Slides de Aula QUIMICA

Prévia do material em texto

Prof. Juliano Guerreiro
UNIDADE I
Química
Conteúdo
 Próton – carga positiva
 Nêutron – sem carga
 Elétron – carga negativa
 Massa do próton = massa do nêutron
 Massa do elétron é desprezível!
 Cargas iguais se repelem – próton repele
próton e elétron repele elétron
 Cargas 
diferentes
se atraem –
próton atrai elétron
Modelo Atômico
Partículas do átomo
Os prótons têm carga 
elétrica positiva, os elétrons 
carga negativa e os nêutrons 
não têm carga nenhuma
Nêutrons
Elétrons
Prótons
NÚCLEO
 Elemento Químico – definição
 Z = número de prótons
 A = massa atômica = prótons + nêutrons
 N = número de nêutrons = A-Z
 Massa do átomo A = Z + N
Exemplo:
 Átomo com Z = 10 e N = 10
 A = 20
 Seria o elemento:

20
10Ne
 De forma geral: AZX.
Número Atômico e de massas 
 Número de elétrons = número de prótons
 Nº de cargas - = Nº de cargas +
 Raio Atômico e eletronegatividade
 Metais – tendência de perder os elétrons (pouca eletronegativa) = M M+ + e-
 Não metais – tendência de ganhar elétrons (muita 
eletronegatividade) = NM + e - NM-
Propriedades dos elementos
 Metais alcalinos – muito reativos, principalmente com não metais.
 Metais alcalinos terrosos – menos reativos do que os primeiros, mas mais reativos 
do que os restantes (transição).
 H – forma diversos compostos com outros não metais e até com metais!
 Halogênios – são reativos e ganham elétrons nas ligações químicas.
 Oxigênio – muito reativo por ser muito eletronegativo.
 Gases nobres – não reagem! Não precisam de e-.
Reatividade dos átomos
 Como medir a massa de um átomo? É possível?
Dessa forma, abreviamos:
 6 x 1023 átomos = 1 mol de átomo de qualquer elemento.
Assim, cada átomo tem seu peso molar:
 Oxigênio = 1 mol tem 16 g ou 16 g/mol.
 Na = 1mol tem 23 g ou 23 g/mol.
Quantidades e medidas
Exemplo:
Quantos átomos de Oxigênio tem em um cilindro cujo conteúdo interno possui uma 
massa de 9 Kg?
16 g ----------6.1023 átomos
9000 g -------x átomos
Quantidades e medidas
O conhecimento das partículas subatômicas, bem como do seu número, é útil para a 
compreensão das propriedades individuais dos átomos. Os átomos distinguem-se 
uns dos outros pelo número de prótons e de nêutrons que contêm. Com relação ao 
átomo de boro (5B
11), é correto afirmar que ele se distingue dos demais átomos 
por possuir.
a) 5 prótons e 6 nêutrons. 
b) O número atômico e o número de nêutrons iguais a 6.
c) O número atômico e o número de nêutrons iguais a 5.
d) Número igual de prótons e nêutrons.
e) 11 prótons e 5 nêutrons.
Interatividade
O conhecimento das partículas subatômicas, bem como do seu número, é útil para a 
compreensão das propriedades individuais dos átomos. Os átomos distinguem-se 
uns dos outros pelo número de prótons e de nêutrons que contêm. Com relação ao 
átomo de boro (5B
11), é correto afirmar que ele se distingue dos demais átomos 
por possuir.
a) 5 prótons e 6 nêutrons. 
b) O número atômico e o número de nêutrons iguais a 6.
c) O número atômico e o número de nêutrons iguais a 5.
d) Número igual de prótons e nêutrons.
e) 11 prótons e 5 nêutrons.
Resposta
 Por que os átomos se ligam?
 Porque ligados eles têm uma energia menor do que sozinhos.
Ligações Químicas
Modelo de distribuição de Linus Pauling
 Camadas e subcamadas
 Camadas = distância em relação ao núcleo
Exemplo: 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7
 Subcamadas = subníveis energéticos
 s = 2 elétrons
 p = 6 elétrons
 d = 10 elétrons
 f = 14 elétrons
Ligações Químicas
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s 7p
6p
5p
4p
3p
2p
3d
4d
5d
6d
4f
5f
Exemplo de distribuição
 8O = 1s
2, 2s2, 2p4 2 lig.
 1H = 1s
1 1 lig.
 17Cl = 1s
2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 1 lig.
 11Na = 1s
2, 2s2, 2p6, 3s1 1 lig.
 20Ca = 1s
2, 2s2, 2p6, 3s, 3p6, 4s2 2 lig.
Exemplo de ligação:
 O = 2 ligações 
 H = 1 ligação
 H2O H-O-H
Distribuição Eletrônica
Tipos de ligações:
 Ligação Iônica = Metal + Não metal – ligação de cargas (íons)
Exemplo: 
 3Lítio = Metal - 1s
2, 2s1
 9Flúor = Não metal (muito eletronegativo) – 1s
2, 2s2, 2p5
 NM rouba o elétron do metal
Tipos de Ligações
Li
+1
F
-1
 Ligação covalente
 Ligação covalente = Não metal + Não metal
 Baixa diferença de eletronegatividade entre os dois não metais. 
Exemplo:
 O2 = 1s2, 2s2, 2p4 O = O
 Ninguém consegue “roubar” o elétron do outro, 
eles compartilham
 Ligação covalente = compartilhamento de elétrons 
em pares
Tipos de Ligações
 Ligação metálica
 Ligação entre M-M
 Características – baixa eletronegatividade, os elétrons ficam soltos.
Tipos de Ligações
Ag+ Ag+ Ag+ Ag+ Ag+ Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+Ag+Ag+
Ag+
Ag+
Ag+Ag+Ag+
Ag+ Ag+ Ag+
Ag+Ag+
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e- e-
e-
e-
A água (H2O), o sal de cozinha (NaCl) e o principal componente do gás de cozinha 
(C4H10), substâncias químicas que utilizamos diariamente para o preparo de 
alimentos, têm suas estruturas constituídas, respectivamente, por ligações:
a) Iônicas, iônicas e covalentes. 
b) Covalentes, iônicas e covalentes. 
c) Covalentes, covalentes e covalentes. 
d) Iônicas, iônicas e iônicas. 
e) Covalentes, covalentes e iônicas.
Interatividade
A água (H2O), o sal de cozinha (NaCl) e o principal componente do gás de cozinha 
(C4H10), substâncias químicas que utilizamos diariamente para o preparo de 
alimentos, têm suas estruturas constituídas, respectivamente, por ligações:
a) Iônicas, iônicas e covalentes. 
b) Covalentes, iônicas e covalentes. 
c) Covalentes, covalentes e covalentes. 
d) Iônicas, iônicas e iônicas. 
e) Covalentes, covalentes e iônicas.
Resposta
O que é um ácido?
Temos 3 definições de ácido:
1. Ácido de Arrhenius.
2. Ácido de Brönsted.
3. Ácido de Lewis.
Ácidos
Definição de Arrhenius:
 Substância que em água libera H+ - sabor azedo
Definição geral de ácido:
NM = não metal
H+ + NMn- HnNM
HnNM H
+ + NMn-
Ácidos
H2O
Classificação de ácidos:
 Hidrácidos – ácidos que não contêm oxigênio na estrutura molecular
Exemplos: HCl, HF, HI, H2S
 Oxiácidos – ácidos que contêm oxigênio na estrutura molecular
Exemplos: H2SO4, H3PO4, HClO2
Ácidos
 Nomenclatura de ácidos:
 Hidrácidos – ácido + nome do E + ídrico
Exemplos: 
 HE – fórmula geral
 HCl – ácido clorídrico
 HF – ácido fluorídrico
 H2S – ácido sulfídrico
Ácidos
Nomenclatura de ácidos:
Oxiácidos
 Ácido + hiper nome do E + ico – principal + 1
 Ácido + nome do E + ico – principal
 Ácido + nome do E + oso – principal -1
 Ácido + hipo + nome do E + oso – principal – 2
Exemplos: H2SO4 – ácido sulfúrico (principal)
H2SO3 – ácido sulfuroso (principal – 1)
HNO3 – ácido nítrico (principal)
HNO2 – ácido nitroso (principal – 1)
Ácidos
Nomenclatura de ácidos:
 HClO4 – ácido hiperclórico
 HClO3 – ácido clórico (principal)
 HClO2 – ácido cloroso
 HClO1 – ácido hipocloroso
 H3PO4 – ácido fosfórico (principal)
 H3PO3 – ácido fosforoso
 H3PO2 – ácido hipofosforoso
Ácidos
 Força dos ácidos
Regra geral para os Oxiácidos – HxEOy
Força = y –x 
Força = o fraco
Força = 1 moderado
Força = 2 forte
HClO4 – forte
HClO3 – forte
HClO2 – moderado
HClO1 – fraco
Ácidos
H2SO4 – forte
H2SO3 – moderado 
Força dos ácidos
 Regra geral para os Hidrácidos – HxE
HCl – Forte
HBr – Forte
HI – Forte
HF – Moderado
O resto são fracos
Ácidos
Os nomes dos ácidos oxigenados a seguir são, respectivamente:
HNO2
HClO3
H2SO3
H3PO4
a) Nitroso, clórico, sulfuroso, fosfórico.
b) Nítrico, clorídrico, sulfúrico, fosfórico.
c) Nítrico, hipocloroso, sulfuroso, fosforoso.
d) Nitroso, perclórico, sulfúrico, fosfórico.
e) Nítrico, cloroso, sulfúrico, hipofosforoso.
Interatividade
Os nomes dos ácidos oxigenados a seguir são, respectivamente:
HNO2
HClO3
H2SO3
H3PO4
a) Nitroso, clórico, sulfuroso, fosfórico.
b) Nítrico, clorídrico, sulfúrico, fosfórico.
c) Nítrico, hipocloroso, sulfuroso,fosforoso.
d) Nitroso, perclórico, sulfúrico, fosfórico.
e) Nítrico, cloroso, sulfúrico, hipofosforoso.
Resposta
Base
 O que é base?
Temos 3 definições de base:
 Base de Arrhenius.
 Base de Brönsted.
 Base de Lewis.
Base
Definição de Arrhenius:
 Substância que em água libera OH- - sabor amargo
Definição geral de ácido:
M = metal
Mn+ + OH- M(OH)n
M(OH)n M
n+ + OH-
Base
H2O
Solubilidade
 Bases com metais alcalinos (1A) – solúveis
Exemplo: NaOH, KOH
 Bases com metais alcalinos terrosos (2A) – pouco solúveis
Exemplo: Ca(OH)2, Mg(OH)2, Ba(OH)2
 Bases com metais de transição – insolúveis
Exemplo: Ag(OH), Fe(OH)2, Fe(OH)3
Base
Nomenclatura de bases:
 Regra geral = hidróxido de “nome do metal”
Exemplos:
 NaOH – hidróxido de sódio
 Mg(OH)2 – hidróxido de magnésio
 Fe(OH)2 – hidróxido de ferro II ou ferroso
 Fe(OH)3 – hidróxido de ferro III ou férrico
 Cu(OH)1 – hidróxido de cobre I ou cuproso
 Cu(OH)2 – hidróxido de cobre II ou cúprico
 Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio
Base
Força das bases
 Regra geral para as bases 
 Força = forte – metais alcalinos 
 Força = forte – metais alcalinos terrosos
 Força = fraco – metais de transição
NaOH – forte
Ca(OH)2– forte
Zn(OH)2 – fraco
Base
KOH – forte
Fe(OH)3 – fraco
Assinale a alternativa que enuncia as nomenclaturas corretas das seguintes bases, 
respectivamente: NaOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2 e Al(OH)3:
a) Mono-hidróxido de sódio, Di-hidróxido de magnésio, Di-hidróxido de cálcio, 
Tri-hidróxido de alumínio.
b) Hidróxido de sódio, hidróxido de magnésio, hidróxido de cálcio, 
hidróxido de alumínio.
c) Hidróxido de sódio, hidróxido de magnésio II, hidróxido de cálcio II, 
hidróxido de alumínio III.
d) Hidróxido sódico, hidróxido magnésico, hidróxido 
cálcico, hidróxido alumínico.
e) NDA.
Interatividade
Assinale a alternativa que enuncia as nomenclaturas corretas das seguintes bases, 
respectivamente: NaOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2 e Al(OH)3:
a) Mono-hidróxido de sódio, Di-hidróxido de magnésio, Di-hidróxido de cálcio, 
Tri-hidróxido de alumínio.
b) Hidróxido de sódio, hidróxido de magnésio, hidróxido de cálcio, 
hidróxido de alumínio.
c) Hidróxido de sódio, hidróxido de magnésio II, hidróxido de cálcio II, 
hidróxido de alumínio III.
d) Hidróxido sódico, hidróxido magnésico, hidróxido 
cálcico, hidróxido alumínico.
e) NDA.
Resposta
ATÉ A PRÓXIMA!