Introdução à Química Geral

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QUÍMICA GERAL AULA 02 
 
 Equações químicas; 
 Átomos, moléculas e íons; 
 Tabela Periódica; 
 Nomenclatura; 
 Mol; 
 Reagentes limitantes. 
1. Equação Química 
• A equação química para a formação da água pode ser visualizada 
como duas moléculas de hidrogênio reagindo com uma molécula 
de oxigênio para formar duas moléculas de água: 
2H2 + O2  2H2O 
 
1. Equação Química 
1. Equação Química 
• Lei da conservação da massa: a matéria não pode ser perdida em 
nenhuma reação química. 
1. Equação Química 
• MASSA MOLECULAR  
Teoria atômica da matéria 
• John Dalton: 
– Cada elemento é composto de átomos. 
– Todos os átomos de um elemento são idênticos. 
– Nas reações químicas, os átomos não são alterados. 
 
• Os compostos são formados quando átomos de mais de um 
elemento se combinam. 
2. Descoberta da estrutura atômica. 
• Os gregos antigos foram os primeiros a postular que a matéria é 
constituída de elementos indivisíveis; 
 
• Mais tarde, os cientistas constataram que o átomo era constituído 
de entidades carregadas. 
 
 
Descoberta dos elétrons – Exp. Raios catódicos 
2. Descoberta da estrutura atômica. 
Descoberta dos elétrons – Exp. Raios catódicos 
Fig.1 – Uma ampola de raios catódicos com um campo elétrico perpendicular à direção dos raios 
catódicos e um campo magnético. 
2. Descoberta da estrutura atômica. 
Fig.1 – Uma ampola de raios catódicos com um campo elétrico perpendicular à direção dos raios catódicos e 
um campo magnético. 
• Em 1897, Thomson determinou que a proporção carga-massa 
de um elétron é 1,76  108 C/g. 
 
• Objetivo: encontrar a carga no elétron para determinar sua 
massa. 
2. Descoberta da estrutura atômica. 
Fig.2 – Diagrama esquemático da experiência da gota de óleo de Millikan. 
2. Descoberta da estrutura atômica. 
Experimento da gota de óleo 
 
• Utilizando este experimento, Millikan determinou que a carga no 
elétron é 1,60 x 10-19 C. 
 
• Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108 C/g, Millikan 
calculou a massa do elétron: 9,11 x 10-28 g. 
 
• Com números mais exatos, concluimos que a massa do elétron é 
9,10939 x 10-28 g. 
 
 
2. Descoberta da estrutura atômica. 
• Próton e o Núcleo 
O átomo com núcleo 
• Pela separação da radiação, 
conclui-se que o átomo consiste de 
entidades neutras e carregadas 
negativa e positivamente. 
• Thomson supôs que todas essas 
espécies carregadas eram 
encontradas em uma esfera. 
Fig.3 – O modelo de átomo de Thomson. Os elétrons estão 
embebidos em uma esfera uniforme com carga positiva. 
2. Descoberta da estrutura atômica. 
Fig.4 – (a) Esquema da experiência de Rutherford para medir a dispersão das partículas  por uma lâmina de 
ouro. A maioria das partículas  atravessa a lâmina de ouro praticamente sem ser defletida. Algumas são 
defletidas em grandes ângulos. Ocasionalmente, uma partícula  é desviada em sentido contrário. (b) Uma 
visão ampliada das partículas  atravessando e sendo defletidas pelos núcleos. 
2. Descoberta da estrutura atômica. 
Fig.4.1 – Experimento de Rutherford. 
• Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira: 
– Suponha que o átomo é esférico mas a carga positiva deve estar 
localizada no centro, com uma carga negativa difusa em torno 
dele. 
2. Descoberta da estrutura atômica. 
• Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é 
pequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo. 
– Pode haver um número variável de nêutrons para o mesmo número de 
prótons. Os isótopos têm o mesmo número de prótons, mas números 
diferentes de nêutrons. 
 
• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do 
átomo se deve aos elétrons. 
Fig.5 – Representação esquemática do 
átomo na visão de Rutherford. 
2. Descoberta da estrutura atômica. 
• Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é 
pequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo. 
– Pode haver um número variável de nêutrons para o mesmo número de 
prótons. Os isótopos têm o mesmo número de prótons, mas números 
diferentes de nêutrons. 
Fig.6 – Representação 
esquemática de prótons e 
nêutrons em um átomo. Eles 
estão contidos em um 
núcleo extremamente 
pequeno. 
2. Descoberta da estrutura atômica. 
• A tabela abaixo mostra de forma resumida os valores de massa e carga 
destas três partículas elementares. 
Tabela 1 – Massa e carga das partículas subatômicas. 
2. Descoberta da estrutura atômica. 
Isótopos, números atômicos e números de massa 
 
• Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo. Número de 
massa (A) = número total de partículas no núcleo (por exemplo, 
prótons e nêutrons); 
 
• Por convenção, para um elemento X, escreve-se Z
AX; 
 
• Isótopos têm o mesmo Z, porém A é diferente; 
 
• Encontramos o Z na tabela periódica. 
 
3. “Pesos” atômicos. 
A escala de massa atômica 
 
• Definimos: a massa de 12C = exatamente 12 u. 
 
• Usando unidades de massa 
atômica: 
1 u = 1,66054 x 10-24 g 
1 g = 6,02214 x 1023 u 
 
 
3. “Pesos” atômicos. 
Massas atômicas médias 
 
• A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos: 
– O C natural: 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C. 
 
• A massa média do C: 
• (0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u 
 
• A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômica 
média. 
• As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica. 
3.1 Massa molecular. 
 Massa molecular e peso fórmula 
• A massa molecular (MM): é a soma de MA para os átomos na 
fórmula. 
• MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O) 
• = 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u) 
• = 98,1 u 
 
• A massa molecular (MM) é a massa da fórmula molecular. 
• MM de (C6H12O6) = 6(12,0 u) + 12(1,0 u) + 6(16,0 u) = 180,0 u 
 
• Não se recomenda a utilização do termo massa fórmula 
 
4. Tabela periódica. 
• A tabela periódica é utilizada para organizar os 114 elementos de 
modo significativo. 
• Como consequência dessa organização, existem propriedades 
periódicas associadas à tabela periódica. 
Tabela Periódica 
Figura 7 – A Tabela periódica. Os elementos estão dispostos de acordo com o número atômico. Fonte: Chang, R., Goldsby, K. A. Química. McGrawHill 
Education. 
4. Tabela periódica. 
 
• Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes especiais. 
• Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de um 
grupo: 
 
 Grupo 1A: Metais alcalinos 
 Grupo 2A: Metais alcalinos terrosos 
 Grupo 6A: Calcogênios 
 Grupo 7A: Halogênios 
 Grupo 8A: Gases nobres 
5. Moléculas e compostos moleculares. 
5. Moléculas e compostos moleculares. 
Fórmulas moleculares e mínimas 
• Fórmulas moleculares 
 
5. Moléculas e compostos moleculares. 
• Fórmulas estrutural 
 
6. Íons e compostos iônicos. 
 
• Quando um átomo ou uma molécula perde/ ganha elétrons, eles 
ficam com carga positiva/negativa. 
– Por exemplo, quando o Na perde um elétron, ele se transforma 
em um Na+. 
– quando o Cl ganha um elétron ele se transforma em Cl-. 
 
• Íons com carga positiva são chamados de cátions. 
• Íons com carga negativa são chamados de ânions. 
 
6. Íons e compostos iônicos. 
Previsão das cargas iônicas 
6. Íons e compostos iônicos. 
Compostos iônicos 
• Grande parte da química envolve a transferência de elétrons entre 
substâncias. 
Exemplo: 
 
Fig.8 – (a) A transferência de um elétron de um átomo neutro de Na para um átomo neutro deCl leva a formação de um íon Na+ e um íon de Cl-. 
(b) O arranjo desses íons no cloreto de sódio sólido é mostrado . 
7. Nomenclatura de compostos iônicos. 
 
• A nomenclatura de compostos é dividida em compostos orgânicos 
(aqueles que contêm C) e compostos inorgânicos (o resto da tabela 
periódica). 
• Os cátions formados a partir de um metal têm o mesmo nome do 
metal. 
Exemplo: Na+ = íon de sódio. 
 
7. Nomenclatura de compostos iônicos. 
 
• Se o metal puder formar mais de um cátion, a carga é indicada 
entre parênteses no 
nome. 
Exemplos: Cu+ = cobre(I); Cu2+ = cobre(II). 
 
• Os cátions formados de não-metais têm a terminação 
 -io. 
Exemplo: NH4
+ íon amônio. 
 
 
7. Nomenclatura de compostos iônicos. 
7. Nomenclatura de compostos iônicos. 
• Os ânions monoatômicos (com apenas um átomo) são chamados 
eto. 
Exemplo: Cl é o íon cloreto. 
 
Exceções: hidróxido (OH), cianeto (CN), peróxido (O2
2). 
 
• Os ânions poliatômicos (com muitos átomos) que contêm oxigênio 
têm a terminação -ato ou -ito. (Aquele com mais oxigênio é 
chamado -ato.) 
 
 Exemplos: NO3
- é o nitrato, NO2
- é o nitrito. 
 
 
 
7. Nomenclatura de compostos iônicos. 
 
• Os ânions poliatômicos que contêm oxigênio com hidrogênios 
adicionais recebem o nome adicionando-se hidrogeno ou bi- (um 
H), dihidrogeno (dois H), etc., ao nome, como se segue: 
 
 CO3
2- é o ânion carbonato 
 HCO3
- é o ânion hidrogenocarbonato (ou bicarbonato). 
 H2PO4
- é o ânion dihidrogenofosfato. 
 
• Para o composto iônico dá-se o nome para o ânion seguido do 
prefixo “de” e do nome do cátion. 
 
Exemplo: BaBr2 = brometo de bário. 
 
7. Nomenclatura de compostos iônicos. 
7. Nomenclatura de compostos iônicos. 
Nomes e fórmulas dos ácidos 
 
• Os nomes dos ácidos estão relacionados com os nomes dos ânions: 
-eto transforma-se em ácido ….-ídrico; 
-ato transforma-se em ácido -ico; 
-eto transforma-se em ácido -oso. 
 
7. Nomenclatura de compostos iônicos. 
Nomes e fórmulas dos ácidos 
 
7. Nomenclatura de compostos orgânicos. 
Alcanos 
• Química orgânica: é o estudo da química dos compostos de 
carbono. 
• Os alcanos contêm somente C e H e são denominados 
hidrocarbonetos. 
• Todos os nomes dos alcanos terminam com o sufixo –ano. 
• Os alcanos recebem os nomes de acordo com o número de átomos 
de C em sua cadeia principal: 
• O metano tem um átomo de C (CH4) 
• O etano tem dois átomos de C (CH3CH3) 
• O propano tem três átomos de C (CH3CH2CH3) etc. 
7. Nomenclatura de compostos orgânicos. 
Alguns derivados dos alcanos 
 
• Quando as ligações simples em um alcano são substituídas por uma 
ou mais ligações duplas, forma-se os alcenos. 
• Quando uma ligação dupla é formada entre o C e o O, forma-se os 
ácidos carboxílicos, as cetonas, os aldeídos e os ésteres. 
• Toda molécula orgânica com ligações duplas ou triplas é chamada 
de insaturada. 
8. Mol. 
 
Mol: medida conveniente de quantidades químicas. 
• 1 mol de algo = 6,0221421  1023 daquele algo. 
• Experimentalmente, 1 mol de 12C tem uma massa de 12 g. 
 
Massa molar 
• Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância 
(unidades g/mol, g.mol-1). 
• A massa de 1 mol de 12C = 12 g. 
8. Mol. 
8. Mol. 
9. Espectrômetro de Massa. 
Fig.9 – Diagrama de um dos tipos de Espectrômetro de massa . 
10. Fórmulas mínimas a partir de análises. 
Análise por combustão 
• As fórmulas mínimas são determinadas pela análise por combustão: 
Fig.10 – Montagem experimental para a determinação da fórmula empírica do etanol. Os absorvedores são substâncias capazes de reter água e 
dióxido de carbono, respectivamente. 
11. Reagente limitante. 
• Se os reagentes não estão presentes em quantidades 
estequiométricas, ao final da reação alguns reagentes ainda estarão 
presentes (em excesso). 
 
• Reagente limitante: um reagente que é consumido 
12. Rendimento teóricos. 
Rendimentos teóricos 
• A quantidade de produto prevista a partir da estequiometria 
considerando os reagentes limitantes é chamada de rendimento 
teórico. 
• O rendimento percentual relaciona o rendimento real (a quantidade 
de material recuperada no laboratório) ao rendimento teórico: 
13. Exercícios. 
Ex. 1 – O MTBE (éter-tert-butilmetílico) tem sido usado como aditivo na gasolina. O 
composto é produzido pela reação do metanol com o isubuteno, de acordo com a seguinte 
reação: 
 CH3OH (Metanol) + (CH3)2C=CH2 (Isobuteno)  (CH3)3COCH3 (MTBE) 
Se 45,0 g de metanol são deixados reagir com 70,0 Kg de isobuteno, qual é a massa máxima 
de MTBE que podemos obter 
 
Ex. 2 – Os foguetes impulsionadores de combustível sólido de ônibus espacial são baseados 
na seguinte reação entre o perclorato de amônio e alumínio: 
 3NH4ClO4 (s) + 3 Al(s)  Al2O3 (s) + AlCl3 (g) + 3NO (g) + 6H2O (g) 
Se um dos reagentes estiver em excesso, será adicionada massa desnecessária ao ônibus, 
logo se deseja uma mistura estequiométrica. Qual a massa de cada reagente deve ser usada 
para cada quilograma da mistura combustível 
 
Ex.3 – O processo de Solvay é importante na produção comercial do carbonato de sódio 
(Na2CO3), usado na fabricação de muitos vidros. A última etapa no processo Solvay é a 
conversão do NaHCO3 (bicarbonato de sódio) em Na2CO3 por aquecimento mais dióxido de 
carbono e água no estado gasoso. 
Em experimento de laboratório aqueceu-se 42,0g de NaHCO3 e determinou que 22,3 g de 
(Na2CO3) são formados. Qual é o rendimento percentual esta reação