, tri, ...) nome do elemento
- N2O: monóxido de nitrogênio
- CO: monóxido de carbono
- P2O5: pentóxido de difósforo
- I2O7: heptóxido de di-iodo
ÓXIDOS: CLASSIFICAÇÃO
1. Óxido ÁCIDO ou Anidrido
Formado por ametais ligados ao oxigênio
Óxido ácido + água  ácido
Óxido ácido + base  sal + água
S03 + H2O H2SO4 SO3 + 2 NaOH Na2SO4 + H20
Anidrido: sem H2O: H2CO3 – H2O = CO2 anidrido carbônico
2. Óxido BÁSICO 
Formado por metais ligados ao oxigênio
Óxido básico + água  base
Óxido básico + ácido  sal + água
Na2O + H2O  2 NaOH Na2O + 2 HCℓ 2 NaCℓ + H20
ÓXIDOS: CLASSIFICAÇÃO
3. Óxido NEUTRO
Não reage com água, ácido ou base.
Os mais importantes são: CO, NO, N2O
4. Óxido ANFÓTERO
Formado por elementos de eletronegatividade intermediária, isto é, aqueles que
ocupam a região central da tabela periódica. Apresentam, simultaneamente, caráter
ácido e básico.
ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O
ZnO + 2 NaOH Na2ZnO2 + H2O
Óxido anfótero + ácido forte sal + água
Óxido anfótero + base forte sal + água
ÓXIDOS: CLASSIFICAÇÃO
Óxidos Básicos: Nox ≤3
Óxidos Ácidos: Nox ≥ 4
ÓXIDOS: CLASSIFICAÇÃO
5. Óxido DUPLO
É aquele cujo metal formador tem dois nox diferentes.
Fe3O4 = FeO . Fe2O3
Pb3O4 = PbO2 . 2 PbO
Mn3O4 = MnO2 . 2 MnO
4. PERÓXIDO
Os cátions são formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio.
O oxigênio apresenta nox = 1-
- Para metais alcalinos e hidrogênio: H2O2, Na2O2, Li2O2
- Pata metais alcalinos terrosos: MgO2, CaO2, BaO2
Na2O2 + 2 H2O 2 NaOH + H2O2
Na2O2 + 2 HCℓ 2 NaCℓ + H2O2
peróxido + água base + água oxigenada
peróxido + ácido sal + água oxigenada