Aula 1-Química geral I -turma N2

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Princípios Elementares
em Química
Química Geral I
Profª. Livia Carneiro
livia@dequi.eel.usp.br
• Princípios elementares em química: Sistema Internacional
de Unidades (Definição das Unidades comumente usadas para
energia, massa, tempo, espaço, pressão, temperatura,
densidade e velocidade).
• Estrutura Atômica e Tabela Periódica: Natureza elétrica da
matéria. A carga do elétron. O núcleo do átomo. Espectros de
emissão e de absorção atômica.
Conteúdo Programático:
Sobre a Disciplina:
Créditos Aula: 4 
Carga Horária Total: 60 h 
Tipo: Semestral
• Configuração eletrônica dos elementos. A Lei e a tabela
Periódica.
• A Ligação Química: A ligação eletrovalente. A ligação
covalente. Hibridação. Polaridade da ligação. Forças
intermoleculares.
• Reações Químicas em Solução Aquosa : Terminologia das
soluções. Eletrólitos e não eletrólitos. Reações iônicas. Reações
sem transferência de elétron e seu balanceamento.
Preparação de sais inorgânicos (por dupla troca). Oxidação e
redução. Número de oxidação. Reações de óxido redução.
Métodos de balanceamento de reações de oxi-redução
(Variação do Nox, via decomposição do agente oxidante e íon-
elétron).
Conteúdo Programático:
• Natureza dos Compostos: Ácidos e bases (Arrhenius,
Bronsted-Lowry e Lewis), Óxidos e Sais. Conceitos e
Nomenclatura.
• Gases: Variáveis de estado. Lei combinada dos gases.
Experiência de Torriceli. Teoria cinética dos gases. Gás ideal
e real. Princípio de Avogadro.
• Soluções: Natureza das soluções. Dispersões colidais e
suspensões. Tipos de soluções. Unidades de concentração
(Molaridade, fração molar, ppm, normalidade,
molalidade). O processo de dissolução. Calor de
dissolução. Solubilidade e temperatura.
Conteúdo Programático:
• Estequiometria e Cálculos em Química : Cálculos
baseados em equações químicas. Cálculos com reagentes
limitantes e reagentes com pureza inferior a 100%.
Rendimento teórico e centesimal. Resolução de exercícios
envolvendo estequiometria industrial.
Conteúdo Programático:
1) BRADY, J & HUMISTON, G.E. Química Geral. Ed. Livros Técnicos 
Científicos, Rio de Janeiro, 1981
2) BROWN, LEMAY & BURSTEN, QUÍMICA A CIÊNCIA CENTRAL -
9.ed. Pearson Prentice Hall ed. 2005
3) KOTZ, J. C, TREICHEL, PAUL M. Química Geral 1 e Reações 
Químicas – 5ª ed. Cengage Learning, 2005.
4) RUSSEL, J.B. Química Geral, MacGrall-Hill Ltda. São Paulo.
5) MAHAN, B. MYERS, R.J. Química um curso Universitário, Ed. 
Edgard Blücher Ltda, São Paulo , 1993
Bibliografia:
Método
Duas provas escritas
Critério
A média para a primeira avaliação será calculada a partir das notas
das duas provas, P1 e P2, segundo a fórmula: M1=(P1+2xP2)/3.
Alunos com nota final igual ou superior a 5,0 estão aprovados,
inferior a 5,0 farão a recuperação.
Média final inferior a 3,0 está reprovado sem direito a recuperação.
Recuperação
A recuperação consistirá de uma prova envolvendo o assunto do
semestre todo, à qual será atribuída nota NR. A média da segunda
avaliação será calculada segunda a fórmula: M2=(M1+NR)/2.
Alunos com nota M2 igual ou superior a 5,0 estarão aprovados,
inferior a 5,0 estarão reprovados.
Avaliação:
Calendário:
Prova de Recuperação: 13/07/2013
Aula Data
1 Introdução 09/mar
2 Estrutura atômica 16/mar
3 Estrutura eletrônica 23/mar
30/mar não haverá aula - feriado
4 Tabela Periódica 06/abr
5 Ligações Químicas 13/abr
6 Geometria Molecular 20/abr
7 Reações em Soluções Aquosas 27/abr
8 Reações em Soluções Aquosas 04/mai
P1 11/mai
9 Gases 18/mai
10 Soluções 25/mai
01/jun não haverá aula - feriado
12 Estequiometria / Balanceamento 08/jun
13 Estequiometria / Balanceamento 15/jun
14 Cálculos baseados em equações químicas 22/jun
P2 29/jun
OBJETIVOS 
Dar ao aluno uma visão geral da Química, por 
meio de seus principais conceitos básicos e 
aplicações. 
Auxiliar no desenvolvimento do raciocínio químico 
(estrutura e reatividade), bem como resolver 
problemas de química com o auxílio de matemática.
10
Por que estudar química?
Por que estudar química
• A química é essencial para a nossa compreensão de 
outras ciências.
• É uma ciência extremamente prática que tem um 
grande impacto no dia-a-dia.
• EX: 
lavar roupa, acender um palito de fósforo
indústria farmacêutica
ferrugem, plásticos
indústria de alimentos, fertilizantes
Benefícios da Química:
Água potável
 Produção de Alimentos
 Invenção de Novos Materiais
Melhorias no Tratamento de Saúde
 Substituição e Preservação de Recursos 
Naturais
Química é uma Ciência 
Experimental que 
estuda a estrutura, 
composição e a 
transformação da 
matéria.
O que é química?
A abordagem científica do 
conhecimento
Os filósofos tentam compreender o universo 
raciocinando e pensando sobre o comportamento 
“ideal”
Os cientistas tentar compreender o universo através 
de conhecimento empírico obtido através da observação 
e experimentação
Da observação à compreensão
Hipótese – uma interpretação ou explicação tentativa 
de uma observação
Confirmada ou refutada por outras observações
Testada por experimentos – validada ou invalidada
Quando observações semelhantes são feitas de forma 
consistente, pode levar a uma Lei Científica
Ex.: Lei da Conservação da Massa
O estudo da química 
Uma ciência em três níveis:
Nível macroscópico: propriedades de objetos 
grandes e visíveis;
Nível microscópico: interpretação de 
fenômenos que não podemos ver diretamente, 
em termos de rearranjo dos átomos;
Nível simbólico: descrição dos fenômenos 
químicos por meio de símbolos químicos e 
equações matemáticas.
Definição
• A Matéria é o material físico do universo.
• É tudo que tem massa e ocupa espaço
• Massa – é a medida da quantidade de matéria
• A matéria é constituída de relativamente poucos
elementos.
• No nível microscópico, a matéria consiste de átomos
e moléculas.
O estudo da química
Elementos
Existem 116 elementos conhecidos.
A cada elemento é dado um único símbolo
químico (uma ou duas letras).
Classificação da matéria
Elementos
• Os símbolos químicos com uma letra têm aquela letra
maiúscula (por exemplo, H, B, C, N, etc.)
• Os símbolos químicos com duas letras têm apenas a primeira
letra maiúscula (por exemplo, He, Be).
Tabela 1. Nome e símbolos de alguns dos elementos mais familiares
Alumínio Al Cobalto Co Magnésio Mg Prata Ag
Argônio Ar Cobre Cu Manganês Mn Rubídio Rb
Bário Ba Cromo Cr Mercúrio Hg Selênio Se
Boro B Enxofre S Neônio Ne Silício Si
Bromo Br Flúor F Níquel Ni Sódio Na
Cádmio Cd Ferro Fe Nitrogênio N Titânio Ti
Cálcio Ca Fósforo P Oxigênio O Tungstênio W
Carbono C Hélio He Ouro Au Urânio U
Césio Cs Hidrogênio H Platina Pt Vanádio V
Cloro Cl Iodo I Plutônio Pu Zinco Zn
Criptônio Kr Lítio Li Potássio K Zircônio Zr
Inserir tabela periodica
Elementos
Os elementos são a base de constituição da
matéria.
A crosta terrestre consiste de 5 elementos
principais.
O corpo humano consiste basicamente de 3 
elementos principais.
Elementos
Cada elemento contém um único tipo de 
átomo
(EX: Mg)
Os átomos se combinam para formar
moléculas.
As moléculas podem consistir de mais de 
um tipo de elemento.
Classificação da matéria
H + H H H
H + H O O
Átomos e Moléculas
Classificação da matéria
H H 
A perspectiva molecular da química
C2H4(OH)2
C2H5(OH)
Estados da matéria
• A matéria pode ser um gás, um líquido ou um sólido.
• Esses são os três estados da matéria.
• Os gases não têm forma nem volume definidos.
• Os gases podem ser comprimidos para formarem líquidos.
• Os líquidos não têm forma, mas têm volume.
• Os sólidos são rígidos etêm forma e volume definidos.
Relacionado com a disposição das moléculas
Classificação da matéria
Simples Composta
Substância Pura
Homogênea Heterogênea
Mistura
Tipos de Matéria
Ar Areia+ 
pedra
N2 H2O
Classificação da matéria
Simples
 Substâncias puras e misturas
 As moléculas podem ter apenas um tipo de átomo
(Substância Simples Ex: O2)
 As moléculas podem ter mais de um tipo de átomo
(Substância Composta Ex: H2O).
Classificação da matéria
Moléculas de 
um elemento
Moléculas de 
um composto
Substâncias puras
• A maioria dos elementos se interagem para formar
compostos.
• As proporções de elementos em compostos são as
mesmas, independentemente de como o composto
foi formado.
• Lei das proporções definidas - cada componente de
um composto puro tem sua composição em massa
definida (Proust, 1754).
Compostos
Quando a água é decomposta, sempre haverá duas vezes
mais gás hidrogênio formado do que gás oxigênio.
Em massa: 
11% de 
Hidrogênio
89% de 
Oxigênio
Compostos
 As misturas heterogêneas não são totalmente
uniformes.
 As misturas homogêneas são totalmente uniformes.
 As misturas homogêneas são chamadas de soluções.
Misturas
 As misturas podem ser separadas se suas
propriedades físicas são diferentes.
 Os sólidos podem ser separados dos líquidos através
de filtração.
 O sólido é coletado em papel de filtro, e a solução, 
chamada de filtrado, passa pelo papel de filtro e é 
coletada em um frasco.
Separação de Misturas
 As misturas homogêneas de líquidos podem ser 
separadas através de destilação.
 A destilação necessita que os diferentes líquidos
tenham pontos de ebulição diferentes.
 Basicamente, cada componente da mistura é fervido
e coletado.
 A fração com ponto de ebulição mais baixo é coletada
primeiro.
Separação de Misturas
Misturas podem ser separadas com base nas
propriedades físicas diferentes de seus
componentes
Filtração
Separação de misturas
• A cromatografia pode ser utilizada para separar misturas que
têm diferentes habilidades para aderirem a superfícies sólidas.
• Quanto maior a atração do componente pela superfície (papel), 
mais lentamente ele se move.
• Quanto maior a atração do componente pelo líquido, mais
rapidamente ele se move.
• A cromatografia pode ser utilizada para separar as diferentes
cores de tinta de uma caneta.
Separação de misturas
Conjunto de informações utilizadas para 
identificar a matéria
Propriedades Físicas
Propriedades da Matéria
Propriedades Químicas
As Transformações da Matéria
São transformações que não alteram a identidade
das substâncias, como a mudança de estados.
Ex.: - Ferro fundido;
- Gelo;
As mudanças físicas não resultam em uma mudança
de composição
Transformações Físicas
É a temperatura na qual uma
substância passa do seu estado sólido
para o seu estado líquido.
Ponto de fusão
É a temperatura na qual uma substância
passa do seu estado líquido para o seu estado
vapor.
Nessa temperatura bolha de vapor são
formadas no corpo do líquido. Trata-se da
temperatura na qual a pressão de vapor do
líquido é igual à pressão atmosférica
Ponto de Ebulição
A ebulição da 
água é uma 
mudança física. 
As moléculas de 
água são 
separadas umas 
das outras, mas 
sua estrutura e 
composição não 
são alteradas.
 Geralmente controlada pela natureza do
solvente e do soluto, é também dependente das
condições de pressão e temperatura.
Solubilidade
 É a capacidade de um solvente dissolver uma 
determinada quantidade de soluto.
 São transformações mais significativas do que as
físicas. Substâncias são transformadas em outras
novas.
Ex.: - Exposição de um prego de ferro ao ar livre e 
- a queima da madeira
- Quando o hidrogênio puro e o oxigênio puro 
reagem completamente, eles formam água pura. No 
frasco contendo água não há sobra de oxigênio nem 
de hidrogênio.
Transformações Químicas
As Transformações da Matéria
Mudanças físicas e químicas
Alterações físicas e químicas
 As propriedades intensivas: não dependem da
quantidade de substância presente. Podem ser 
utilizadas para identificar substâncias
Exemplos: densidade, temperatura, cor. 
 As propriedades extensivas: estão relacionadas
com a quantidade de substância presente.
Exemplos: massa, volume, pressão.
Unidades de Medidas
Os cientistas decidiram adotar um conjunto de unidades – padrão 
internacional para comparar todas as medidas: O Sistema 
internacional de Medidas (SI)
Unidades SI
Unidades SI
Temperatura
Existem três escalas de temperatura:
• Escala Kelvin - SI
– Usada em ciência.
– Mesmo incremento de temperatura como escala
Celsius.
– A menor temperatura possível (zero absoluto) é o 
zero Kelvin. 
– Zero absoluto: 0 K = -273,15 oC.
Temperatura
• Escala Celsius
– Também utilizada em ciência.
– A água congela a 0 oC e entra em ebulição a 100 
oC.
– Para converter: K = oC + 273,15. 
• Escala Fahrenheit
– Geralmente não é utilizada em ciência.
– A água congela a 32 oF e entra em ebulição a 212 
oF.
– Para converter:
 32-F
9
5
C    32C
5
9
F 
Temperatura
Comprimento
SI: metro
S. Inglês: 
• polegada (in) 1 in = 2,54 cm
• pé (ft) 1ft = 12 in 
• jarda (jd) jd = 3 ft
Volume
 A unidade SI de volume é o 
m3.
 Normalmente usamos
1 mL = 1 cm3.
 Outras unidades de 
volume:
 1 L = 1 dm3 = 1000 cm3 = 
1000 mL.
 1galão 3,785 L
Volume
Densidade
 Usada para caracterizar as substâncias.
 Definida como massa dividida por volume:
 Unidades: g/cm3.
 Varia com a Temperatura!
Força (F = m.a)
SI : kg . m
s2
N (Newton)
Energia (E = F.d)
SI: N.m = J (Joule)
Potênica (P = E/t)
SI: J/s= W (Watt)
A incerteza na medida
• Todas as medidas científicas estão sujeitas a 
erro.
Precisão e exatidão
• As medidas que estão próximas do valor
“correto” são exatas.
• As medidas que estão próximas entre si são
precisas.
Precisão e exatidão
A incerteza na medida
Algarismos significativos
• Grandezas medidas são geralmente relatadas de tal
modo que apenas o último dígito seja incerto.
• Todos os dígitos de uma grandeza medida, incluindo
os incertos, são chamados algarismos significativos.
• Uma medida de 2,2 g tem 2 algarismos significativos
e 2,2405 g tem 5 algarismos significativos
•
Algarismos significativos
 O número de dígitos informado em uma medida reflete a 
exatidão da medida e a precisão do aparelho de medição.
 Em qualquer cálculo, os resultados são informados com o 
menor número de algarismos significativos (para
multiplicação e divisão) ou com o menor número de casas
decimais (adição e subtração).
Algarismos significativos em cálculos
• A menor medida exata usada no cálculo limita a certeza dos 
cálculos de grandeza.
• Na multiplicação e divisão o resultado deve ser informado com o 
mesmo número de algarismos significativos da medida com o 
menor número de algarismos significativos.
• Ex: Área = (6,221 cm) x (5,2 cm) = 32,3492 cm2
Área = 32 cm2
Algarismos significativos em cálculos
• Na adição e substração o resultado não pode ter mais casas
decimais do que a medida com o menor número de casas
decimais.
• Ex.: 20,4 (1 casa decimal)
1,322 (3 casas decimais)
*83 (0 casas decimais)
104,722 (arredonda-se para 105)
Algarismos significativos
1 - Números diferentes de zero são sempre significativos; Zeros 
entre números diferentes de zero são sempre significativos.
Ex: 1,005 (4) 1,03 (3)
2 - Zeros antes do primeiro dígito diferente de zero não são
significativos.Ex: 0,0003 (1) 0,02 (1), 0,0026 (2)
3 - Zeros no final do número depois de uma casa decimal são
significativos.
• Ex: 0,0200 (3) 3,0 (2)
4 - Zeros no final de um número antes de uma casa decimal são
ambíguos (por exemplo, 10.300 g).
Arredondamento
Se o número mais a direita for menor que 5, o
número antecedente permanece inalterado.
Ex: 7,243 – 7,24 – 7,2
Se o número mais a direita for maior ou igual a 5,
o número antecedente aumenta em uma unidade.
Ex: 4,475 – 4,48 – 4,5
Exemplo: Faça os seguintes cálculos com o 
número correto de algarismos significativos
A largura, o comprimento e a altura de uma caixa
são 15,5 cm, 27,3 cm e 5,4 cm, respectivamente.
Calcule o volume da caixa usando o número correto
de algarismos significativos em sua resposta.
Exercício
Conversão de unidades de medidas
via Frações de Conversão
Método: Escrever frações que irão multiplicar a unidade de partida
de forma que ela possa ser cancelada, dando lugar à unidade
desejada.
Fatores de Conversão
Fatores de Conversão
Unidades elevadas a potência
Exercício:
Utilize frações de conversão e faça as seguintes 
mudanças de unidades:
a) 40 m3  ft3
b) 550 cm2/kg  in2/lb
c) 150lb/in2  Pa
d) 7200 kg/m3  lb/ft3
e) 515 m/s  mi/h