Química - Slides de Aula - Unidade I

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Profa. Summaia Farah
UNIDADE I
Química Integrada
 Primeiras ideias registradas a respeito da constituição da matéria – 500 anos a.C.
 Filósofos gregos Leucipo e Demócrito acreditavam que partículas minúsculas 
formavam os diversos tipos de matéria.
 A estas partículas deram o nome de átomos (=indivisível). 
 Essa teoria foi deixada de lado por cerca de dois mil anos.
Modelos Atômicos 
 Dalton propôs uma teoria onde os átomos seriam minúsculas esferas maciças, 
indivisíveis e indestrutíveis, as quais seriam os constituintes de toda imensa gama 
de matéria existente.
 Modelo que ficou conhecido como “bola de bilhar”.
Modelo atômico idealizado por John Dalton em 1803 
Fonte: 
http://www.objetivo.br/c
onteudoonline/imagens
/conteudo_1667/04b.gif
 Durante o século XIX vários experimentos foram feitos para determinar as 
propriedades do átomo. 
 Foram observadas propriedades elétricas na matéria, que só poderiam ser 
explicadas assumindo a existência de partículas com caráter elétrico. 
 O que levou os cientistas a admitirem que os átomos não eram indivisíveis como 
Dalton acreditava.
 E que as propriedades elétricas eram consequência da 
possível existência de partículas eletricamente 
carregadas fazendo parte destes átomos.
Propriedades elétricas da matéria X modelo atômico de Dalton
 Em 1897, as experiências do físico inglês J. J. Thomson o levaram a detectar a 
existência de partículas com carga elétrica negativa no átomo.
 Essas partículas foram chamadas por ele de elétrons.
 O átomo seria uma esfera maciça de carga positiva, possuindo em sua superfície 
partículas de carga negativa (elétrons). 
 Este modelo explicava tanto as propriedades elétricas do 
átomo quanto a sua neutralidade.
 Ficou conhecido como “pudim de passas”.
Modelo atômico proposto por J.J. Thomson em 1897 
Modelo atômico proposto por J.J. Thomson em 1897 
Fonte: Adaptado de: 
http://www.objetivo.br/conteudoonline/ima
gens/conteudo_1667/QUI-0000583Tb.png
Esfera 
positiva
Elétron
 Em 1911, o físico-químico neozelandês Ernest Rutherford demonstrou que as 
cargas positivas do átomo estariam concentradas em sua região central – a qual 
chamou de núcleo.
Experimento de Rutherford
Fonte: Adaptado de: http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3995/QUI-
0000584T.png
Lâmina
Partículas α
desviadas
Partículas 
α
desviadas
Partículas 
α refletidas
 Rutherford concluiu que o átomo não era maciço, possuindo um espaço vazio
por onde as partículas alfa podiam atravessar livremente. 
 Também concluiu que no átomo havia uma região de maior massa concentrada 
e positiva a qual chamou de núcleo.
 Através da proporção entre as partículas que eram 
desviadas e as que atravessavam a lâmina foi possível 
estimar que o raio do átomo de ouro é cerca de 10.000 
vezes maior que o raio do núcleo.
Modelo atômico planetário idealizado por E. Rutherford em 1911 
Fonte: 
http://www.objetivo.br/conteudoonline
/imagens/conteudo_6160/28.jpg
 O modelo atômico de Rutherford não conseguia elucidar o comportamento de 
alguns elementos químicos.
 Por volta de 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr aprimorou o modelo atômico 
de Rutherford.
 Concluiu que ao redor do núcleo há camadas eletrônicas ou níveis de energia, 
onde os elétrons giram em órbitas.
 O elétron possui uma energia específica em cada órbita.
 Um elétron no nível energético que ele ocupa 
normalmente, está em seu estado fundamental, 
ao passar para um nível mais distante do núcleo 
absorve energia e entra num estado menos estável 
ou de excitação.
Conclusões de Niels Bohr
Modelo atômico proposto por Bohr em 1913
Fontes: Adaptado de: 
http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3996/07b.gif
http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3995/QUI-
0000150T.png
Partícula Localização Natureza elétrica Carga relativa Massa relativa
Próton (p+) Núcleo Positiva +1 1
Nêutron (n0) Núcleo Sem carga 0 1
Elétron (e-) Eletrosfera Negativa -1 1/1840
Principais características das partículas de um átomo 
O modelo atômico atual foi construído tendo como base:
 A matemática-probabilística.
 O Princípio da Incerteza de Heisenberg – impossível determinar com precisão 
a posição e velocidade de um elétron num mesmo instante.
 Princípio da Dualidade da Matéria de Louis de Broglie –
o qual demonstra que o elétron possui comportamento 
de matéria e também de energia, sendo considerado 
uma partícula-onda.
Modelo atômico aceito atualmente 
Modelo atômico aceito atualmente 
Fonte: Adaptado de: 
http://www.objetivo.br/co
nteudoonline/imagens/co
nteudo_3995/A03_1.png
Átomo
Núcleo
Núcleo
Elétron
Nêutron
Próton
Próton
Nêutron
Durante o experimento com lâmina de ouro e partículas alfa, o físico-químico 
Ernest Rutherford fez algumas importantes observações sobre o átomo. 
Assinale a alternativa correta que corresponde a estas observações 
e às conclusões feitas pelo cientista.
a) Uma pequena parte das partículas alfa emitidas atravessavam linearmente 
a lâmina de ouro. 
b) Uma grande parte das partículas alfa emitidas foram desviadas ou refletidas.
c) O cientista concluiu que as partículas negativas 
existentes no átomo estavam concentradas num espaço 
central, que ele chamou de núcleo.
Interatividade
d) O experimento confirmou a ideia, existente na época, de que o átomo era maciço 
e indivisível.
e) Rutherford concluiu que o átomo não era maciço e que possuía uma região de 
maior concentração de massa, com carga positiva, a qual ele chamou de núcleo.
Interatividade
 Os átomos de um elemento químico têm a capacidade de ganhar 
ou perder elétrons.
 Ao perder ou ganhar elétrons o átomo adquire carga, tornando-se um íon. 
 Quando estas transições de elétron ocorrem a eletrosfera do átomo se altera, 
porém, o núcleo fica preservado.
Transferência eletrônica 
 Distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 ; K=2e- L=8e- M=2e-
 Ao perder dois elétrons o Mg torna-se o íon Mg2+, que possui carga +2 e 10 
elétrons em sua eletrosfera.
 Mg2+: 1s2 2s2 2p6 ; K=2e- L=8e- aqui a camada de valência muda para o nível L
(segunda camada).
Transferência eletrônica – Exemplo 24Mg12
 Distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ; K=2e- L=8e- M=7e-
 Ao ganhar um elétron o cloro torna-se o íon Cl-1 , que possui carga -1 
e 18 elétrons.
 Cl-1: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ; K=2e- L=8e- M=8e- neste exemplo a camada de valência 
não muda, o elétron que o cloro recebeu se hospedou na camada M (terceira 
camada) pois como ela comporta no máximo 18 elétrons havia espaço para ele.
Transferência eletrônica – Exemplo 35Cl17
 O modelo atômico de Bohr não foi suficiente para explicar algumas observações 
feitas em átomos complexos, por isso um outro modelo da estrutura atômica, 
altamente matemático e mais detalhado, foi desenvolvido – modelo 
da mecânica quântica.
 Este modelo baseia-se na teoria quântica – que tem como princípio o fundamento 
de que a matéria também possui propriedades associadas a ondas. 
 Nesta teoria acredita-se que é impossível ter certeza, 
ao mesmo tempo, da posição exata e do momentum 
(direção e velocidade) de um elétron na eletrosfera 
de um átomo (Princípio da Incerteza). 
Teoria dos orbitais moleculares 
 Podemos dizer que um orbital é um “lugar” do espaço onde, provavelmente, 
esteja um elétron – a certeza foi substituída pela probabilidade. 
 Este modelo atômico quântico emprega formas mais complexas de orbitais. 
 Também introduz quatro números quânticos para descrever as características 
dos orbitais e dos elétrons que neles estão.
Teoria dos orbitais moleculares 
 Número quânticoprincipal (n).
 Número quântico de momento angular (l).
 Número quântico magnético (ml).
 Número quântico spin (ms).
Números quânticos
 Equivale ao número das camadas de energia do modelo de Bohr.
 Descreve a distância entre a órbita e o núcleo. 
 Representado por números inteiros positivos.
 Quanto maior seu valor mais alta será a energia e maior será o orbital.
Número quântico principal (n) 
 Descreve a forma do orbital. 
 Este formato, por sua vez, é limitado pelo número quântico principal (n). 
 Seus valores podem ser números inteiros positivos que vão de zero a n – 1.
 Por exemplo, se o valor de n é 4, quatro valores são aceitos para l (0, 1, 2 e 3).
Número quântico de momento angular (l)
 Alguns orbitais têm igual valor de n, mas diferente valor de l.
 São chamados de subníveis eletrônicos.
Relação entre os números quânticos n e l 
Fonte: Autoria própria
Valor do I 0 1 2 3 4
Denominação s p d f g
 Descreve como os orbitais estão orientados no espaço.
 Representado por números inteiros, de – l a 0 para + l.
 Exemplo: se l for igual a 1 (orbital p) é possível determinar três valores para ml: -1, 
0 e +1, e isto significa que o orbital possui três tipos diferentes de níveis 
eletrônicos, todos têm a mesma energia, porém, orientações diferentes no espaço.
Número quântico magnético (ml)
 Descreve a direção do elétron num campo magnético – nos sentidos horário 
e anti-horário. 
 Somente dois valores são permitidos para o número quântico spin: +1/2 e – ½.
 Isto porque em cada nível eletrônico pode haver apenas 2 elétrons.
Número quântico spin (ms) 
Números quânticos
Número Quântico Descrição Valores permitidos
Principal (n) Energia do orbital Números inteiros positivos
Momento angular (l) Forma do orbital Números inteiros de 0 a n-1
Magnético (ml) Orientação espacial Números inteiros de – l a 0 para + l
Spin (ms) Spin do elétron Apenas dois valores +1/2 e – 1/2
A afirmação a seguir descreve qual dos números quânticos? “Equivale ao número das 
camadas de energia do modelo atômico de Bohr, isto é, descreve a distância entre a 
órbita e o núcleo. Representado por números inteiros positivos, e, quanto maior seu 
valor mais alta será a energia e maior o orbital”. Assinale a alternativa correta:
a) Número quântico principal (n).
b) Número quântico de momento angular (l).
c) Número de elétrons nos orbitais moleculares (e).
d) Número quântico magnético (ml).
e) Número quântico spin (ms).
Interatividade
 Toda substância, simples ou composta, é formada pela união entre átomos iguais 
ou diferentes.
 Essa união entre eles é feita através das ligações químicas. 
 Na segunda metade do século XIX os gases nobres já eram conhecidos e 
considerados estáveis devido a sua configuração eletrônica particular – todos 
estes gases apresentam 8 elétrons na sua camada ou nível de energia mais 
externo, ou seja, um octeto (exceto o Hélio).
Ligações Químicas
Regra do octeto
Fonte: Adaptado de: http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_1682/011.png
Átomo de 
potássio
Átomo de 
cloro
Íon potássio Íon cloreto
+ -
Ligação Iônica
Fonte: Adaptado de: 
http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_1682/006.png
http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3285/02.jpg
Na+
Cl-
Cloreto de sódio
 Sólidos à temperatura ambiente.
 Não conduzem corrente elétrica no estado sólido.
 Conduzem corrente elétrica no estado líquido (íons móveis).
 Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água (separação dos íons).
 Alto ponto de fusão e ebulição.
Características dos compostos iônicos
 Os metais possuem maior tendência de formar cátions.
 O modelo teórico de ligação metálica demonstra elétrons parcialmente livres em 
volta de cátions metálicos – é a chamada “nuvem de elétrons”. 
Ligação Metálica
Fonte: 
http://www.objetivo.br/conteudoonlin
e/imagens/conteudo_426/0044.png
 Na maioria são sólidos (exceto mercúrio, que é líquido).
 Bons condutores de eletricidade e calor.
 Possuem pontos de fusão (p.f.) e ebulição (p.e.) elevados.
 Geralmente são insolúveis em água (exceto alguns metais reativos) e em 
solventes orgânicos (apolares).
 Possuem brilho e cor acinzentada (exceto ouro e cobre).
 São maleáveis e dúcteis, isto é, facilmente moldáveis.
Propriedades físicas dos metais 
Estrutura metálica
Fonte: Adaptado de: http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_426/0040.png
Metal 
Átomo
Cristal
Microscópio
Ligas Metálicas 
Fonte: Adaptado de: http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_426/03.gif
Metal 1 Metal 2
Liga
Ligação Covalente 
Fonte: Adaptado de: http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_422/0039.png
0
H •
Cl
• •
• •
• • •
0
(H Cl )
• •
• •• • • •
0
1p 1p17p 17p
Teoria da repulsão dos pares de elétrons de valência (TRPEV)
Fontes: Adaptado de: http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3999/01.gif
http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3999/02.gif
120º180º
A
A
 Para que haja a formação de novas ligações entre substâncias orgânicas é 
necessário que antes ocorra o rompimento das ligações existentes nestas.
Ligações químicas em sistemas orgânicos 
Fonte: Adaptado de: http://www.ensinandoeaprendendo.com.br/wp-
content/uploads/2014/03/antioxidantes-1024x262.jpg
 Reações de substituição: um grupo que está ligado a um dos átomos de carbono é 
retirado e outra molécula entra no seu lugar – ligando-se ao carbono que ficou 
“sozinho”. O grau de instauração deste carbono não se altera.
 Reações de adição: ocorre um aumento no número de grupos ligados ao carbono. 
Isto causa uma saturação na molécula.
 Reações de eliminação: diminuição na quantidade 
de grupos ligados ao carbono e, como consequência, 
a instauração molecular aumenta.
Classificação das reações orgânicas 
 Torna-se importante a classificação dos reagentes para prever quais serão 
os possíveis produtos num determinado sistema orgânico.
 Reagente nucleofílico: possui a capacidade de doar seu par de elétrons 
para formar uma nova ligação. 
 Reagente eletrofílico: tem maior facilidade para receber novos pares de elétrons
e assim formar novas ligações.
 Radical livre: esta espécie química possui elétrons 
desemparelhados, o que o torna eletricamente neutro.
Classificação dos reagentes 
A ligação iônica acontece pela atração entre íons de cargas opostas, sendo assim, é 
uma ligação forte que mantém os elementos unidos formando o chamado composto 
iônico. Sobre as características dos compostos iônicos assinale a alternativa correta:
a) Geralmente são líquidos em temperatura ambiente e não conduzem energia 
elétrica neste meio.
b) Não liberam seus íons em meio aquoso, portanto não conduzem energia elétrica.
c) Geralmente são sólidos em temperatura ambiente e só 
conduzem energia elétrica no estado líquido, pois 
liberam seus íons quando são solubilizados.
Interatividade
d) Possuem baixos pontos de fusão e ebulição, e, assim, facilidade para 
liberar seus íons.
e) Não necessitam de muita energia (calor) para terem sua ligações rompidas, 
e assim, conduzem corrente elétrica mais facilmente.
Interatividade
 A produção (síntese) de qualquer composto químico depende de uma ou mais 
reações químicas. 
 Durante as reações químicas substâncias são transformadas em outras 
substâncias, ou seja, compostos diferentes são gerados a partir daqueles 
que estavam no início da reação. 
 Numa reação química os compostos reagentes são aqueles que sofrem alterações 
até formarem os produtos, ou compostos finais do processo reativo. É possível saber que uma reação química aconteceu, 
ou está acontecendo, através de evidências como 
a liberação de um gás (ou formação de bolhas), 
liberação de calor, resfriamento, e muitas outras. 
Reações químicas
 São maneiras de representar uma reação química.
 Demonstra quais são os reagentes e produtos, como foi a mudança de energia 
entre os compostos, se houve ou não a influência de catalisadores, o estado físico 
das substâncias, ou seja, todas as condições para que a reação ocorra.
Reagentes → Produtos
Equações químicas 
 Os números 1, 2, 1 e 2 indicam a proporção entre as substâncias.
 A letra entre parênteses é a inicial que corresponde ao estado físico do composto.
 Por se tratar de quatro gases incolores a evidência de que a reação está 
ocorrendo, neste caso, é a presença do fogo, portanto, esta é uma reação de 
combustão e também por isso é considerada exotérmica.
1CH4(g) + 2O2(g) → 1CO2(g) + 2H2O(g)
Exemplo da equação que representa reação entre o metano e o oxigênio
Teoria das colisões
Fontes:
http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_4310/103.gif; 
http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_4310/02.gif:
http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_4310/03.gif
 As reações químicas podem ser classificadas de acordo com o modo como 
a energia se movimenta dentro delas. 
 Reações em que há liberação de energia durante a transformação de reagentes 
em produtos, são chamadas de reações exotérmicas. 
 Inversamente, quando na formação dos produtos há absorção de calor estas 
reações são denominadas endotérmicas.
Reações exotérmicas e endotérmicas 
Reações exotérmicas e endotérmicas 
Fontes: Adaptado de: 
http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_4011/72.gif
http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_4011/73.gif 
E
n
e
rg
ia
E
n
e
rg
ia
Reagentes
Reagentes
Produtos
Produtos
Energia 
libertada 
pela reação
Energia 
absorvida 
pela reação
 Reações de combinação.
 Reações de decomposição.
 Reações de deslocamento simples.
 Reações de deslocamento duplo.
 Reações de combustão.
 Reações redox.
Tipos de reações químicas
 Neste tipo de reação dois ou mais reagentes irão formar o produto.
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
C(s) + O2(g) → CO2(g)
Reações de combinação 
 Uma única substância ou molécula é separada ou “partida” em dois outros 
compostos menos complexos formando, assim, dois novos produtos.
 Esta decomposição ou separação da molécula reagente acontece pelo estímulo de 
uma fonte de energia, a qual pode ser a luz (fotólise), o calor (pirólise) ou a 
eletricidade (eletrólise) que é inserida na reação. 
2H2O2(l) → 2H2O(l) O2(g)
2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
Reações de decomposição 
 Ocorre a substituição de um elemento metálico por outro, sendo que esta só é 
possível quando há metais com força de reatividade diferente. 
Zn(s) + CuSO4 (aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)
Reações de deslocamento simples 
Fonte: Autoria própria.
REATIVIDADE METAL
Menos ativos Au (ouro)
Ag (prata)
Cu (cobre)
Pb(chumbo)
Sn (estanho)
Ni (níquel)
Fe (ferro)
Cr (cromo)
Zn (zinco)
Mais ativos Al (alumínio)
 Duas espécies serão deslocadas, e geralmente este deslocamento ocorre 
entre íons.
 As reações de deslocamento duplo são muito comuns em soluções onde há o 
surgimento de um precipitado (sólido insolúvel) ou naquelas onde a água é um 
dos produtos. 
HCI + NaOH → NaCl + HOH
H e Na “trocam de parceiros”
Reações de deslocamento duplo 
Fonte: Adaptado de: http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/Aula_14739/66.png 
KCL(aq) + AgNO3(aq) →↓ AgCl(s) + KNO3(aq)
Reações de precipitação 
Fonte: http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/Aula_14745/83.png
HCL(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(aq)
Reações de neutralização 
 Principal produto é o calor.
 Produzido pela combinação de compostos que contém carbono (material 
combustível) que, quando combinados com o oxigênio (composto comburente), 
entram em combustão (queima) pelo estímulo de uma fonte de ignição 
(energia inicial).
 Reação de combustão do gás butano armazenado em 
botijões de gás para uso em fogões domésticos.
2C4H10(g) + 1302(g) → 8CO2(g) + 10H2O(g) + calor
Reações de combustão 
 Ocorre transferência de elétron(s) entre os elementos da reação. 
Reações de oxirredução 
Fonte: 
http://www.objetivo.br/conte
udoonline/imagens/conteud
o_454/0.03.png
Para que haja a formação de novas ligações entre substâncias orgânicas, é 
necessário que antes ocorra o rompimento das ligações já existentes nestes 
compostos. Quais os dois diferentes tipos de ruptura de ligação em moléculas 
orgânicas? Assinale a alternativa correta:
a) Cisão eletrônica e cisão heterolítica.
b) Cisão homolítica e cisão heterolítica.
c) Cisão carbolítica e cisão heterolítica.
d) Cisão heterolítica e cisão hemolítica.
e) Cisão homolítica e cisão protônica.
Interatividade
ATÉ A PRÓXIMA!