Q Básica - Aula 1 - P1 - Introdução

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Química Básica 
Gustavo Garcia Junco 
 
Bibliografia 
1 
Matéria 
Matéria: Tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no espaço. Ex: Um 
balde cheio de chumbo tem maior massa que o mesmo balde cheio de 
água, e por isso dizemos que o balde cheio de chumbo tem mais 
matéria do que do o balde de água. 
 
Massa: É uma medida numérica da quantidade de matéria de 
determinado objeto e pode ser medida pela sua inércia. 
 
Inércia: Resistência que um objeto possui para se movimentar. Ex: Seria 
mais fácil você levantar uma anilha de 5 kg do que a mesma anilha de 
15 kg, pois a anilha de 5 kg apresenta menos massa. 
 
A massa não se altera nas diferentes regiões do mundo 
 
2 
Substância 
Substância simples: Molécula constituída de átomos do mesmo 
elemento químico. Ex: Cl2, O2, H2, O3. 
 
Alotropia: Fenômeno onde um único elemento química forma duas 
substâncias diferentes devido ao rearranjo dos seus átomos. Ex: 
 
 
 
 
 
Substância composta: Molécula formada por mais de um elemento 
químico. Ex: Água (H2O), Sal de cozinha (NaCl). 
 
3 
Misturas 
Mistura: É formada por duas ou mais substâncias. As misturas podem 
ser Homogêneas ou Heterogêneas. 
 
Mistura homogênea: Apresenta apenas uma fase. Ex: Água + Álcool. 
Mistura heterogênea: Apresentam duas ou mais fases. Ex: Água + 
Óleo. 
 
Fases: Tudo aquilo que podemos diferenciar a olho nu. Ex: 
 
 
4 
a) 1 Fase b) 2 Fases 
Substância Pura x Misturas 
Substância Pura 
 
Possui fórmula definida 
 
Possui propriedades específicas 
constantes: 
• PF (Ponto de Fusão) 
• PE (Ponto de Ebulição) 
• Densidade 
• Solubilidade 
• Calor especifico 5 
Mistura 
 
Não possui fórmula definida 
 
Suas propriedades específicas 
são variáveis 
 
Seus componentes podem ser 
separados por métodos de 
separação. 
 
Substância Pura x Misturas 
Gráficos 
6 
Substância Pura: Misturas: 
Misturas 
7 
Gráficos 
Mistura Eutética Mistura Azeotrópica 
Separação de Misturas 
1º Temos de saber se a mistura é heterogênea ou 
homogênea; 
 
2º Saber qual o estado físico dos componentes 
(sólido/sólido, sólido/líquido, líquido/líquido, sólido/gás, líquido/gás); 
 
3º Escolher o método de separação. 
8 
Misturas Heterogênea 
Sólido + Sólido 
9 
Catação: Sólidos que 
facilmente são separados à mão 
ou com a ajuda de um 
instrumento. 
 
Peneiração: Sólidos com 
tamanhos diferentes. 
Misturas Heterogênea 
Sólido + Sólido 
 
10 
Flotação: Sólidos com 
densidades diferentes. 
Separação Magnética: Um 
dos sólidos deve ser magnético. 
Misturas Heterogênea 
11 
Sólido + Sólido 
Extração por solvente: Apenas um dos sólidos deve ser 
solúvel em um solvente específico. 
 
Misturas Heterogênea 
Sólido + Líquido 
12 
Decantação: O sólido deve 
ficar depositado no fundo do 
recipiente. 
 
Centrifugação: O sólido 
NÃO FICA depositado no 
fundo do recipiente. O sólido 
fica em suspensão no líquido. 
Misturas Heterogênea 
Sólido + Líquido 
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Filtração: O sólido NÃO FICA depositado no fundo do recipiente. O 
sólido fica em suspensão no líquido. 
Misturas Homogênea 
Sólido + Líquido 
14 
Evaporação: O componente líquido evapora com certa facilidade. 
Misturas Homogênea 
Líquido + Líquido 
15 
Destilação Simples: O ponto de ebulição dos componentes é 
muito diferente. 
Misturas Homogênea 
Líquido + Líquido 
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Destilação Fracionada: Separar vários componentes da mistura 
que têm os pontos de ebulição muito próximos. 
Tabela periódica 
 
 
 
 
 
17 
Ex: Observem esses 
elementos: 
 
He2 
Ne10 
Ar18 
Kr36 
Xe54 
Rn86 
 
Ambos os elementos 
apresentam pouca 
reatividade pois estão 
na mesma família. 
Tabela periódica 
Na tabela periódica moderna os elementos químicos são distribuídos 
em ordem crescente de número atômico e podemos. A tabela é 
organizada de forma que podemos classificar os grupos e os períodos. 
18 
Tabela periódica 
Períodos: São as linhas horizontais e a tabela é composta de 7 
períodos. 
 
Observem que dois períodos ficam abaixo na tabela periódica: 
 Lantanídeos: La57 ao Li71 
Actinídeos: Ac89 ao Lr103 
 
Grupos ou (famílias): São as colunas e a tabela possui 18 grupos. 
 
Elementos de um mesmo grupo apresentam propriedades químicas 
semelhantes. 
 
Alguns grupos recebem nomes especiais, vejam: 
19 
Tabela periódica 
Nome dos Grupos PRINCIPAIS da Tabela: 
20 
M
etais A
lcalin
o
s 
M
etais A
lcalin
o
s Te
rro
so
s 
G
ru
p
o
 d
o
 B
o
ro
 
G
ru
p
o
 d
o
 C
arb
o
n
o
 
G
ru
p
o
 d
o
 N
itro
gê
n
io
 
C
alco
gê
n
io
s 
H
alo
gê
n
io
s 
G
ase
s N
o
b
re
s 
Metais de Transição 
Propriedades atômicas e 
tendências periódicas 
Raio atômico: É a distância entre os átomos em uma amostra de 
elementos. 
 
Raio covalente: É a metade da distância de ligação entre os núcleos de 
dois átomos idênticos. 
 
 
 
 
 
 
 
21 
Ex: A molécula de Cl2 apresenta uma 
distância de 198 pm entre os átomos. 
Dizemos então que seu raio 
covalente é 198/2 = 99 pm. 
Propriedades atômicas e 
tendências periódicas 
Nos grupos principais o raio atômico aumenta a medida que: 
• Descemos ao longo dos períodos, ou seja, quanto maior o número de 
períodos (camadas), maior o raio atômico. Observem: 
 
 
 
 
• Em uma mesmo período, quanto menor o número atômico, maior o 
raio atômico. 
 
 
 Li3 Be4 B5 C6 N7 O8 F9 Ne10 
 
 
 
 
 
22 
Propriedades atômicas e 
tendências periódicas 
Cátion 
São sempre menores do que os 
átomos dos quais são derivados. 
 
23 
Ânions 
São sempre maiores do que os 
átomos dos quais são derivados 
Tamanho dos Íons 
As tendências periódicas no tamanho íons de mesma carga é a mesma para os 
átomos neutros: os íons aumentam de tamanho grupo abaixo na Tabela 
Periódica e diminuem ao longo de um período. 
 
Propriedades atômicas e 
tendências periódicas 
Tendência nos raios atômicos 
 
 
24 
AUMENTA 
A
U
M
EN
TA
 
Propriedades atômicas e 
tendências periódicas 
Energia de Ionização: É a energia necessária para remover um elétron 
na fase gasosa. 
 
 
 
 
Para elementos do grupo principal, as primeiras energias de ionização 
aumentam a medida que: 
• Subimos ao longo dos períodos, exemplo: A energia de ionização do 
Li3 (2ª período)é maior que a do Na11 (3º período). 
 
• O número atômico aumenta em um mesmo período. Exemplo: A 
energia de ionização do Be4 é maior que a do Li3, sendo que ambos 
estão no mesmo período. 
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Para arrancar um 
elétron de um átomo, 
deve-se fornecer 
energia (processo 
endotérmico) para 
superar a atração da 
carga nuclear. 
 
A energia de 
ionização de um 
átomo é sempre um 
equilíbrio entre a 
atração núcleo-
elétron (que depende 
de Z*) e a repulsão 
elétron-elétron. 
Ao longo de um 
período, Z* aumenta e a 
energia necessária para 
remover um elétron 
também aumenta. 
 
Ao longo de um grupo, 
o elétron removido está 
cada vez mais longe do 
núcleo, reduzindo assim 
a força atrativa núcleo-
elétron e diminuindo a 
primeira energia de 
ionização. 
Propriedades atômicas e 
tendências periódicas 
Valores das energias de ionização: 
26 
Propriedades atômicas e 
tendências periódicas 
Tendência para as primeiras energias deionização dos grupos principais: 
27 
A
u
m
e
n
ta
 
Aumenta 
Propriedades atômicas e 
tendências periódicas 
Afinidade eletrônica: é a energia de um processo em que um elétron 
é adquirido pelo átomo na fase gasosa. 
 
 
 
 
Quanto maior for a afinidade de um átomo por elétrons mais negativo 
será o valor da afinidade eletrônica. 
 
Os gases nobres não apresentam nenhuma afinidade eletrônica. 
 
As tendências periódicas para afinidade eletrônica estão relacionadas 
com as de energia de ionização, vejam: 
 
 
28 
Propriedades atômicas e 
tendências periódicas 
29 
Aumenta 
A
u
m
e
n
ta
 
Tendência para o aumento da afinidade eletrônica: 
Aumenta 
Diagrama de Linus Pauling 
NÍVEIS de energia representados em 
ordem CRESCENTE pelos números de 1 a 
7. 
 
Em cada nível de energia temos os 
SUBNÍVEIS, os quais são representados 
pelas letras: s, p, d e f. 
 
O número a direita de cada letra 
representa a quantidade MÁXIMA DE 
ELÉTRONS em cada SUBNÍVEL. 
 
As setas indicam o SENTIDO que o 
diagrama deve ser lido. 
 
30 
Vejamos a distribuição eletrônica do átomo neutro de Ferro (Fe), que 
possui 26 e¯: 
 
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Diagrama de Linus Pauling 
Distribuição eletrônica do Fe  1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Observem que o subnível 3d tem espaço para 10 elétrons, mas só 
tínhamos 6 elétrons, então ficou 3d6. 
O subnível de maior energia (mais energético) é sempre o ULTIMO 
subnível. 
O subnível mais externo é sempre o que apresentar MAIOR número 
ANTES da letra. 
 
Exemplo: no átomo de Fe 
Subnível de maior energia: 
Subnível mais externo: 
 
Façam a distribuição eletrônica, indiquem o subnível de maior energia, 
o mais externo e quantos elétrons cada átomo tem na ultima camada. 
a) Mg12 b) Cu29 c) Cl17 d) La57 
 
 
31 
3d6 
4s2 
Diagrama de Linus Pauling 
Podemos saber a localização do Elemento na Tabela Periódica: 
Os níveis de energia (números de 1 a 7) mostram PEÍODO; 
Os subníveis mostram a região da tabela; 
Os expoentes (2, 6, 10 e 14) indicam a família. 
 
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