Aula 1-Princípios elementares em química

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27/02/2014
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Princípios Elementares
em Química
Química Geral I
LOQ4031
Profª. Drª: Livia Carneiro
liviacarneiro@usp.br
27/02/2014
Sobre a Disciplina:
Créditos Aula: 4 
Carga Horária Total: 60 h 
Tipo: Semestral
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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:
• 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.
• 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.
Conteúdo Programático:
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• 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:
27/02/2014
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• 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:
Cronograma
Aula Data
Introdução – Princípios elementares em Química 27/02
Estrutura Atômica 06/03
Estrutura Eletrônica – Números Quânticos 13/03
Tabela Periódica 20/03
Ligações Químicas / Natureza dos Compostos 27/03
Geometria Molecular (e teorias de ligação) 03/04
Forças Intermoleculares 10/04
17/04 Semana santa
Gases 24/04
01/05 Dia do trabalho
P1 08/05
Soluções 15/05
Reações Químicas em Solução Aquosa 22/05
Reações Químicas em Solução Aquosa 29/05
Estequiometria e Cálculos em Química 05/06
12/06 Jogo do Brasil
19/06 Corpus Christi
Estequiometria e Cálculos em Química 26/06
P2 03/07
Prova Recuperação 17/07
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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.
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:
Grupos de estudo
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Pirâmide da Aprendizagem
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.
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Por que estudar química?
O estudo da química
Uma ciência em três níveis:
Simbólico
MicroscópicoMacroscópico
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Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hºf = -410,9 kJ
O estudo da química
O estudo da química
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O estudo da química
Química é uma Ciência 
Experimental que 
estuda a estrutura, 
composição e a 
transformação da 
matéria.
O que é química?
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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
O método científico
Coleta 
de 
dados
Amostra
Padrão
Hipótese
Lei 
Científica
Teoria
Modelo
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O método científico
Fatos empíricos 
(observações, 
dados)
Leis científicas 
(generalizações 
testadas)
Hipótese 
(tentativa de 
explicação)
Teoria 
(explicação 
testada)
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�Elementos
�Existem 116 elementos conhecidos.
�A cada elemento é dado um único símbolo
químico (uma ou duas letras).
Propriedades Gerais da matéria
Inserir tabela periodica
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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
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�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.
A matéria é formada por elementos, 
compostos e misturas
Elemento
• H
• O
• Na
• Cl
• S
Composto
• H2O
• NaCl
• H2SO4
Misturas
(homo e 
heterogêneas)
• Ferro e 
Enxofre
• Ouro e 
paládio
• CuSO4(aq)
A matéria é formada por elementos, 
compostos e misturas
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Simples Composta
Substância Pura
Homogênea Heterogênea
Mistura
Tipos de Matéria
Ar Areia+ 
pedra
N2 H2O
Simples
• 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
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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
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� 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
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�Misturas podem ser separadas com base nas
propriedades físicas diferentes de seus
componentes
PropriedadeFísica Técnica
Ponto de ebulição Destilação
Estado da matéria (sól/líq./gás) Filtração
Adesão a uma Superfície Cromatografia
Volatilidade Evaporação
Densidade Centrifugação/Decantação
Filtração
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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
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Sólido Líquido Gás 
Fase sólida Fase líquida
Energia 
aumenta
Energia 
aumenta
Energia 
diminui
Energia 
diminui
Fase vapor
Estados da Matéria (estado de agregação)
�Conjunto de informações utilizadas para 
identificar a matéria
�Propriedades Físicas
Propriedades da Matéria
�Propriedades Químicas
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Propriedades Físicas: podem ser observadas sem que a 
estrutura química se altere
• Massa
• Temperatura
• Ponto de fusão
• Ponto de ebulição
• Densidade
Propriedades da Matéria
Propriedades Químicas: descrevem uma transformação 
química (reação química) que uma substância sofre
As propriedades também podem ser 
classificadas em:
� 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.
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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
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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
5C °=° ( ) 32C
5
9F +°=°
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Temperatura
Comprimento
SI: metro
S. Inglês: 
• polegada (in) 1 in = 2,54 cm
• pé (ft) 1ft = 12 in 
• jarda (jd) jd = 3 ft
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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
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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)
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Pressão (P=F/A)
SI: N/m2=Pa (Pascal)
Sistema Inglês
- PSI (pound square inch) = lb/in2
Outras unidades correntes:
- Atmosfera � 1 atm=101325 Pa
- mmHg � 1atm=760 mmHg
Energia (E = F.d)
SI: N.m = J (Joule)
Potência (P = E/t)
SI: J/s= W (Watt)
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A incerteza na medida
• Todas as medidas científicas estão sujeitas a 
erros.
Tipos de Erros:
1. Erros determinados ou sistemáticos: podem ser 
localizados e corrigidos.
2. Erros indeterminados: não são mensuráveis e 
flutuam de um modo aleatório.
1. Erros determinados ou sistemáticos: são inúmeros e 
foram agregados em quatro grupos mais importantes:
1.1 Erros de método: procedimento inadequado, por ex.: uso de um 
indicador incorreto, pode ser corrigido trocando-se o indicador usado.
1.2 Erros operacionais: manipulações inadequadas durante a realização das 
análises, por ex.: usar pipetas ou buretas sujas, calcinar precipitados 
em tempo insuficiente, deixar o cadinho esfriar fora do dessecador
1.3 Erros pessoais: inaptidão do observador em fazer certas observações, 
forçar resultados de determinações da mesma amostra, de modo a 
obter resultados concordante entre si.
1.4 Erros devido a instrumentos e reagentes: imperfeições dos 
instrumentos, aparelhos volumétricos e reagentes, aparelhos mal 
calibrados, impurezas.
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2. Erros indeterminados: mesmo na ausência de erros
determinados se uma mesma pessoa faz uma mesma análise, 
haverá pequenas variações nos resultados. 
Isto é consequência dos erros indeterminados, os quais não
podem ser localizados e corrigidos.
� Estes erros podem ser submetidos a um tratamento estatístico
que permite saber qual o valor mais provável e também a 
precisão de uma série de medidas.
A incerteza na medida
Precisão e exatidão
• As medidas que estão próximas do valor
“correto” são exatas.
• As medidas que estão próximas entre si são
precisas.
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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
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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)
0,0023 m ou 2,3 mm (2 algarismos significativos)
3 - Zeros no final do número depois de uma casa decimal são
significativos.
Ex: 0,0200 (3) 3,0 (2)
Algarismos significativos
• Os algarismos de um número são necessários para expressar a
precisão de uma medida e são chamados algarismos significativos.
Por ex.:
Balança analítica
m= 2,1546 g
m = (2,1546 ± 0,0001g)
Massa menor que 2,1547 e maior que 2,1545 g
Balança semi-analítica
m=2,150g
m = (2,150 ± 0,001g)
Massa menor que 2,151 e maior que 2,149 g
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Algarismos significativos
• Os algarismos de um número são necessários para expressar a
precisão de uma medida e são chamados algarismos significativos.
Por ex.:
Termômetro
Termômetro 1
(24,3 ± 0,1ºC)
T entre 24 e 25ºC
Termômetro 2
(24,31 ± 0,01ºC)
T entre 24,3 e 24,4ºC
Algarismos significativos
• A confiabilidade dos dados é indicada pelo número de algarismos
usados para representar os valores neles contidos.
• O número de algarismos significativos em uma medida é igual ao número de
algarismo exatos conhecidos mais um que é estimado.
24,3 ºC 24,31 ºC
Este algarismo é a 
incerteza
Estes dois algarismos 
são exatos
Este algarismo é a 
incerteza
Estes três algarismos 
são exatos
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Algarismos significativos
� O número de dígitos informado em uma medida reflete a 
exatidão da medida e a precisão do aparelho de medição.
Quanto maior o número de algarismos significativos, 
maior a certeza envolvida.
EX: 4,0 e 4,00???
� 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
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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)
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
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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
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Fatores de Conversão
Unidades elevadas a potência