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Apostila Química Geral (Otima)

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1 
 
Tipo Curso: Graduação em Engenharia 
Professor: Djalma Silva 
Disciplina: Química Geral 
 
EMENTA: 
Grandezas químicas e estequiometria; termodinâmica química; cinética química e eletroquímica. 
 
OBJETIVO GERAL: 
Compreender os principais conceitos estequiométricos, termodinâmicos, cinéticos e eletroquímicos envolvidos 
nas reações químicas e nos processos físicos, fornecendo ao aluno subsídios às suas atividades profissionais 
e de pesquisa. 
 
OBJETIVOS ESPECÍFICOS: 
Compreender os aspectos qualitativos e quantitativos das equações químicas. Realizar cálculos químicos. 
Entender o conceito de energia interna de um sistema. Definir os principais termos da termoquímica e calcular 
as variações da energia interna dos sistemas. Determinar se os processos físicos e as reações químicas são 
endotérmicos ou exotérmicos. Compreender o conceito de espontaneidade e aplicá-lo a sistemas químicos ou 
físicos. Determinar a velocidade de uma reação química e conhecer os fatores que alteram a velocidade de 
uma reação química. Estabelecer correlações entre reações de transferência eletrônica e a eletroquímica, 
determinar os componentes das semi-células de uma pilha, calcular a DDP gerada em uma pilha e verificar a 
espontaneidade da pilha. Reconhecer e entender o funcionamento dos diferentes tipos de pilhas e baterias 
comerciais, compreender os aspectos químicos da corrosão e os mecanismos utilizados para prevenir e 
controlar os processos corrosivos. Diferenciar os processos de pilha e eletrólise, determinar os produtos de 
uma eletrólise.Conhecer as aplicações práticas da eletrólise. 
 
CONTEÚDO PROGRAMÁTICO: 
Unidade 1 – IMPORTÂNCIA DA QUÍMICA NAS ATIVIDADES PROFISSIONAIS: 
1.1. Apresentação do plano de ensino. 
1.2. Relação entre o conhecimento tecnológico e a química. 
1.3. Integração do conteúdo de química com as demais disciplinas ministradas no curso. 
 
Unidade 2 – FÓRMULAS, EQUAÇÕES E ESTEQUIOMETRIA: 
2.1. Estequiometrias de fórmulas químicas. 
2.2. Equações químicas. 
2.3. Significados quantitativos das equações químicas. 
2.4. Cálculos químicos e suas aplicações. 
 
Unidade 3 – TERMODINÂMICA QUÍMICA: 
3.1. A conservação de energia. 
3.2. Entalpia. 
3.3. Espontaneidade dos Processos. 
 
Unidade 4 – CINÉTICA QUÍMICA: 
4.1. Velocidades das transformações químicas. 
4.2. Fatores que interferem na velocidade das transformações químicas. 
 
 
 2 
Unidade 5 – ELETROQUÍMICA: 
5.1. Células eletroquímico-eletrolíticas. 
5.2. Corrosão. 
5.3. Leis de Faraday. 
 
Unidade 6 – AULAS EXPERIMENTAIS: 
6.1. Aula Prática Sobre Normas de Segurança. 
6.2. Aula Prática Sobre Técnicas Básicas de Laboratório. 
6.3. Aula Prática Sobre Estequiometria. 
6.4. Aulas Práticas Sobre Termoquímica. 
6.5. Aulas Práticas Sobre Cinética Química. 
6.6. Aulas Práticas Sobre Eletroquímica. 
 
BIBLIOGRAFIA BÁSICA: 
RUSSELL, John B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron; 2006. 2v. 
BRADY, James E.; HUMISTON, Gerard E. Química geral. 2. ed. Rio de Janeiro; LTC, 2007; 2v. 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 
Porto Alegre: Bookman, 2007. 
 
BIBLIOGRAFIA COMPLEMENTAR: 
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul. Química geral e reações químicas. São Paulo: Thomson, 2005. 2v. 
CHANG, Raymond; Química Geral: Conceitos Essenciais. 5. ed. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 2007. 
MAIA, Daltamir Justino; BIANCHI, José Carlos de Azambuja. Química geral: fundamentos. São Paulo; 
Prentice-Hall, 2007. 
MAHAN, Bruce M. ; MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. São Paulo: E. Blücher, 2007. 
ROSENBERG, Jerome L; EPSTEIN, Lawrence M. Teoria e problemas de química geral. Tradução Roberto 
Fernando de Souza. Porto Alegre: Bookman, 2003. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 3 
CONCEITOS BÁSICOS SOBRE MATÉRIA, E ENERGIA: 
 
1 – Matéria, corpo e objeto: 
 
Matéria é tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço, isto é, tem volume. 
 
Corpo é uma porção limitada de matéria 
 
Objeto é um corpo produzido para utilização do ser humano. 
 
Ex.: Reserva florestal  Tora de madeira  Cadeira de madeira 
 “matéria” “corpo” “objeto” 
 
 
2 - O estudo da matéria: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 4 
MUDANÇAS DE ESTADOS FÍSICOS: 
 
1. Estados Físicos: 
 
A matéria pode ser encontrada em três estados físicos: 
 Sólido 
 Líquido 
 Gasoso 
 
Sólido: possui forma e volume constantes. Neste estado, as partículas que formam a matéria (que podem ser 
átomos, moléculas ou íons), estão distribuídas regularmente, ocupando posições fixas, formando um arranjo 
definido. Entre elas surgem forças de atração intensas. Em conseqüência disto, a estrutura é rígida, possui 
forma e volume constantes e alta resistência a deformações. 
 
Líquido: possui volume constante e forma variável, dependente do recipiente onde está contido. Neste estado, 
as forças de atração entre as partículas que formam a matéria são suficientes para manter as partículas 
unidas, mas não impedem que elas se movimentem para determinadas direções. Em conseqüência disso, os 
líquidos têm volume constante, mas a forma é do recipiente que o contém. 
 
Gasoso: possui forma e volume variáveis. As forças de coesão entre as partículas que formam a matéria são 
muito fracas, de modo que elas se deslocam de maneira desordenada e em alta velocidade. Por isso, o gás 
não tem forma e volume definidos. O gás tende a ocupar todo o espaço disponível do recipiente onde está 
contido. 
 
Podemos perceber que o gás tende a ocupar todo espaço disponível, através do odor que se espalha 
rapidamente quando um gás odorífero é colocado em uma sala. 
 
 
2. Mudanças de estado físico da matéria: 
A influência de fatores externos, como pressão e temperatura fazem com que a matéria se apresente ora em 
um, ora em outro estado físico. 
 
Se você resfriar a água contida em um recipiente ela pode transformar-se em gelo, por outro lado, se a 
aquecer, pode se transformar em vapor. 
 
As mudanças de um estado físico para outro recebem denominações específicas: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 5 
Nos fenômenos de fusão, vaporização e sublimação de uma substância sempre há recebimento de calor, isto 
é, aumento da temperatura, e ou diminuição da pressão. Na solidificação, condensação e ressublimação 
sempre há perda de calor, isto é, diminuição da temperatura, e ou aumento da pressão. 
 
Vaporização, conforme a maneira de se processar recebe denominação particular: evaporação, ebulição e 
calefação. 
 
As nuvens são formadas de minúsculas gotas de água, no estado de vapor. 
 
A formação das nuvens é muito lenta e é conseqüência da transformação da água líquida da superfície dos 
rios, lagos, oceanos em vapor de água. Essa mudança do estado líquido para o estado de vapor que se 
processa lenta e espontaneamente, independente da temperatura, e só acontece na superfície do líquido 
denomina-se evaporação. 
 
A evaporação aumenta: pela ação do vento, da superfície de contato com o ambiente e pelo aumento de 
temperatura. 
 
Ponto de Fusão (P.F.): Se você aquecer uma certa quantidade de um sólido, depois de um certo tempo você 
perceberá que este começa a se transformar em líquido, e durante toda a fusão a temperatura permanecerá 
constante. 
 
Esta temperatura na qual uma determinada espécie de matéria passa do estado sólido para o estado líquido, 
sob determinada pressão, recebe o nome de Ponto de Fusão. 
 
Ponto de Ebulição (P.E.): temperatura na qual uma determinada espécie de matéria passa do estado líquido 
para o gasoso, sob determinada pressão. 
Analisando-se o ponto de fusão (P.F.) e o ponto de ebulição (P.E.) das substâncias químicas,pode-se saber 
as faixas de temperatura nas quais certas espécies de matéria se encontram, no ambiente, no estado sólido, 
líquido ou gasoso: 
 
Material P.F. P.E. Temperatura ambiente Estado físico no ambiente 
Ferro 15350C 28850C P.F. maior P.E. maior Sólido 
Água O0C 100oC P.F. menor P.E. maior Líquido 
Oxigênio -2180C -1830C P.F. menor P.E. menor Gasoso 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 6 
ELEMENTOS, SUBSTÂNCIAS E MISTURAS: 
 
1. Elementos e substâncias: 
 Elemento: conjunto de todos os átomos de um mesmo tipo. Ex. Pt, Au, Na, He, H 
 
Para melhor definirmos o conceito de elemento químico é importante revisar alguns princípios 
envolvidos em estrutura atômica: 
i) Partículas fundamentais do átomo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 7 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Características que identificam uma SUBSTÂNCIA PURA: 
-- propriedades físico-químicas bem definidas (densidade, temperatura de fusão e ebulição, 
solubilidade em água), ou seja, independente da composição. 
Ex.: água, independente da quantidade, terá densidade de 1,0g / cm3 a 4°C. 
 
-- mudança de estado físico: análise gráfica 
Na mudança Sólido => Líquido => Gasoso (aquecimento), uma substância pura apresenta 
temperaturas de fusão e ebulição constantes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 8 
Características que identificam uma MISTURA: 
-- propriedades físicas definidas em função das quantidades das diferentes substâncias envolvidas 
(densidade, temperatura de fusão e ebulição, solubilidade em água), ou seja, as propriedades 
físico-químicas são dependentes da composição. 
 
-- mudança de estado físico: análise gráfica 
Na mudança Sólido => Líquido => Gasoso (aquecimento), uma mistura apresenta temperaturas de 
fusão e ebulição variáveis. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FASE: CADA PORÇÃO HOMOGÊNEA DE MATÉRIA 
 
CUIDADO!!! 
- sistema homogêneo (1 fase): substância pura (um componente) ou mistura homogênea. 
 
- sistema heterogêneo (mais de 1 fase): substâncias puras em diferentes estados físicos ou mistura 
heterogênea. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 9 
2. Propriedades físicas específicas das substâncias puras 
 Ponto de fusão (P.F.): É a temperatura na qual uma substância passa do estado sólido para o 
líquido. 
 
 Ponto de ebulição (P.E.): É a temperatura na qual uma substância passa do estado líquido para 
o gasoso. 
 
ATENÇÃO!!! Evaporação X Ebulição 
 
 A evaporação é um processo espontâneo, como por exemplo, roupa secando no varal. O 
líquido é formado por partículas em constante movimento, umas mais rápidas e outras mais 
lentas. As partículas mais rápidas tendem a escapar da superfície do líquido, passado assim 
para o estado gasoso. 
 
 A ebulição é um processo forçado em que é dada ao líquido certa quantidade de energia 
para se chegar ao ponto de ebulição. 
 
 
3. Densidade: 
 É a quantidade de massa de uma substância contida em um determinado volume 
 
 sendo que massa expressa em gramas(g) e volume expressa em centímetros 
 cúbicos(cm3). 
 
 
Exemplos: dágua = 1,0 g/cm
3; dferro = 7,8 g/cm
3 
 
Obs.: A densidade varia com a temperatura. 
 temperatura   volume   densidade 
 
4. Volatilidade: 
É a capacidade que uma substância tem de passar do estado líquido para o estado gasoso. 
 
Ex.: Coloque em ordem crescente de volatilidade as seguintes substâncias: Álcool (PE = 78°C), 
água (PE = 100°C) e éter (PE = 34°C), à pressão de 1 atm. 
 
 Curva de aquecimento para mistura: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 10 
FENÔMENOS FÍSICOS E FENÔMENOS QUÍMICOS: 
 
1. Fenômenos Físicos: 
Não alteram a composição química da matéria. 
 
Mudanças Exemplos 
Estado físico Formação de gelo, evaporação do álcool 
Aparência Dissolução de suco em pó na água 
Tamanho Trituração do café 
Forma Produção de peças de ouro, cortar papel 
 
 
2. Fenômenos Químicos: 
Alteram a composição química da matéria. Ocorre uma reação química, uma ou duas substâncias 
se transformam em outras substâncias. 
 
Ex.: Quando você queima madeira ocorre a formação de uma substância preta e liberação de calor 
e fumaça (gás carbônico e vapor d’água). 
 
3. Reações químicas: 
 Novas substâncias são formadas a partir de outras. 
 Em uma reação ocorre um rearranjo de átomos 
 Evidências da ocorrência de uma reação química: 
- Liberação ou absorção de calor. 
- Liberação de gás (efervescência). 
- Mudança de cor. 
- Mudança de odor. 
- Luminosidade. 
- Formação de sólido (precipitado). 
 
3.1 Representação de uma reação química: 
 
REAGENTES  PRODUTOS 
 
Segue abaixo alguns exemplos de equações químicas; 
o Equações de combustão (queima): 
Metano + oxigênio  dióxido de carbono + água 
CH4 + O2  CO2 + 2H2O 
o Equações de decomposição: 
Água  hidrogênio + oxigênio 
2H2O  2H2 + O2 
 
o Equações de formação: 
Nitrogênio + hidrogênio  amônia 
N2 + 3H2  2 NH3 
 
 
 
 
 
 
 11 
A Lei de Conservação da Massa (Lei de Lavoisier): 
 
 
Ex.: Água  hidrogênio + oxigênio 
 18g 2g 16g 
 
 
A Lei das Proporções constantes (Lei de Proust): 
 
Ex.: Água  hidrogênio + oxigênio 
 9g 1g 8g 
 18g 2g 16g 
 27g 3g 24g 
 100g 11,11g 88,89g 
 
massa de hidrogênio = 1 = 2 = 3 = 11,11 
massa de oxigênio 8 16 24 88,89 
 
“Na molécula de água, a massa de oxigênio é sempre oito vezes maior que a massa de 
hidrogênio.” 
 
A Teoria atômica de Dalton: 
 
 
 
Entre os cientistas que viveram nos séculos VII e VIII, um dos mais importantes 
foi o francês Antoine Laurent Lavoisier. Entre suas contribuições, a mais 
conhecida e relevante é a Lei da Conservação da Massa, enunciada por ele 
após realizar inúmeras reações químicas dentro de recipientes fechados. 
 
Usando uma balança, Lavoisier determinou a massa do recipiente antes e 
depois da reação química acontecer. Comparando as medidas, ele pôde 
enunciar que quando uma reação química é realizada num recipiente fechado, 
“a massa dos produtos é igual a massa dos reagentes, pois os átomos apenas 
se recombinam.” 
 
Por meios de estudos de reações de decomposição, Proust concluiu que “a 
composição química das substâncias compostas é sempre constante, ou seja, 
uma substância composta sempre é formada pelos mesmos elementos 
químicos numa mesma proporção, em massa.” 
 
Entre 1803 e 1808, o cientista John Dalton propôs uma teoria para explicar as 
Leis de Lavoisier e de Proust. Alguns pontos importantes de sua teoria são: 
- Todas as substâncias são formadas por átomos. 
- Os átomos são pequenas partículas esféricas maciças e indivisíveis. (hoje 
sabemos que isso não é verdade, o átomo é formado por prótons, elétrons e 
nêutrons) 
- Os átomos dos diferentes elementos químicos são diferentes entre si. 
- Os átomos de elementos químicos iguais são iguais em todas as suas 
características. 
- Substâncias simples são formadas por átomos do mesmo elemento químico. 
- Substâncias compostas são formadas por átomos de dois ou mais elementos 
químicos numa proporção constante. 
- Nas reações químicas os átomos se recombinam. 
 
 12 
IDENTIFICAÇÃO DOS ÁTOMOS 
 
1. Número atômico (Z) 
Onúmero de prótons, de nêutrons e de elétrons constitui dado importante para identificar um átomo. 
Número atômico é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo. 
Ex: o átomo de sódio (Na) tem número atômico 11, isso quer dizer que, no núcleo desse átomo tem 11 prótons 
e, conseqüentemente , existem 11 elétrons na eletrosfera. 
 
2. Número de Massa (A) 
É a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existente num átomo. 
Portanto: para calcular o número de massa devemos usar a fórmula abaixo: 
 
 
 
Exemplo: O elemento químico sódio: 
 número atômico: Z = 11 ( número de prótons = número de elétrons = 11); 
 número de nêutrons N = 12; 
 número de massa: A = Z + N = 11 + 12 = 23 
 
3. Elemento químico 
Elemento químico é o conjunto de átomos idênticos com o mesmo número atômico (Z) e diferente. 
Ex: 17 Cl
 35 ; 17 Cl
 36 ; 17 Cl
 37 
 
 
 número atômico ZX
A número de massa 
 
 
O átomo de 17 Cl
 35 indica que possui 17 prótons e 18 nêutrons no núcleo qual é o seu número de massa. 
 A= Z + N = A = 17 + 18 = 35 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 13 
FENÔMENOS DE ISOTOPIA, ISOBARIA E ISOTONIA: 
 
•ISÓTOPOS: Átomos que possuem mesmo número atômico (Z) e diferentes números de massa 
(A). 
Essa definição está intimamente associada à definição de elemento químico, ou seja, grupo de 
átomos com mesmo número de prótons (número atômico) sendo então isótopos do referido átomo. 
Ex.: O elemento químico HIDROGÊNIO possui 3 tipos de átomos de Hidrogênio (3 formas 
isotópicas): 
 
 
 
 
 
 
•ISOBAROS: Átomos que possuem mesmo número de massa (A) e diferentes números atômicos 
(Z). 
Ex.: carbono – 14 e nitrogênio – 14 Ex.: Cálcio – 40 e Argônio - 40 
 
•ISÓTONOS: Átomos que possuem mesmo número de nêutrons (N) e diferentes 
números atômicos (Z) e de número de massa (A). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 14 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
1. Introdução 
Conforme visto em aulas anteriores que alguns materiais são sólidos (o carvão), outros líquidos (água), outros 
gasosos (o ar ); alguns são duros (granito), outros moles (cera), alguns conduzem a corrente elétrica (metais), 
outros não (borracha); alguns se quebram facilmente (vidro), outros não (aço); e assim por diante. Isso se 
deve, em grande parte, às ligações existentes entre os átomos (ligações químicas) e à arrumação espacial 
que daí decorre (estrutura geométrica do material). 
 
Pois, sabemos que, em condições ambientais, só os gases nobres são formados por átomos isolados uns dos 
outros, ou seja, átomos com pouca tendência de se unir com outros átomos; dizemos então que são muito 
estáveis (pouco reativos): 
Exemplo: He; Ne; Ar; Kr; Xe; e Rn , que se localizam na coluna 8A da tabela periódica. 
 
Os átomos dos demais elementos químicos, pelo contrário, não só se atraem mutuamente como também 
atraem outros átomos de outros elementos, formando agregados suficientemente estáveis que constituem as 
substâncias compostas. 
 
Assim por exemplo, não existe (Na) e nem (Cl) livres na natureza ; no entanto, existem quantidades enormes 
de (NaCl), em que o sódio e o cloro aparecem unidos entre si. 
 
No entanto as forças que mantêm unidos os átomos, fundamentalmente na natureza elétrica são denominados 
forças de atração eletrostática. 
 
Foi descoberto também que os átomos de hidrogênio nunca se liga a mais de um outro átomo. Já, por 
exemplo o átomo de oxigênio pode se ligar até dois átomos de hidrogênio, o nitrogênio pode se se ligar a 
três átomos de hidrogênio e o carbono a 4 átomos de hidrogênio, como podemos ver no quadro abaixo: 
 
 
 
 
 
Onde surgiu a idéia de valência, entendida com a capacidade de um átomo ligar-se a outros. Dizemos que 
o hidrogênio tem uma valência (é monovalente); o oxigênio tem duas valências ( é bivalente); o nitrogênio 
tem três valência (é trivalente) e o carbono tem quatro valência (é tetravalente); e assim por diante. 
 
Para entender como funciona as ligações entre os átomos, comecemos analisando a eletrosfera dos gases 
nobres (vídeo tabela abaixo) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 15 
Modelo do Octeto: 
 
 
Nota: Para melhor identificar o número de elétrons na ultima camada, veja o diagrama de Pauling: 
 
 
Com exceção do hélio, os átomos dos gases nobres têm sempre 8 elétrons na sua última camada 
eletrônica (é o chamado octeto eletrônico) e por terem o número máximo de elétrons na sua última 
camada eles têm pouca tendência a se unirem entre si ou com outros átomos. 
 
Um átomo estará estável quando sua última camada possuir oito elétrons (ou dois, no caso da camada K). Os 
átomos não-estáveis se unem uns aos outros a fim de adquirir essa configuração de estabilidade. 
 
Existem três maneiras pelas quais os átomos se unem para atingir a estabilidade: a ligação iônica, ligação 
covalente e ligação metálica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 16 
LIGAÇÕES IÔNICAS: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Consideremos a reação entre o sódio e o cloro, produzindo-se o cloreto de sódio: 
Na + Cl NaCl 
 
Eletronicamente essa reação é explicativa do seguinte modo: 
 
 
 
 
 
 
 
 17 
Nenhum deles estão estável de acordo com a regra do octeto. Contudo, se houver uma transferência de um 
elétron do sódio para o cloro, ambos atingirão a estabilidade. 
 
 
 
Esse processo pode ser esquematizado simplificadamente, representando-se por * e x os elétrons 
da ultima camada (camada de valência) ao redor do símbolo do elemento: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 18 
LIGAÇÕES COVALENTES NORMAIS 
 
A ligação covalente consiste no compartilhamento de pares eletrônicos, aplicados ao mesmo 
princípio da regra do octeto, entre dois átomos que possuem tendência a ganhar elétrons (2 
ametais ou 1 ametal e hidrogênio) e pode ser representada por meio da estrutura de Lewis, na 
qual se distribui os elétrons da camada de valência em torno de cada átomo da ligação. Os elétrons 
podem também ser substituídos por traços que representam os pares eletrônicos compartilhados. 
Veja alguns exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
As diferentes cores usadas para os elétrons de cada átomo acima são importantes para indicar a 
origem dos elétrons na ligação, isto é, a qual átomo pertence cada elétron do par. 
 
A estrutura de Lewis procura mostrar a validade da chamada regra do octeto. Tal regra pode ser 
útil para explicar a formação dos compostos de elementos representativos (subgrupo A da tabela 
periódica), mas não se aplica aos elementos de transição (subgrupo B), detalhamento já explicado 
anteriormente. 
 
Entretanto, mesmo no grupo de compostos de elementos representativos, existem diversos casos 
que não seguem a regra do octeto. Por exemplo, considerando a molécula PCl5, na qual o átomo 
de fósforo é ligado por covalência a cinco átomos de cloro. 
 
O número total de elétrons de valência para o fósforo nesse caso é 10, e não 8, como previa a 
regra do octeto. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 19 
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS: 
 
A Tabela Periódica surgiu devido à crescente descoberta de elementos químicos e suas propriedades, os 
quais necessitavam ser organizados segundo suas características. Até 1800 aproximadamente 30 elementos 
eram conhecidos; nos dias de hoje a Tabela Periódica consta de 109 elementos. 
 
Com a Tabela Periódica podemos analisar uma série de propriedades dos elementos. Um químico semprea 
tem em mãos. Mas por que será que ela tem esse nome? 
 
O nome "Tabela Periódica" é devido à periodicidade, ou seja, à repetição de propriedades, de intervalos em 
intervalos, como, por exemplo, ocorre com as fases da lua, que mudam durante o mês e se repetem mês após 
mês. 
 
A base da classificação periódica atual é a tabela de Mendeleev, com a diferença de que as propriedades dos 
elementos variam periodicamente com seus números atômicos e não com os pesos atômicos, como era a 
classificação feita por Mendeleev. 
 
A Tabela Periódica atual é formada por 109 elementos distribuídos em 7 linhas horizontais, cada uma sendo 
chamada de período. Os elementos pertencentes ao mesmo período possuem o mesmo número de camadas 
de elétrons. 
Vamos verificar? 
 
 K – 2 K – 2 K – 2 
 L – 1 L – 4 L – 8 
O lítio, o carbono e o neônio possuem 2 camadas (K e L); portanto são do segundo período. 
 
As linhas verticais da Tabela Periódica são denominadas de famílias e estão divididas em 18 colunas. Os 
elementos químicos que estão na mesma coluna na Tabela Periódica possuem propriedades químicas e 
físicas semelhantes. 
 
A família é caracterizada pelos elétrons do subnível mais energético, portanto os elementos de uma mesma 
família apresentam a mesma configuração na última camada. Vamos verificar alguns exemplos? 
 
O berílio e o cálcio tem a mesma configuração na última camada, isto é, s2; portanto ambos pertencem à 
família 2A ou coluna 2. 
 
 
 
 
 20 
Algumas colunas possuem nomes especiais. Vamos conhecer quais são elas? 
Família 1 (1A) - Alcalinos 
Família 2 (2A) - Alcalino-terrosos 
Família 13 (3A) - Família do boro 
Família 14 (4A) - Família do carbono 
Família 15 (5A) - Família do nitrogênio 
Família 16 (6A) - Calcogênios 
Família 17 (7A) - Halogênios 
Família 18 (Zero) - Gases Nobres 
Os elementos da Tabela Periódica podem ser classificados como: 
Metais: Eles são a maioria dos elementos da tabela. São bons condutores de eletricidade e 
calor, maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico característico e são sólidos, com exceção do 
mercúrio. 
Não-Metais: São os mais abundantes na natureza e, ao contrário dos metais, não são bons 
condutores de calor e eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem brilho como os 
metais. 
Gases Nobres: São no total 6 elementos e sua característica mais importante é a inércia 
química. 
Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um comportamento único. 
mero do átomo). 
Daí decorre a atual lei periódica. 
As propriedades dos elementos químicos são funções periódicas do número atômico. 
De acordo com essa lei, os elementos químicos estão dispostos na tabela periódica em ordem 
crescente de número atômico, tabela essa organizada de modo a deixar clara a relação entre as 
propriedades dos elementos e suas distribuições eletrônicas. 
Deve-se ressaltar também que a ordem crescente de número atômico, com raríssimas exceções, 
corresponde a ordem crescente de massa. 
 
 
 
 
 21 
Tabela Periódica atual 
 
Pelo número atômico, facilmente identificamos sua localização na tabela periódica. Assim 
obtemos:: 
 sua massa atômica; 
 sua distribuição eletrônica. 
Em tabelas sofisticadas, encontramos: 
 ponto de fusão e ebulição; 
 densidade; 
 eletronegatividade; 
 potencial de ionização, etc. 
 
Cada coluna vertical da tabela periódica agrupa uma família de elementos. Geralmente, aqueles 
que fazem parte da mesma família apresentam propriedades químicas muito semelhantes. Por 
meio da tabela periódica, tomamos conhecimento das propriedades químicas e físicas dos 
elementos, o que facilita os trabalhos de pesquisa e análise químicas. 
 
 22 
Em resumo: a tabela periódica é o "dicionário da química", de onde retiramos importantes 
informações dos elementos para usá-las adequadamente, conforme os parâmetros da linguagem 
da ciência química, cujos propósitos básicos são a montagem de fórmulas e a elaboração e uso 
das equações químicas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 23 
ESTEQUIOMETRIA 
 
São de conhecimento global que os veículos são agentes poluidores em potencial de nossa 
atmosfera devido à emissão de gases como o SO2 e o SO3. 
 
Contudo, será que os diferentes combustíveis utilizados poluem com a mesma intensidade quando 
comparados em base mássica ou volumétrica? 
 
Para melhor esclarecer essa questão e muitas outras similares a esta, os pesquisadores analisam 
amostras dos materiais emitidos pelos escapamentos de veículos movidos pelos três combustíveis 
mais utilizados: gasolina, óleo diesel e etanol. 
 
Como exemplo, segue abaixo tabela com resultados médios da análise desses materiais: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Esses valores estão muito acima dos índices máximos estabelecidos internacionalmente. Veja: 
 
 
 
 
 
 
 
 
É importante observar que as massas emitidas pelos escapamentos dos veículos podem ser 
previstas (estimadas) pelos dados fornecidos pelas reações que ocorrem na queima de qualquer 
combustível com composição conhecida, em geral. 
 
Os cálculos que envolvem proporções de reagentes ou produtos em reações químicas denominam-
se CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 24 
6.1. CÁLCULO DO PESO MOLECULAR 
A Massa Molecular (ou Peso Molecular) de um composto químico, iônico ou molecular, é calculado 
pela soma das massas atômicas dos átomos constituintes desse composto. 
 
A massa atômica, de padronização internacional e padrão de referência sendo o átomo de carbono 
de número de massa 12, é uma das grandezas presente na tabela periódica. 
 
Obs.: Não confundir número de massa (A) com Massa atômica!!! O número de massa indica 
quantidade de partículas, ou seja, o número de prótons e nêutrons existentes no núcleo 
enquanto a massa atômica é a massa relativa de um átomo, dada em função do isótopo 
carbono – 12. 
 
Exemplo: 
I) Determinar o peso molecular do composto H2O: 
1° - Buscar na TABELA PERIÓDICA a massa atômica dos elementos hidrogênio (H) e oxigênio (O), 
átomos constituintes da molécula da água: 
H => massa atômica (aproximada) = 1 
O => massa atômica (aprox.) = 16 
 
2° - Multiplicar a massa atômica de cada átomo pelo total desse mesmo átomo presente na 
molécula: 
Hidrogênio: Massa atômica X Total na molécula – 1 X 2 = 2 
Oxigênio: Massa atômica X Total na molécula – 16 X 1 = 16 
Soma dos valores obtidos = Massa atômica = 2 + 16 = 18 u.m.a* 
Massa molecular (peso molecular) da água = 18g 
(*) unidade de massa atômica – u.m.a 
 
II) Determinar o peso molecular do composto H2SO4: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Peso molecular do H2SO4 = 2 + 32 + 64 = 98 u.m.a 
Peso molecular do H2SO4 = 2 + 32 + 64 = 98g 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 25 
CONCEITO DE MOL 
 
Um fenômeno, em geral, será considerando satisfatoriamente esclarecido quando o aspecto 
qualitativo e o quantitativo forem criteriosamente investigados. 
 
Por conseqüência, além da análise dos fatos que ocorrem no sistema, freqüentemente é preciso 
calcular (estimar, dimensionar, mensurar) as diversas grandezas envolvidas no sistema em estudo. 
 
Na prática, os cálculos modernos em Química estão apoiados no conhecimento da quantidade de 
átomos e moléculas participantes dos mais diversos fenômenos estudados (em todas as áreas de 
atuação dos fenômenos físico-químicos) e das massas individuais dessas partículas. 
Toda matéria, em seu aspecto macroscópico, é formada por uma infinidade astronômica de 
átomos. Por esta razão, foi necessário desenvolver uma unidade apropriada para a contagem de 
átomos e moléculas. 
 
Assim, da mesma maneira que utilizamos a unidade dúzia para comprar ovos e bananas, foi 
convencionada pela IUPAC (International Unionof Pure and applied Chemistry) a unidade MOL 
para contar átomos e moléculas presentes em todas as substâncias químicas. 
MOL = 6,02 . 1023 (Constante de Avogadro1). 
 
Exemplo: 
1 mol de íons Ag+ = 6,02 . 1023 de íons Ag+ 
1 mol de caixas de uvas = 6,02 . 1023 caixas de uvas 
1 mol de moléculas de H2O = 1 mol de H2O = 6,02 .10
23 moléculas de H2O 
 
GENERALIZANDO: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 26 
De acordo o resumo podemos escrever: 
 
 1 mol de qualquer substância .......................................... P.M 
 
 n mols dessa substância ................................................. m 
 
Desenvolvendo essa regra de três teremos a seguinte equação: 
 
Onde: 
m = massa qualquer da substância, em gramas. 
P.M. = Peso molecular da substância. 
n = número de mols da substância. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 27 
PRINCIPAIS CONCEITOS EM QUÍMICA: 
 
Átomo: Menor parte da matéria que caracteriza um elemento que: Substância que ao ser dissolvida em água 
produz uma solução em que a concentração do [H +] é maior que 10-7mícrons. 
 
Catalisador: É uma substância química que aumenta a velocidade de uma reação química sem ser consumido. 
 
Coeficiente estequiométrico: O número que antecede cada fórmula química é denominado coeficiente 
estequiométrico do referido composto e, por convenção, quando for igual a 1 não é escrito na reação. 
 
Combustão: O processo de combinação de uma substância com o oxigênio, produzindo calor. 
 
Composto: É uma substância química formada pela combinação de dois ou mais elementos diferentes em 
proporções específicas. 
 
Cristal: Amostra da matéria em que os átomos ou íons estão arranjados em uma forma geométrica regular. 
 
Dúcteis: Que se pode reduzir a fios, estirar, distender, sem se romper. 
 
Elementos: Um elemento é uma substância que não pode ser decomposta em algo simples por uma reação 
química. Um elemento é uma substância na qual todos os átomos tem o mesmo número de prótons em seu 
núcleo, ou seja, formado por átomos iguais. Cada elemento recebe um nome e um símbolo e eles se 
combinam em uma proporção fixa para formar os compostos. 
 
Fórmulas: A fórmula de um composto indica os símbolos dos elementos que estão presentes. É a 
representação da molécula de uma substância. 
 
Maleáveis: Que pode ser maleado, ou seja, dobrável, flexível. 
 
Molécula: Uns grupos de átomos ligados entre si formam uma molécula, utilizando um símbolo para cada 
átomo. 
 
ppm: parte por milhão. 
 
 
Solução: Uma fase líquida, gasosa ou sólida contendo dois ou mais componentes dispersos uniformemente na 
fase. 
 
Substâncias compostas: São formadas por dois ou mais átomos de mais de um elemento químico e podem ser 
decompostas em substâncias simples. 
 
Substâncias simples: São formadas por apenas um único elemento químico e não podem ser decompostas em 
outras substâncias simples.

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