Aula 1 - Noções Preliminares de Química

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UFF-Volta Redonda
Aula 1
Noções Preliminares de Química
Prof: Marcelo Rocha Lopes
1- Matéria
1.1- Conceito: é tudo que tem massa e ocupa espaço.
2- Massa
2.1- Conceito: é a quantidade de matéria. É determinada pela medida de sua inércia (resistência de um objeto a um esforço realizado para modificar o seu estado de movimento). Dessa forma, quanto maior a massa, maior a sua inércia.
3- Peso
3.1- Conceito: é a força gravitacional que atrai a matéria para o planeta Terra. O peso dependerá da massa e da distância entre a matéria e o centro da Terra.
Ex: posição da matéria em relação à Terra.
4- Substâncias
 4.1- Puras- uma única substância com composição característica e definida e propriedades físicas definidas.
Exemplo: água, sal, açucar.
4.2- Misturadas- consiste em duas ou mais substâncias fisicamente misturadas.
Exemplo: água com açucar em excesso (açucar cristalizado)
5- Estado da Matéria
 Sólido, Líquido e Gasoso.
6- Elementos Químicos
  109 elementos químicos até o momento foram catalogados, sendo que 90 ocorrem naturalmente na Terra e os demais foram sintetizados pelo homem através de aceleradores de partículas de alta energia.
7- Compostos Químicos
 Conceito: são constituintes de 2 ou mais elementos químicos combinados em uma relação definida.
Exemplos: sal (NaCl) e dióxido de carbono (CO₂)
8- Fases
 Conceito: é uma região distinta na qual todas as propriedades são as mesmas.
1 fase – água.
2 fases – água com gelo
No caso do aço alto carbono – pode ter 3 fases presentes: ferrita (ferro α), cementita (Fe3C) e perlita (ferrita mais cementita)
9- Misturas Homogêneas
 Conceito: é aquela que apresenta uma única fase. É usualmente chamada de solução. (que pode ser sólida, líquida ou gasosa).
Exemplos: o ar.
10- Misturas Heterogêneas
 Conceito: é a mistura que apresenta 2 ou mais fases.
Exemplos: óleo + água (não é solução)
11- Transformações da Matéria
 Podem ser físicas e químicas.
11.1- Transf. Físicas – não há alteração das substâncias
Exemplo: placa de aço laminada + laminação = chapa de aço
11.2- Transf. Químicas – as substâncias são transformadas e uma nova substância é formada.
Exemplo: um prego ao ar livre 
2Fe + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2 (equação geral da formação da ferrugem – hidróxido de ferro)
12- Leis das Transformações Químicas
 12.1- Lei de Lavoisier – Lei da Conservação da Massa
“A Soma das Massas dos Produtos = Soma das Massas dos Reagentes”
Ou seja, na reação química não há destruição nem criação de matéria, apenas transformação.
Exemplo da Lei de Lavoisier: aquecimento do Calcário-carbonato de cálcio(CaCO3)
Se 40 g de calcário(CaCO3) é decomposto, restando 22,4 g de cal(CaO), quanto gás carbônico(CO2) formou?
CaCO3 → CaO + CO2
Massa CaCO3 = Massa CaO + Massa CO2
40 = 22,4 + Massa CO2
Massa CO2 = 17,6 g
12.2- Lei das Proporções Definidas (ou Lei da Composição Definida)
O composto formado sempre terá a composição fixa.
Exemplo: formação do brometo de magnésio
6 g de Mg foram misturados com 35 g de Br. Embora todo o Br tenha reagido, 0,7 g de Mg permaneceu em excesso. Qual o % em massa do Br e do Mg no brometo de magnésio?
6
Massa Br reagido = 35 g / Massa Mg= 6 g / Massa Mg reagido= 6 – 0,7 = 5,3 g
Massa do composto formado(brometo de magnésio) = 35 + 5,3 = 40,3 g
%Mg no brometo de magnésio = 5,3 / 40,3 = 13,2%
%Br no brometo de magnésio = 35 / 40,3 = 86,8%
 
13- Microestrutura das Matérias
 13.1- Átomo: é a unidade fundamental de um elemento químico. Com o advindo da microscopia eletrônica a partir de 1980, pode-se confirmar toda a teoria até então.
13.2- Moléculas: são agrupamentos de 2 ou mais átomos ligados por forças chamadas ligações químicas
14- Fórmulas Químicas
 Conceito: são aquelas que representam compostos ou agregados de átomos.
14.1- Fórmulas Moleculares: representado por símbolos e subíndices.
Exemplo: H₂O (dois átomos de H e um de Oxigênio)
14.2- Fórmulas Empíricas: são aquelas que se apresentam somente com o númer0 relativo de átomos de diferentes elementos em um composto.
Exemplo: fórmula molecular da glicose- C6H12O6
 fórmula empírica da glicose- CH2O (6 vezes menos)
OBS: substâncias que não são compostas de moléculas são descritas por fórmula empírica. Por exemplo, o carbeto de silício, com fórmula empírica SiC, forma uma rede de átomos de Si e C em 3 dimensões.
14.3- Fórmulas Estruturais: mostram como os 
átomos estão ligados entre si no interior da célula.
As ligações podem ser iônicas (atração eletrostática
 entre dois íons de cargas opostas), covalentes (com-
partilhamento de elétrons) e dativas (ligação covalen-
te onde o compartilhamento provem do mesmo áto-
mo)
16- Massa Molecular
 Conceito: é a soma das massas dos átomos de uma molécula.
Exemplo: O acetileno (C2H4), sendo C = 12 u e H = 1 u
Massa C2H4 = 12. 2 + 1 . 4 = 28 u
15- Massa atômica
 15.1- Número de Avogrado: é o número convencionado de 6,02 . 10²³ átomos para todos os elementos químicos no cálculo de massa.
15.2- Mol: é a quantidade de átomos de um elemento representado em gramas.
15.3- Cálculo de Massa Atômica: é o resultado da multiplicação do número de avogrado pela massa de um átomo. As unidades de medida são gramas(g) ou dalton(u).
Exemplo : Encontre a massa atômica do oxigênio sabendo que a massa de um átomo é 2,7 . 10¯²³ gramas.
17- Exercícios
 
17.1- Mol de Átomos
Quantos átomos estão presentes em um pedaço de enxofre, tendo esse pedaço 10g? (massa atômica S : 32,1 u)
17.2- Mol de moléculas
Qual a massa de 2 mols de moléculas de dióxido de enxofre (SO₂)?
(massas atômicas : S=32,1 u ; O= 16 u)