Introdução à Química: Matéria, Substâncias e Estados

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Engenharia 
Civil 
Química Geral 
1 período/Noite 
Prof. Ivana 
Lula 
 Química: 
 
Por que estudar Química? 
 
O que é Química? 
 
Química é uma ciência natural que estuda a estrutura das 
substâncias, a composição e as propriedades das diferentes 
matérias, suas transformações e variações de energia. 
 
A química está diretamente relacionada a outras ciências como 
Biologia, Ciências Ambientais, Física, Engenharia, Medicina e 
Ciências da Saúde. 
 
Alguns 
Conceitos 
Básicos 
Matéria: 
 
É tudo que tem massa e ocupa espaço 
(possui volume). 
Massa é uma medida numérica direta da 
quantidade de matéria do objeto. 
Um béquer cheio de chumbo tem a mesma massa 
que um béquer cheio de água? 
 
A massa de um objeto pode ser determinada pela 
medida de sua inércia. 
 
Inércia é a resistência de um objeto a um esforço 
para modificar o seu estado de movimento. 
 
 
 
 
 
 
 
Quanto mais inércia, mais difícil é o movimento. 
 
Primeira Lei de Newton: 
“Um objeto em repouso tende a permanecer em 
repouso e um objeto em movimento tende a 
permanecer em movimento na mesma velocidade e na 
mesma direção.” 
Como podemos determinar a massa de um objeto 
no laboratório? 
 
 O que é peso? 
 Peso é a atração gravitacional que 
a terra exerce sobre um corpo 
 
P = m.g 
 
 
O peso de um corpo é proporcional a 
sua massa. 
 
 O que é uma substância pura? 
Substância com composição e características definidas. 
Substâncias Puras e Misturas 
A definição de substância pura está diretamente relacionada às chamadas 
propriedades específicas, que são exclusivas de cada material. 
 
A medida destas propriedades específicas é chamada de constante física, 
pois possuem valores FIXOS e CONSTANTES para cada material. 
Exemplo: 
calor específico, ponto de fusão, densidade, 
ponto de ebulição 
Outros exemplos de substâncias puras: 
Água 
Líquido Incolor 
Ponto de Fusão (P.F.) = 0 oC 
Ponto de Ebulição (P.E.) = 100 oC 
(ao nível do mar) 
Densidade = 1 g.cm-3 
(a 4 oC e ao nível do mar) 
 
Sal Comum (NaCl) 
Sólido branco, inodoro, sabor 
peculiar 
Ponto de Fusão (P.F.) = 801 oC 
Ponto de Ebulição (P.E.) = 1460 oC 
Densidade = 2,18 g.cm-3 
Solubilidade = 365 g. L-1 (a 20 oC) 
O que é uma mistura? 
Mistura consiste em duas ou mais substâncias 
fisicamente misturadas. 
 
Como podemos identificar uma mistura? 
 
As propriedades de uma mistura são diferentes das 
propriedades de seus componentes e dependem da composição 
da mistura. 
 Água salgada = sal + água 
 
O ponto de congelamento da água salgada é menor do que o da água 
pura e depende da quantidade de sal dissolvido na água 
Gelo + Água
Água + Vapor
 Ág
ua
Ge
lo 
Vap
or 
de 
águ
a
Fusão:Coexistem 
gelo e água a 
uma temperatura 
constante
Ebulição:
Coexistem 
água e vapor a 
uma 
temperatura 
constante
Temperatura (0C)
Tempo
Mudanças de fase de substancias Puras e 
Misturas 
Nas substancias ou compostos puros uma mudança de fase 
ocorre a uma temperatura constante. 
Faixa de Fusão
Faixa de Ebulição
Temperatura (0C)
Tempo
Inicio da Fusão
Final da Fusão
Nas misturas a mudanças de fase ocorrem dentro de uma 
determinada faixa de temperatura, uma mistura, por exemplo, 
não possui um ponto de fusão determinado, ela possui uma 
faixa de fusão. 
Elementos e Compostos 
Elemento é uma substância simples fundamental e elementar. 
 
Os elementos são representados por uma abreviação ou 
símbolo químico. 
 Símbolo Nome 
Ag Prata 
Al Alumínio 
B Boro 
Ba Bário 
Hg Mercúrio 
H Hidrogênio 
O Oxigênio 
Pb Chumbo 
Compostos são constituídos de dois ou mais elementos 
combinados em uma relação definida. 
 
Os compostos possuem composição definida. 
Os compostos são representados por fórmulas químicas. 
 
Composto Fórmula Química 
Sal de cozinha NaCl 
Água H2O 
Dióxido de carbono CO2 
Álcool etílico CH3CH2OH ou C2H6O 
 Sistemas Químicos 
 
Substâncias Puras 
 
 
 Misturas 
 
Substância Simples: 
Formada por um único 
elemento químico 
Substância Composta: 
Formada por vários 
elementos químicos 
Os Estados da Matéria 
A matéria pode existir em três estados: 
Cada um destes estados apresenta característica 
próprias. 
Sólido: 
Conserva o seu volume 
e sua forma; 
Arranjo ordenado; 
Partículas próximas e 
em posições fixas; 
Líquido: 
Conserva o seu volume mas 
adquire a forma do recipente que 
o contém; 
Desordem; 
Partículas próximas e livres para 
se mover umas em relação às 
outras 
 
Gasoso: 
Tanto o volume quanto a forma 
dos gases são variáveis: os 
gases se expandem eadquirem a 
forma do recipiente onde estão 
contidos; 
Desordem TOTAL; 
Partículas separadas e com 
liberdade total de movimento 
 
Fase: Região distinta onde todas as propriedades são as 
mesmas. 
 
Sistema: Porção do universo que está sob observação pode ser 
constituído de mais de uma fase. 
 
Ex: Copo de água com gelo representa um sistema constituído 
de duas fases. Uma fase sólida, o gelo, e uma fase líquida, a 
água. 
 
As fases de um sistema podem ser sólidas, líquidas ou 
gasosas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quase todas as combinações de fases são possíveis, exceto 
para gases, pois os gases se misturam completamente 
formando um sistema de uma única fase gasosa. 
 
Exercício: 
Quantas fases existem nos sistemas abaixo? 
Misturas Homogêneas e Heterogêneas 
As misturas são classificadas como homogêneas e heterogêneas. 
A mistura homogênea apresenta aspecto uniforme e propriedades iguais 
em todos os seus pontos, ou seja, apresenta uma única fase. 
As misturas homogêneas são também chamadas de soluções. 
 
 
 
 
A mistura heterogênea apresenta aspecto não uniforme e propriedades 
variáveis de um ponto a outro, ou seja, apresenta duas ou mais fases. 
 
 
 
 Sistemas Químicos 
 
Substâncias Puras 
 
 
 Misturas 
 
Substância Simples: 
Formada por um único 
elemento químico 
Substância Composta: 
Formada por vários 
elementos químicos 
 
 Homogêneas 
 
 
 Heterogêneas 
 
Transformações da Matéria: 
Transformação física: 
Não alteram a composição das substâncias. 
 
Ex: Mudanças de estado 
 
 
Transformação química: 
Altera a natureza da matéria. 
Substâncias são destruídas e novas substâncias são formadas. 
 
As transformações químicas são denominadas de reações 
químicas. 
 
Reagentes são transformados em produtos. 
 
C + O2 → CO2 + calor 
Pergunta: 
 
É fácil reconhecer uma transformação química? 
 
Leis das Transformações Químicas 
Lei da conservação das massas (Lavoisier, 1774): 
 
 Durante uma transformação química não ocorre perda ou 
ganho de massa, isto é, à soma das massas dos produtos é 
igual à soma das massas dos reagentes. 
 
 
Na natureza, nada se cria nada se perde tudo se transforma 
 
 
Lei de Proust ou Lei das Proporções constantes: 
 
Cada componente de um composto tem sua composição em 
massa definida e característica. 
 
Uma substância composta é formada por substâncias mais 
simples, unidas na mesma proporção em massa 
 
O que isto significa??? 
Um composto não podeser forçado a ter composição 
química diferente pela combinação de diferentes 
quantidades de seus constituintes. 
Excesso de A 
 
 
 
 
A B Produto C 
Quando uma transformação química acontece, esta 
quase sempre vem acompanhada de uma absorção ou 
liberação de energia. 
 
A viabilidade de uma reação química é determinada 
pelas trocas de energia que a acompanham. 
 
As trocas de energia também nos informam acerca da 
natureza das substâncias que reagem. 
Energia é a propriedade do sistema que permite realizar 
trabalho. 
 
Lei da conservação da energia: 
A energia pode ser transformada de uma para outra, porém não 
pode ser criada nem destruída. 
 
 
 
 
 
 
Energia 
Energia 
Cinética 
Energia 
Potencial 
Energia 
Térmica 
Energia 
Elétrica 
Teoria Atômica de Dalton 
A teoria atômica da matéria proposta por Dalton em 1803 deu inicio a era 
da química moderna. 
 
 
 
Todo e qualquer tipo de matéria é formada por partículas indivisíveis 
chamadas de átomos. 
 
 
 
 
 
A teoria de Dalton considera as leis das transformações químicas dadas 
anteriormente: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Todos os átomos de um dado elemento têm as mesmas propriedades, as 
quais diferem das propriedades de todos os outros elementos 
Átomos de 
hidrogênio 
Átomos de 
Oxigênio 
Átomos de 
Bromo 
Exemplo: 
 O átomo de oxigênio na molécula 
de água possui a mesma massa 
que o átomo de oxigênio na 
molécula de monóxido de 
carbono 
Uma reação química é simplesmente um rearranjo de átomos 
de uma combinação para outra. 
Os átomos individuais permanecem intactos. 
De acordo com Dalton os compostos se formam quando os 
átomos se combinam em uma relação constante e 
proporcional. 
A teoria de Dalton considera a lei da conservação das massas. 
80 g.mol-1 = 80 g.mol-1 
A teoria de Dalton considera a lei das proporções definidas. 
Excesso de A 
A B Produto C 
A teoria de Dalton considera a lei das proporções definidas. 
Exemplo: 
 
A razão entre os elementos nas moléculas é de 1:2 
independente do tamanho da alíquota que estamos analisando. 
A teoria de Dalton propôs a lei das proporções múltiplas. 
 
 
 
 
Quando dois compostos diferentes são formados pelos 
mesmos elementos, as massas de um elemento que reagem 
com as massas do outro se encontram em uma proporção de 
números inteiros. 
Mudando a reação se a massa de um elemento permanecer constante a massa do 
outro varia segundo valores múltiplos 
Óxidos Nitrogênio Oxigênio 
N2O 28 g 16 g 
N2O2 28 g 32 g 
N2O3 28 g 48 g 
N2O4 28 g 64 g 
N2O5 28 g 80 g 
Dada a tabela abaixo: 
O oxigênio combina-se com o nitrogênio formando diferentes óxidos. 
Permanecendo constante a massa de nitrogênio nos compostos (dois 
átomos) podemos verificar que os átomos de oxigênio mantém entre si 
uma proporção de números pequenos e inteiros: 
 
1 : 2 : 3 : 4 : 5 
Pesos Atômicos 
Mas como determinar a massa dos átomos individualmente? 
 
Temos que determinar um conjunto de pesos relativos entre os elementos 
formadores do composto sob análise 
Dado o composto A-B: 
A massa de B é maior do que a massa de A em uma 
razão de 4/3, logo B é mais pesado do que A 
 
 vezes. 
 
Estabelecemos assim as massas relativas de cada um 
dos elementos em questão. 
 
A teoria de Dalton estabeleceu o conceito de 
massa atômica dos elementos químicos. 
Os pesos atômicos relativos dos elementos são expressos em 
unidades de massa atômica (u.m.a → u). 
 
(u) é uma grandeza arbitraria definida atualmente como 1/12 da massa 
de um dos isótopos do átomo de carbono. 
 
Evolução dos Modelos Atômicos 
 
Modelo Atómico de Dalton 
 John Dalton (químico inglês) propôs o 
primeiro Modelo Atómico, em 1807. 
 
 O átomo era rígido, indivisível, 
indestrutível e tinha uma forma esférica. 
 
 John Dalton 
 (1766-1844) 
 
Modelo Atómico de Thomson 
 Em 1904, Thomson, propôs um novo 
modelo 
 
De acordo com Thomson o átomo seria 
formado por uma pasta positiva recheada de 
partículas negativas, os elétrons. 
 
Este modelo admite a divisibilidade do 
átomo e a natureza elétrica da matéria. 
Este modelo ficou conhecido como o 
modelo do pudim de passas. 
Joseph Thomson 
(1856-1940) 
Como surgiu o modelo de Thomson? 
Descoberta do elétron 
Crookes e colaboradores mostraram que gases rarefeitos quando 
submetidos a voltagens elevadíssimas podem tornar-se condutores 
elétricos. 
 
Emissões Raios Catódicos 
 
Raios catódicos sofrem desvios em direção ao pólo positivo, quando 
colocados em presença de um campo elétrico externo e uniforme, 
provando que estes raios são negativos. 
 
Raios catódicos formados por partículas negativas. 
 
 
Experimento de Thomson 
Raios catódicos sofrem 
desvios em direção ao pólo 
positivo, quando colocados 
em presença de um campo 
elétrico externo e uniforme, 
provando que estes raios 
são negativos. 
 
Elétrons: Partículas carregadas negativamente e que existem em 
qualquer átomo. 
O elétron foi a primeira partícula subatômica descoberta pela ciência. 
 
Prótons: Partículas carregadas positivamente e que existem em qualquer 
átomo. 
É bom saber: 
Alguns elementos químicos emitem espontaneamente partículas 
eletricamente carregadas, este fenômeno é chamado de 
RADIOATIVIDADE 
 Partículas positivas: partícula a, radiação a. 
 Partículas negativas: partícula b, radiação b. 
 Raios g: onda de luz altamente energética e com grande poder de 
penetração. Semelhante aos raios-X. 
 
Modelo Atómico de Rutherford 
Um pedaço de polônio emite um feixe de partículas a, que atravessa uma 
lamina finíssima de ouro. 
A maior parte das partículas atravessa a lamina, algumas são desviadas e 
outras refletidas de volta a fonte. 
Como explicar este resultado? 
 
Rutherford postulou que as partículas se desviavam ou refletiam porque 
iam de encontro a algo carregado positivamente e de massa elevada. 
Rutherford concluiu que o átomo possuía um núcleo 
positivo, pequeno e extremamente denso que continha 
todos os prótons e praticamente toda a massa do átomo. 
 
Os elétrons giram em orbitas circulares ao redor do 
núcleo 
Nêutron: 
 
Rutherford sugeriu que partículas de carga zero e de massa 
aproximadamente igual a dos prótons estavam presentes no 
núcleo, pois apenas metade da massa nuclear podia ser 
justificada pelos prótons. 
 
Aqui vamos fazer um parênteses e listar algumas 
propriedades das partículas subatômicas vistas até o 
momento: 
Massa carga 
Gramas u.m.a Coulombs 
Unidade de 
carga elétrica 
Próton 1,67 × 10-24 1,007276 + 1,602 × 10-19 + 1 
Nêutron 1,67 × 10-24 1,008665 0 0 
Elétron 9,11 × 10-28 0,0005486 -1,602 × 10-19 - 1 
Conclusões de Rutherford: 
 O átomo não é maciço, apresentando mais espaço vazio do 
que preenchido; 
A maior parte da massa do átomo se encontra em uma pequena 
região central (núcleo) dotada de carga positiva, onde estão os 
prótons; 
Os elétrons estão localizados em uma região ao redor do 
núcleo, chamada de eletrosfera. 
 
Esse modelo ficou conhecido como “modelo do sistema 
solar”, em que o sol seria representado pelo núcleo e os 
planetas pelos elétrons ao redor do núcleo (na eletrosfera). 
O modelo de Rutherford também tinha alguns problemas:não 
conseguia explicar de forma coerente as raias espectrais dos 
elementos químicos e também não conseguia explicar a órbita 
dos elétrons. 
 
De acordo com a teoria de Rutherford, os elétrons podiam 
orbitar o núcleo a qualquer distância. 
Quando os elétrons circundam em volta do núcleo, estariam 
mudando constantemente sua direção. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A eletrodinâmica clássica, que trata do movimento dos elétrons, explica 
que, se estes mudam constantemente de direção, de sentido, ou 
velocidade devem emitir continuamente radiação. 
 
Ao fazer isto, os elétrons perdem energia e tendem a espiralar para o 
núcleo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Isto significa que os átomos seriam instáveis: o contrário do que é 
observado na realidade. 
Número Atômico e Massa atômica 
Número Atômico (Z): número de prótons existentes no núcleo de um 
átomo. 
Número de Massa (A): é a soma do número de prótons (Z) e de 
nêutrons (N) existente em um átomo. 
 
A = Z +N 
O número atômico identifica o elemento químico e o número de massa informa se um 
átomo tem massa maior do que o outro. 
A notação geral de um átomo é: 
Exercícios: 
a. Qual é a composição de um átomo de fósforo com 16 nêutrons? 
Dado: 15P 
 
b. Qual é o seu número de massa? 
 
c. Se o átomo tem uma massa de 30,9738 uma, qual é a sua massa em 
gramas? 
Dado: 1 uma = 1,66 × 10-24 g