Química- Aula 1

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Química
 técnico em Farmácia. 
Prof. Farmacêutico Tiago Nascimento
tiagomn15@Hotmail.com 
Distribuição de pontos. 
Avaliação 1 – 25,0 pontos 28/09 a 02/10
Avaliação II – 25,0 pontos 14/12 a 20/12
Simulado – 20 pontos 23/10
Atividades – 30 pontos.
 OBS: As atividades serão distribuídas durante o semestre letivo pela plataforma do Google Forms, resenhas de artigos e exercícios via documento Word.
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Todas as atividades avaliativas são postadas com antecedência e com prazo amplo para entrega, portanto não serão aceitas atividades após o período final.
As aulas serão ministradas via Google Meet. 
Encontro-me disponível para o saneamento de duvidas de segunda a sexta de 13 as 22 h
Química aplicada a farmácia.
 o estudo da química torna se importante na farmácia para o entendimento dos compostos formadores dos medicamentos, as reações presentes no organismo e para atuação direta no setor de manipulação de medicamentos. 
 1- átomos e moléculas 
 Átomos  unidade básica formadora de todos os compostos conhecidos. Atualmente existem na natureza 118 átomos e sua organização da origem a tudo conhecido.
Ex: Na, K, Fe, O, N, etc. 
Moléculas  nome dado ao grupo de átomos corretamente organizados que dão origem a um composto.
Ex: NaOH, NaCl, KBr, HCl, etc.
2- Átomo 
Descrito pela primeira vez entre 460-370 a.c, por filósofos gregos como a menor partícula constituinte da matéria. 
Pensadores modernos. Dalton (1766 – 1844), Thomson (1856 – 1940) e Rutherford (1871 – 1937).
O modelo atômico atual descreve o átomo como uma partícula formada por duas regiões físicas ( núcleo e eletrosfera) e 3 partículas fundamentais ( prótons, nêutrons e elétrons)
2- Átomo 
Núcleo  Região central do átomo de característica maciça, nessa região encontram-se duas partículas fundamentais 
 Prótons partícula de carga positiva (+) nêutrons partícula sem carga. 
Eletrosfera  Região vaga do átomo, onde encontram-se os elétrons girando em orbita devido a atração exercida pelo núcleo, é constituída por 7 camadas ( K,L M,N,O,P,Q ou 1,2,3,4,5,6,7)
 Elétron partícula de carga negativa (-) 
 Lei de atração dos opostos.
2.1- Representação do átomo 
Símbolo químico  Representa o nome do átomo.
Massa atômica  Peso equivalente a um átomo, a u idade de medida é U
Numero atômico  É o numero de prótons presentes no núcleo do átomo.
2.2- massa atômica 
A massa atômica de um átomo é dada pela soma do numero de prótons e nêutrons presentes no seu núcleo. A massa atômica e representada na tabela periódica para facilitar os trabalhos químicos, no entanto, a ,massa tabelada trata- se de uma média ponderada dos isótopos conhecidos do átomo. 7
 A= P + N A= massa atômica 
 P= número de prótons
 N= numero de nêutrons 
OBS: o elétron não entra nessa relação devido sua massa (peso) ser desprezível.
2.3 - CÁLCULO DA MASSA atômica 
2.3- CÁLCULO DA MASSA atômica 
Ex.: sabemos que um átomo x apresenta 30 nêutrons e 25 prótons em seu núcleo, determine a sua massa atômica nuclear.
A= P+N A= 25+ 30 A= 55 U
Ex.: Sabemos que um átomo genérico X apresenta massa de 31 U ( unidade unificada de massa) e 16 nêutrons, determine o seu número de prótons. 
 A= P+N 31= 16 + P P= 31-16 P= 15.
2.4 - Calculo da massa tabelada 
2.4 - Calculo da massa tabelada 
Calcule a massa tabelada dos átomo de neônio de acordo com os valores da tabela abaixo.
 MA= (90,92 . 20) + (0,26 . 21) + (8,82 . 22) 
 ___________________________
 100 
MA= 20,17 U 
2.5 – semelhanças atômicas 
isóbaros: esses átomos possuem o mesmo número de massa (A), mas se diferem na numeração atômica (Z), os elementos Cálcio (Ca) e Argônio (Ar) são isóbaros.
18Ar40                   20Ca40
Como os isóbaros acima não pertencem a elementos químicos iguais, suas propriedades químicas se diferenciam.
Isótonos: átomos com número de nêutrons (n) iguais que se diferem pelo número atômico (Z) e de massa (A). Magnésio (Mg) e Silício (Si) são exemplos de Isótonos.
12Mg26                  14Si28
P = 12      n = 14                         P = 14      n = 14
Estes isótonos pertencem a diferentes elementos químicos, o que nos leva a concluir que possuem diferentes propriedades químicas e físicas.
2.5 – semelhanças atômicas 
Isótopos: átomos pertencentes a um mesmo elemento químico, portanto possuem números atômicos iguais. Os isótopos se diferenciam com relação ao número de massa, acompanhe os exemplos: O elemento químico Magnésio (Mg) possui os seguintes isótopos:
12Mg24 (presente na natureza com a porcentagem de 78,9%)
12Mg25 (presente na natureza com a porcentagem de 10,0%)
12Mg26 (presente na natureza com a porcentagem de 11,1%)
3- Tabela periódica 
 Tem como principal papel organizar e catalogar os átomos de acordo com seu numero atômico.
Formada por 18 grupos denominados famílias ( 8 famílias A e 10 B )
Apresenta 7 períodos, os quais representam o numero de camadas do elemento químico.
Dividida em 3 regiões básicas ( METAIS, AMETAIS e GASES NOBRES) 
3.1- famílias periódicas
 As famílias periódicas são grupos nos quais são acoplados elementos químicos com maior grau de afinidade. 
As famílias A ( altas) representadas pelo grupo 1,2 13,14,15,16,17,18) apresentam nomes específicos.
1 A ou 1 = Metais alcalinos.
2 A ou 2 = metais alcalinos terrosos.
3 A ou 13 = Família do boro 
4 A ou 14 = Família do carbono
5 A ou 15 = Família do nitrogênio
6 A ou 16 = Calcogênios 
7 A ou 17 = Halogênios 
8 A ou 18 = Gases raros ou nobres 
3.2 – eletronegatividade. 
A eletronegatividade é a tendência que um átomo possui de atrair elétrons para perto de si, quando se encontra ligado a outro elemento químico diferente, ou seja de forma simples é a tendência de um elemento químico em adquirir elétrons de outro elemento. 
Trata-se de um valor tabelado, quanto maior a eletronegatividade maior a tendência de receber elétrons. 
3.3- eletropositividade 
Eletropositividade é uma propriedade periódica que indica a tendência de um átomo perder elétrons numa ligação química. A partir dessa perda, são formados uma espécie de íon denominada cátions.
 Trata-se de um valor tabelado, quanto maior a eletropositividade maior a tendência de receber elétrons
4- Íon x átomo neutro
Átomo neutro  Trata- se de um elemento químico que apresenta o numero de cargas positivas igual ao numero de cargas negativas. 
Os átomos neutros são espécies químicas puras, ou seja, não participaram da reações químicas. 
Íon Trata- se de um elemento químico que entrou em processo de reação química e durante esse processo perdeu ou ganhou elétrons sendo denominado de cátions ou ânions. 
4.1- cátions e ânions 
Cátions são espécies químicas que ao entrar em reação química perdem seus elétrons adquirindo assim carga positiva (+), pois apresenta mais prótons que elétrons. 
Ânions são espécies químicas que ao entrar em reação química ganham elétrons adquirindo assim carga negativa (-), pois apresenta mais elétrons que prótons. 
A distribuição eletrônica consiste na organização dos elétrons de um átomo dentro das camadas eletrônicas do mesmo.
LEMBRE-SE: quando for um átomo neutro o numero de prótons e igual ao de elétrons.
Quando for um íon o numero de elétrons é diferente de prótons
CÁTIONS– perdem elétrons (sinal de +)
ÂNIONS– ganham elétrons (sinal de -)
5- DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Exemplo dos elementos nêutrons sódio (Na) e Cloro (Cl)
Sódio 11 prótons e 11 elétrons 
Cloro  17 prótons e 17 elétrons
Neste caso temos os íons sódioe cloreto, ou seja, não são átomos neutros devida a perda de elétrons caso do sódio e ao ganho caso do cloro.
SÓDIO  perdeu 1 elétron representado pelo sinal +, portanto ele apresenta 11 prótons e 10 elétrons 
Cloro ganhou um elétron representado pelo sinal -, portanto ele apresenta 17 prótons e 18 elétrons. 
5.1- Diagrama de Linus Pauling
5.1- Diagrama de Linus Pauling
O Diagrama anterior e usado para distribuir os elétrons de um átomo, lembrando em sempre seguir as setinhas encima do número , para a distribuição.
Começa na 1 seta e vai descendo sempre no sentido da ponta 
Para saber o número de elétrons basta somar os expoentes. 
5.1- Diagrama de Linus Pauling: Exemplos
5.1- Diagrama de Linus Pauling: Exemplos
No caso do ferro que no seu estado neutro apresenta 26 elétrons, formam distribuídos 24 e 23 respectivamente pois neste ele esta representado como o cátion 2+ e 3+
Já o flúor na sua forma neutra apresenta 9 elétrons e forma distribuídos 10 devido ter ganhado um elétron em sua forma de íon. 
6- ligações químicas. 
Ligações químicas são conjunções, forças eletrostáticas, formadas a nível eletrônico entre dois átomos sejam eles iguais ou diferentes para formarem moléculas ou, no caso de ligações iônicas ou metálicas, organizados de forma a constituírem a estrutura básica de uma substância ou composto.
Podem ocorrer de duas formas: 
INTERATÔMICAS
INTERMOLECULARES.
6.1- Teoria do Octeto
átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a sua camada de valência com oito elétrons. Sendo assim, o átomo é considerado estável quando apresentar 8 elétrons em sua última camada da eletrosfera.
Na tentativa de atingir a estabilidade sugerida pela Regra do Octeto, cada elemento precisa ganhar ou perder (compartilhar) elétrons nas ligações químicas, como no exemplo a seguir:
6.2- Ligações químicas INTERATÔMICAS
São as forças que mantém os átomos unidos na formação das moléculas químicas, são formadas pelo compartilhamento, transferência ou deslocamento de elétrons entre os átomos. 
IÔNICA
COVALENTE (Polar e Apolar)
METÁLICA. 
6.3- FÓRMULAS QUÍMICAS 
Fórmula química representa o número e o tipo de átomos que constituem uma molécula. Os tipos de fórmulas são: molecular, eletrônica e estrutural plana.
a) Molecular: é a representação mais simples e aponta apenas quantos átomos de cada elemento químico que constitui a molécula.
Exemplos: H2O (água), CO2 (gás carbônico).
b) Eletrônica: essa fórmula indica os elétrons da camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos, e também os elementos e o número de átomos envolvidos. É conhecida também como fórmula de Lewis.
Exemplo: H• •O• •H (água).
6.3- FÓRMULAS QUÍMICAS 
c) Estrutural plana: indica as ligações entre os elementos, cada par de elétrons entre os átomos é representado por um traço. Conhecida também como fórmula estrutural de Couper.
Exemplos:
H – O – H                                  O = C = O
água                                        gás carbônico
Observe que o par de elétrons pode ser compartilhado formando ligações simples, duplas ou triplas. Um exemplo de ligação tripla:
N ≡ N
gás nitrogênio
 monte a fórmula com os elementos alumínio e cálcio. 
Calcio: é um metal, por isso, tem a tendência de perder elétron; da família 2A, pois possui dois elétrons na camada de valência, logo, sua carga é +2;
Bromo: é um ametal, por isso, tem a tendência de ganhar elétron; da família VIIA, pois possui sete elétrons na camada de valência, logo, sua carga é -1;
O número 2, referente à carga do cálcio, será o índice do bromo, e o número 1, referente à carga do bromo, será o índice do cálcio. 
6.3- FÓRMULAS QUÍMICAS 
6.3- FÓRMULAS QUÍMICAS 
6.3- FÓRMULAS QUÍMICAS 
7- ligações químicas iônicas 
Ligação iônica é um dos três tipos de interação entre dois átomos. Na ligação iônica, um dos átomos é obrigatoriamente um metal, e o outro, um ametal ou o hidrogênio.
Os princípios que fundamentam uma ligação iônica são apenas dois: 
A perda de elétrons por um átomo (de caráter metálico elevado) e o ganho desses elétrons por outro átomo (de caráter ametálico elevado).
7.1- Cargas dos elementos de cada família
As cargas dos átomos seguem o princípio da teoria do octeto: para atingir a estabilidade, o átomo precisa ter oito elétrons em sua camada de valência.
No caso dos metais, essa estabilidade é atingida pela perda de elétrons; já nos ametais, ocorre por meio do ganho de elétrons.
Família dos metais alcalinos (possuem 1 elétron na camada de valência) = carga +1;
Família dos metais alcalinoterrosos (possuem 2 elétrons na camada de valência) = carga +2;
7.1- Cargas dos elementos de cada família
Família do boro (possuem 3 elétrons na camada de valência) = se metal, carga +3; se ametal, carga -3;
Família do carbono (possuem 4 elétrons na camada de valência) = se metal, carga +3; se ametal, carga -3;
Família do nitrogênio (possuem 5 elétrons na camada de valência) = se metal, carga +5; se ametal, carga -3;
Família dos calcogênios (possuem 6 elétrons na camada de valência) = se metal, carga +6; se ametal, carga -2;
Família dos halogênios (possuem 7 elétrons na camada de valência) = carga -1.
7.2- Características dos compostos químicos formados por ligação iônica
São sólidos à temperatura ambiente;
Seus átomos organizam-se de uma maneira a produzir um retículo cristalino.
São solúveis em água;
Apresentam elevados pontos de fusão e de ebulição;
Possuem brilho;
Conduzem corrente quando dissolvidos em água ou após sofrerem o processo de fusão.
7.3- Exemplos 
AlN 
NaCl,
 KBr,
 NaBr,
 MgO,
 CaO,
 CaCl2
 Al2O3 
8- Ligação metálica 
Os metais são elementos químicos que apresentam como principal característica física a capacidade de perder elétrons e, consequentemente, formar cátions metálicos. Por essa razão, eles podem realizar dois tipos de ligações químicas: a ligação iônica e a ligação metálica.
 ligação metálica é estabelecida entre os átomos de um único elemento metálico. Esse tipo de ligação ocorre apenas entre os átomos de um único metal e exclusivamente porque um metal não pode estabelecer ligação química com outro elemento metálico diferente.
8.1- Características gerais dos metais
Sólidos em temperatura ambiente, com exceção do mercúrio;
São brilhantes;
Apresentam elevados pontos de fusão e de ebulição;
Apresentam, em geral, cor prateada, com exceção do ouro, que é dourado, e do cobre, que é avermelhado;
Os metais puros são formados por aglomerados de átomos (de um único elemento químico) denominados de retículos cristalinos.
8.2-Princípios da ligação metálica
Na ligação metálica, os retículos cristalinos que formam os metais são, na verdade, um aglomerado iônico (composto apenas por cátions e elétrons). Os elétrons presentes na camada de valência dos átomos do metal são deslocalizados, ou seja, saem da camada de valência, fazendo com que o átomo se torne um cátion (deficiente em elétrons).
Após serem deslocalizados, os elétrons provenientes dos átomos do metal passam a rodear os cátions, formando um verdadeiro “mar de elétrons''. Cada um dos elétrons presentes nesse mar possui capacidade de mover-se por meio do retículo cristalino do metal livremente .
9- ligação covalente ou molecular.
As ligações covalentes ocorrem entre átomos de elementos não metálicos, isto é, entre hidrogênio e ametais, todos com a tendência de receber elétrons.
Os átomos desses elementos se unem por meio do compartilhamento de um ou mais pares de elétrons, formando estruturas eletricamente neutras, sendo que os elétrons pertencem a ambos os átomos que estão realizando as ligações.
Esse tipo de ligação química é denominado também de ligação molecular, porque ao compartilharem os pares de elétrons, formam-se conjuntos de átomos ligados isolados e de grandeza limitada, que são chamados de moléculas. Além disso, pode ser chamada ainda de ligação homopolar
9.1- característica dos compostos covalentes. 
Estado Físico em temperatura ambiente: Nas condições ambientes, os compostosmoleculares e covalentes são encontrados nos três estados físicos (sólido, líquido e gasoso).
Ponto de Fusão e Ebulição: Em geral, os pontos de fusão e ebulição dessas substâncias são menores que os das substâncias iônicas.
Corrente elétrica: Em suas formas puras, tanto líquidos como sólidos não conduzem corrente elétrica.
Solubilidade: Polares se dissolvem em polares e apolares se dissolvem em apolares.
Tenacidade: A resistência das substâncias covalentes ao impacto ou choque mecânico é baixa. 
Dureza: Em geral, possuem elevada dureza. Com exceção da grafita
9.2-Número de elétrons que cada átomo deve receber
O número de elétrons que cada átomo de um ametal ou do Hidrogênio recebe em uma ligação está relacionado com a regra do octeto.
Segundo a regra do octeto, um átomo é estável quando adquire oito ou dois elétrons (apenas no caso do Hidrogênio) na camada de valência. Se um átomo possui cinco elétrons na camada de valência, por exemplo, deverá receber três elétrons para atingir a sua estabilidade.
9.3- tipos de ligação covalente
Existem alguns tipos diferentes de ligações covalentes, que serão detalhadas a seguir, utilizando-se a representação eletrônica de Lewis para facilitar o entendimento:
Ligação covalente simples
Ligação covalente dupla
Ligação covalente tripla
9.3.1- Ligação covalente simples
Neste tipo de ligação covalente, os átomos “dividem” um elétron de cada elemento buscando a estabilidade de ambos, de acordo com a regra do octeto. Na formação do gás cloro (Cl2), há o compartilhamento de um elétron de cada átomo de Cloro:
9.3.2- Ligação covalente dupla
Neste tipo de ligação covalente, os átomos “dividem” dois elétrons de cada elemento buscando a estabilidade de ambos, de acordo com a regra do octeto. O dióxido de carbono (CO2) possui duas ligações duplas, cada oxigênio compartilha dois elétrons com o átomo de carbono.
9.3.3- Ligação covalente tripla
Neste tipo de ligação covalente, os átomos “dividem” três elétrons de cada elemento buscando a estabilidade de ambos, de acordo com a regra do octeto. No caso do gás nitrogênio (N2), quando há a formação da molécula do gás, há o compartilhamento de três elétrons de cada átomo de nitrogênio entre si:
9.4- Ligação covalente Apolar.
Ocorre quando não há diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos na ligação química, mesmo que os átomos sejam muito eletronegativos!!! Exemplo: Cl2
Ligação Polar.
Ocorre quando há diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos na ligação química