Química Aula 01

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INTRODUÇÃO À 
QUÍMICA 
Profa. Me. Janaíne Chassot 
Três de Maio, 18 de fevereiro de 2014. 
O QUE É A QUÍMICA??? 
• Pão sem Química 
• Sinônimo de “ Substâncias tóxicas”, “ veneno” 
ou “poluição”? 
É ESTUDAR SUBSTÂNCIAS AO NOSSO REDOR, DE ONDE 
VÊM, QUAIS SUAS PROPRIEDADES, QUE UTILIDADES 
POSSUEM E QUAIS SUAS VANTAGENS OU OS PROBLEMAS 
QUE EVENTUALMENTE PODEM TRAZER A HUMANIDADE. 
APRENDER QUÍMICA 
NÃO 
QUÍMICA 
• Engenharia – elaboração de novos materiais 
(cerâmicas que suportam altas temperaturas, 
plásticos altamente resistentes e materiais 
supercondutores); 
• Medicina- descoberta de novas substâncias 
que podem atuar como medicamentos 
Caráter interdisciplinar 
• Só se firmou como Ciência no transcorrer dos 
séculos XVII e XVIII. 
• ANTIGUIDADE- 1500 a.C. egípcios – fabricação 
de objetos cerâmicos por meio do cozimento 
da argila, a extração de corantes de certos 
animais e vegetais, obtenção de vinagre, 
obtenção de vinho, cerveja e a produção de 
vidro e alguns metais. *Conservação das 
múmias. 
QUÍMICA - Panorama histórico 
• Aristóteles (384-322 a.C.) – tudo é constituídos de 4 
elementos básicos: “fogo, terra, ar e água”. 
• ALQUIMIA- precursora da Química = mistura de ciência, 
arte e magia, que floresceu durante a Idade Média, 
tendo uma dupla preocupação: a busca do “elixir da 
longa vida” (garantiria a imortalidade e a cura das 
doenças do corpo) e a descoberta de um método para a 
transformação de metais comuns em ouro 
(transmutação), que ocorreria na presença de um 
agente conhecido como “pedra filosofal”. Conduziu ao 
domínio de muitas técnicas de metalurgia e à 
descoberta da pólvora. 
 
 
QUÍMICA - Panorama histórico 
• 1597- o alemão Andreas Libavius publicou o 
livro Alchemia, no qual afirmava que a Alquimia 
tem por objetivo a separação de misturas em 
seus componentes e o estudo das propriedades 
desses componentes. 
• 1661- o irlandês Robert Boyle publicou The 
sceptical chemist (O químico cético), no qual 
atacava violentamente a concepção aristotélica 
de quatro “elementos”. Para Boyle, elemento é 
tudo aquilo que não pode ser decomposto por 
nenhum método conhecido. 
QUÍMICA - Panorama histórico 
• Lavoisier, cientista francês, séc. XVIII- “pai” da química- 
realizou experimentos controlados envolvendo medidas 
de massa de frascos antes e depois de acontecerem 
reações químicas dentro deles. Uma de suas conclusões, 
a de que a massa se conserva durante as reações 
químicas. 
• Séc. XIX- Gay-Lussac, Dalton, Avogadro e outros- origem 
Química Clássica. 
• Séc. XX- ÁTOMO teve sua estrutura interna pesquisada, 
elementos artificiais foram sintetizados e modernas 
técnicas de investigação foram desenvolvidas- Química, 
Física, Matemática, Computação e Eletrônica. 
QUÍMICA - Panorama histórico 
Química: uma ciência em três níveis 
Nível macroscópico- propriedades de objetos 
grandes e visíveis; 
Nível microscópico- mais profundo, rearranjo de 
átomos; 
Nível simbólico- descrição dos fenômenos químicos 
por meio de símbolos químicos e equações 
matemáticas. 
O Químico pensa no nível microscópico, conduz 
experimentos em nível macroscópico e representa as 
duas coisas por meio de símbolos. 
Os ramos da química 
Química orgânica- estudo dos 
componentes do carbono 
Química inorgânica- estudo dos demais 
elementos e seus compostos 
Química físico-química- estudo dos 
princípios da química 
CONTEÚDO 
 Substância simples, substância composta 
 Mistura Homogênea, mistura heterogênea 
 Soluções aquosas, saturadas 
 Composto Orgânico, Composto Inorgânico 
 Íons, cátions, ânions 
 Ligações Iônicas 
 Ligações Covalentes 
 Ligações metálicas 
 Soluto e solvente 
 Precipitação 
 Eletronegatividade, eletropositividade 
SUBSTÂNCIA PURA 
 
Água 
Sal 
Ferro 
Açucar 
Oxigênio 
• Uma única substância com composição 
característica e definida 
• Com um conjunto definido de propriedades. 
 
MISTURA 
GRANITO: Mistura de 
grânulos de quartzo 
branco, mica preta 
feldspato rosa. Em 
geral vistos a “olho nu” 
Água salgada: 
aparenta ser 
água pura, 
mas é uma 
mistura de 
água e sal 
Duas ou mais substâncias puras, fisicamente 
misturadas 
Pode ser identificada por observação visual: 
Exemplos de misturas: 
• Leite, 
• madeira, 
• concreto, 
• óleo do motor, 
• batom, 
• ar 
Número de fases de uma mistura 
MISTURA HOMOGÊNEA : 1 única fase 
(Ex: água salgada, gasolina, ar, vinagre) 
 
MISTURA HETEROGÊNA: 2 ou + fases 
1 substância, 2 fases (água e gelo) 
Cada estado físico corresponde a uma fase 
1 fase= sist. homogêneo 
2 fases= sist. heterogêneo 
2 substâncias, 2 fases 
Amostra de 
Matéria 
Substância Pura 
Homogênea 
Quando se 
encontra em 
um único 
estado físico 
Heterogênea 
Quando se 
encontra em mais 
de um único 
estado físico 
Mistura 
Homogênea 
(Solução) 
Heterogênea 
Pode ser Pode ser 
Pode ser 
Assim classificada Assim classificada 
Escolha a alternativa correta 
• Em um mesmo recipiente foram colocados óleo, gelo 
e água, que se mantém em equilíbrio . O sistema 
apresenta: 
a) Três fases e três substâncias 
b) Duas fases em estados físicos diferentes 
c) Três fases em um único estado físico 
d) Duas substâncias equilibradas em três fases 
e) Duas fases e duas substâncias. 
Propriedades das substâncias 
Toda substância pura tem um próprio conjunto particular 
de propriedades que a distingue de todas as outras 
substâncias: 
Densidade (g/cm3) 
Ponto de Fusão (°C) 
Ponto de Ebulição (°C) 
Solubilidade (g/100g de água) 
Cor 
Calor específico 
SÓLIDO 
• Conserva seu 
volume e forma 
LÍQUIDO 
• Conserva seu 
volume 
• Adquire a forma 
de seus recipientes 
GÁS 
• Volume e forma 
variáveis 
ESTADOS 
DA 
MATÉRIA 
Gases e Líquidos 
chamados fluidos 
Mudanças de estado físico 
• A água pode se apresentar em 3 estados físicos: 
SÓLIDO (gelo), LÍQUIDO e GASOSO (vapor de 
água) 
Amostra de 
matéria 
Substância 
Pura 
Simples Composta 
Mistura 
Homogênea Heterogênea 
Decomposição em outras 
substâncias menos complexas 
Pode ser 
Pode ser Pode ser 
Pode ser Não pode ser 
Pode ter seus componentes 
separados; cada um deles é uma 
Substâncias Simples e Compostas 
Substâncias Simples são aquelas formadas 
por um único tipo de elemento químico. 
• Exemplos: H2, O2, O3, Cl2, P4. 
Substâncias Compostas são aquelas formadas 
por mais de um tipo de elemento químico. 
• Exemplos: NaCl, H2O, Ca2SO4, HCl, H3PO4. 
SOLUTO X SOLVENTE 
Solvente é o componente da solução que se apresenta em uma 
quantidade maior do que os outros componentes e cada um dos 
outros componentes é chamado soluto. 
Ex: 
Após dissolver uma grama de açúcar 
em um litro de água: 
Açúcar – menor quantidade = soluto 
Água – maior quantidade = solvente 
SOLUÇÃO AQUOSA 
• Água mineral 
• Sulfato de bário, sulfato de cálcio, cloreto de sódio 
SOLUÇÃO GASOSA 
• Ar atmosférico 
• Gás nitrogênio (78%), gás oxigênio (21%) 
SOLUÇÃO SÓLIDA 
• Ouro (Joalheiros) = Ouro + cobre 
• Latão = cobre + zinco 
Coeficiente de solubilidade 
é a quantidade de soluto suficiente para saturar, 
ou seja, dissolver totalmente, o solvente, numa 
determinada temperatura. 
 
Cada substância possui um coeficiente conforme a 
temperatura em que a solução se encontra. 
 
 
CADA SUBSTÂNCIA 
• Em relação à solução, deve-se ter em mente que 
quanto maior a quantidade de soluto, mais 
concentrada será a solução. Além disso, cada 
substância é saturada numa determinada 
quantidadede solvente. 
 
O coeficiente de solubilidade é útil quando se analisa que haverá 
excesso de soluto quando suas moléculas não conseguirem mais 
realizar ligações, já que não haverá moléculas de solvente 
suficientes para a interação com as moléculas de soluto. 
Há, também, uma diferença de solubilidade do mesmo soluto em diferentes solventes. 
 
Exemplo: A 50 °C é possível dissolver no máximo 80g de Ba(NO3)2 em 100g de 
água. Logo, este é o coeficiente de solubilidade desse sal, nessa temperatura. 
Cs=80g/100g de H2O. 
PRECIPITAÇÃO 
È formado na solução devido a reação química 
ou quando a solução foi supersaturada por um composto. 
Exemplo: 
Nitrato de prata aquoso (AgNO3) + cloreto de potássio (KCl) = 
cloreto de prata (AgCl) (ppt branco) 
 
COMPOSTO ORGÂNICO 
• SUBSTÂNCIAS químicas que contém na sua estrutura carbono 
e hidrogênio 
 
 
 
 
• MOLÉCULAS ORGÂNICAS NATURAIS: 
– Sintetizadas pelos seres vivos (BIOMOLÉCULAS) 
• MOLÉCULAS ORGÂNICAS ARTIFICIAIS: 
– Não existem na natureza 
– Ex.: plástico 
Acetona 
COMPOSTO INORGÂNICO 
• Constituídos por água e sais 
minerais. 
Ex: nitrato de amônio, sulfato de 
magnésio; 
• Substância na qual os átomos de dois ou mais elementos são 
combinados; 
 
• Contém metais ou hidrogênio combinado com um não-metal 
ou um grupo de não metais; 
ELEMENTO QUÍMICO 
• Século XVII - Robert Boyle 
– Conceito: qualquer substância pura que não sofra 
decomposição (substância simples). Ex: hidrogênio 
e oxigênio 
 
TEORIA ATÔMICA DE DALTON 
• 1803 e 1808: John Dalton 
• ÁTOMO = indivisível 
• Todas as substâncias são 
formadas por átomos; 
• Os átomos de um mesmo elemento químico 
são iguais em todas as suas características (Ex: 
tamanho e massa); 
• Os átomos dos diferentes elementos químicos 
são diferentes entre si; 
• Substâncias simples: formadas 
por átomos de um mesmo 
elemento químico; 
• Substâncias compostas: 
formadas por átomos de dois ou 
mais elementos químicos 
diferentes; 
• Átomos não são criados nem 
destruídos, são esferas rígidas 
indivisíveis; 
• Nas reações químicas os átomos 
se recombinam. 
 
Símbolos representam elementos 
Tabela 1: Símbolo de alguns elementos químicos 
Elemento Símbolo Elemento Símbolo 
Alumínio Al Flúor F 
Bromo Br Fósforo P 
Cálcio Ca Hidrogênio H 
Carbono C Iodo I 
Chumbo Pb Magnésio Mg 
Cloro Cl Manganês Mn 
Enxofre S Mercúrio Hg 
Ferro Fe Nitrogênio N 
Fórmulas representam substâncias 
Tabela 2: Fórmulas de algumas 
substâncias 
Substância Fórmula 
Água H2O 
Gás Carbônico CO2 
Gás nitrogênio N2 
Gás Oxigênio O2 
Etanol C2H6O 
Glicose C6H12O6 
Amônia NH3 
Gás Metano CH4 
MODELO ATÔMICO DE BOHR - 1913 
• Baseado no átomo de hidrogênio 
(átomo mais simples); 
• Elétrons, nos átomos, se movem 
em órbitas em torno de um núcleo; 
• Camadas ou níveis; 
• Cada um desses níveis tem um 
valor determinado de energia; 
• Quando o elétron salta entre 
órbitas é emitida energia; 
• Um elétron não permanece entre 
dois desses níveis; 
• Um elétron pode passar de um nível para outro de maior energia, desde 
que absorva energia externa (ultravioleta, luz visível,…) = transição 
eletrônica; 
• A transição de retorno do elétron ao nível inicial se faz acompanhar da 
liberação de energia na forma de ondas eletromagnéticas. 
 
A teoria atómica de Bohr 
permitiu interpretar os 
espetros de emissão e de 
absorção. 
SUBNÍVEIS DE ENERGIA 
• Os níveis de energia são 
formados por subdivisões = 
subníveis (s, p, d, f,) 
• Camada K - subnível s 
• Camada L - subníveis s e p 
• Camada M - Subníveis s, p, d 
• Camada N - Subníveis s, p, d, f 
Número máximo de 
elétrons acomodados pelos 
subníveis s, p, d e f. 
SUBNÍVEL NÚMERO 
MAX. DE 
ELÉTRONS 
s 2 
p 6 
d 10 
f 14 
Cada subnível comporta uma 
 quantidade máxima de elétron 
DIAGRAMA DE LINUS PAULING 
En
er
gi
a 
C
re
sc
en
te
 
Ex: 
1s = subnível s do primeiro nível 
2s = subnível s do segundo nível 
2p = subnível p do segundo nível 
CAMADA = K, L, M, N 
NÍVEL= 1, 2, 3, 4, 5 
SUBNÍVEL= s, p, d, f 
1 s2 
Nível de energia 
subnível 
Número 
máximo de é 
Coloque em ordem crescente de energia os 
subníveis eletrônicos: 4d; 4f; 5p; 6s 
a) 4d < 5p < 6s < 4f 
b) 4d < 4f < 5p < 6s 
c) 4f < 4d < 5p < 6s 
d) 5p < 6s < 4f < 4d 
e) 6s < 5p < 4d < 4f 
 
Para fazermos a distribuição eletrônica de um átomo neutro, 
devemos conhecer o seu número atômico (Z) e, 
conseqüentemente, seu número de elétrons e distribuí-los em 
ordem crescente de energia dos subníveis, segundo o diagrama 
de Pauling 
A distribuição eletrônica pode ser representada em 
ordem crescente de energia ou por camadas. Por 
exemplo: 
ÍONS 
• Os íons diferem dos respectivos átomos neutros 
apenas no número de elétrons; 
• Um íon é formado a partir da perda ou ganho de 
elétrons que ocorre com um átomo ( é retirado 
da última camada); 
 
 
ÁTOMO NEUTRO 
PERDE ELÉTRON 
RECEBE ELÉTRON 
Na 
Cl 
Na + 
Cl - 
Distribuição eletrônica em íons 
• os elétrons serão retirados ou recebidos sempre da última camada 
eletrônica (mais externa), chamada camada de valência, e não do 
subnível mais energético, teremos, por exemplo, as seguintes 
distribuições: 
 
Escreva a distribuição eletrônica em camadas para 15 P
-3 
15 P 1s
 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 3 
CARGA NEGATIVA 
GANHOU 3 ELÉTRONS 
15 P 
-3 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6 
TEORIA DO OCTETO 
• Um grande número de elementos adquire 
estabilidade eletrônica quando seus átomos 
apresentam oito elétrons na sua camada mais 
externa. 
Exceções: 
• Hidrogênio (H) e o Hélio (He), ambos 
se estabilizam com 2 elétrons na 
última camada. 
 
TABELA PERIÓDICA 
 
M
ET
A
IS
 A
LC
A
LI
N
O
S 
M
ET
A
IS
 A
LC
A
LI
N
O
S 
TE
R
R
O
SO
S 
C
A
LC
O
G
ÊN
IO
S 
H
A
LO
G
ÊN
IO
S 
G
A
SE
S 
N
O
B
R
ES
 
ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS 
ELEMENTOS DE 
TRANSIÇÃO 
Lantanídeos e Actinídios 
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA 
Número de camadas eletrônicas e 
período do elemento 
• Elementos do 1˚ período apresentam átomos com 1 camada 
eletrônica; elemetos do 2˚ períodos apresentam átomos com 2 
camadas e assim sucessivamente. 
• O número de camadas é igual ao número de períodos. 
períodos 
Camada de valência e grupo do elemento 
• Átomos de elementos do mesmo grupo (família) apresentam o mesmo 
número de elétrons na última camada (camada de valência); 
• Átomos de elementos do grupo 2 tem 2 elétrons na última camada, os 
do grupo 13 tem 3 elétrons na última camada, os do grupo 14 tem 4 
elétrons na última camada e assim por diante. 
OBS: os átomos ligam-
se a outros átomos 
através dos elétrons da 
camada de valência, 
chamados elétrons de 
valência 
ESTRUTURA DE LEWIS 
• 1916 – químico norte-
americano G. N. Lewis 
 
• Método de incluir 
apenas os elétrons de 
valência, ou seja, que 
estão na camada de 
valência 
 
2 elétrons (par), um de 
cada átomo, fazem 
uma ligação química 
Desenhe a ESTRUTURA DE LEWIS para 
os átomos do terceiro período 
ÁTOMO Configuração 
Eletrônica 
Estrutura de 
Lewis 
Na (Z=11) 1s22s22p63s1 Na 
Mg (Z=12) 1s22s22p63s2 Mg 
Al (Z=13) 1s22s22p63s23p1 Al 
Si (Z=14) 1s22s22p63s23p2 Si 
P (Z= 15) 1s22s22p63s23p3 P 
S (Z=16) 1s22s22p63s23p4 S 
Cl (Z=17) 1s22s22p63s23p5 Cl 
Ar (Z=18) 1s22s22p63s23p6 Ar 
ESTRUTURA DE LEWIS de compostos 
iônicos 
Os átomos devem ficarcom 8 elétrons na última camada 
(regra do octeto), assim 
o K vai doar 1 elétron ao Cl, ambos ficando com oito 
elétrons na camada de valência. 
K é da família 1, possui apenas um elétron na camada de valência 
Cl é da família 17, tem 7 elétrons na camada de valência 
Recebeu 1 é 
Perdeu 1 é 
• Os átomos dos elementos dos grupos 1, 2 e 13 
tendem a perder os elétrons da última camada 
 
• Os átomos dos elementos dos grupos 15, 16 e 17 
tendem a receber elétrons 
PARA FICAREM COM 8 ELÉTRONS NA CAMADA DE 
VALÊNCIA 
PERDE é = forma CÁTION – átomo com carga positiva 
GANHA é = forma ÂNION – átomo com carga negativa 
ÍONS 
ÍONS 
• Molécula ou átomo que ganhou ou perdeu elétrons num 
processo conhecido como IONIZAÇÃO. 
CÁTION ÂNION 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
LIGAÇÕES IÔNICAS 
• Fortes atrações eletrostáticas entre íons de 
carga oposta. 
Formação da Ligação iônica no cloreto 
de sódio 
Exemplos 
• Ligação entre magnésio (Mg) e cloro (Cl) 
• Ligação entre alumínio (Al) e hidrogênio (H) 
 
 
LIGAÇÃO COVALENTE 
• Ocorre quando dois átomos têm a mesma tendência de 
ganhar e perder elétrons. 
• Os elétrons de valência ficam compartilhados entre os átomos 
(Estrutura mais estável, semelhante a gás nobre). 
• Ex.: H2, F2, CH4, NH3, H2O, HF 
•LIGAÇÃO DUPLA: 
•Etileno (C2H4) 
•LIGAÇÃO TRIPLA: 
• Acetileno (C2H2) 
LIGAÇÃO DATIVA 
 Semelhante à covalente, pois há o compartilhamento do par 
de elétrons. Ocorre que um dos átomos cede ao outro o par 
de que ele necessita 
Quem é forte e quem é fraco? 
Eletronegatividade 
LIGAÇÃO METÁLICA 
• Átomos de um metal: tendência a 
perder elétrons da última camada 
e transformar-se em cátions. 
Esses elétrons, entretanto, são 
simultaneamente atraídos por 
outros íons, que então o perdem 
novamente e assim por diante. 
• Átomos de um metal: 
eletricamente neutros. 
• Modelo do Mar de elétrons 
 
EQUAÇÕES QUÍMICAS 
Noções Básicas 
• Reagente 
• Produto 
• Reação química entre hidrogênio e oxigênio 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
• RUSSEL, J. B. Química Geral. 2 ed. São Paulo: Pearson 
Makron Books, 1994. 
 
• MASTERTON, S. S. Princípios de Química. Rio de 
Janeiro: LTC, 1990. 
 
• PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. Química na abordagem 
do cotidiano. São Paulo: Moderna, 2007.