Aula 01 - Química Geral

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Química Geral
Prof.: Esdras Passos
Conteúdo: Aula 01
Química Geral
Ementa Programada:
 Princípios elementares em química;
 Estrutura atômica e a tabela periódica;
 Ligação química;
 Natureza dos compostos;
 Gases e soluções;
 Reações químicas em solução aquosa;
 Estequiometria;
 Cálculos químicos.
Bibliografia:
1. FINE, L. W.; BEALL, H. Chemistry for Engineers and
Scientists. Saunders College Publishing. 1990. 1005p.
2. ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Chemistry Molecules, Matter,
and Change. 3rd Edition. New York. W. H. Freeman and Company.
1997. 886p. ISBN: 0-7167-2832-X.
3. BRADY, James e HUMISTON, E., “Química Geral”, 2 ed.,
Livros Técnicos e Científicos Editora, Vols. 1 e 2, Rio de Janeiro,
1986.
4. RUSSEL, J.B. Química Geral. Vol. 1,2, 2ª edição, Makron
Books, Rio de Janeiro, 1998.
5.BRADY, J. E.; RUSSEL, J. W.; HOLUM, J. R. Química: a
matéria e suas transformações. 3ª Edição, Vol. 02. 2003. LTC
Editora S.A. ISBN 85-216-1326-1.
6. LENZI, E.; FAVER, L. O. B.; TANAKA, A. S.; SILVA, M. B.;
FILHO, E. A. V.; GIMENES, M. J. G. Química geral experimental.
2004. Livraria Freitas Bastos Editora S. A. ISBN 85-353-0217-4.
Química Geral
Introdução:
OBJETIVO GERAL
Abordar os conceitos e princípios fundamentais da Química
focalizando as estruturas atômica e molecular e suas
correlações com as propriedades físicas e químicas das
substâncias.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
i. Motivar o aluno a compreender o conhecimento químico por
intermédio do desenvolvimento do senso crítico e reflexivo, ou
seja, do pensar;
ii. Proporcionar ao aluno o alicerce (conceitos e fundamentos)
para a compreensão das estruturas atômica e molecular da
matéria;
iii. Correlacionar as propriedades atômicas e moleculares com
as macroscópicas físicas e químicas das substâncias;
iv. Instigar os alunos a darem os primeiros passos em busca
de uma visão holística do conhecimento químico.
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Princípios elementares em química:
A Química é uma ciência que está diretamente
ligada à nossa vida cotidiana. A produção do pão, a
digestão dos alimentos, os medicamentos, os
combustíveis, as tintas, o cimento, a borracha de seu
tênis, os tecidos de seu vestuário, a atmosfera de
Marte, a natureza animada e inanimada e até a vida
e a morte são processos que estão ligados direta ou
indiretamente ao grande universo químico.
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Princípios elementares em química:
O átomo
 Definição e modelos atômicos
 Partículas elementares: prótons, nêutrons e 
elétrons
 Isótopos
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O ÁTOMO:
Toda matéria é composta por átomos, e sua
estrutura pode ser compreendida quando levamos
em consideração as propriedades das partículas e
ondas que existem nesse sistema,
simultaneamente. Assim, pode-se afirmar que as
variações das propriedades dos átomos explicam
diversos fenômenos químicos e, para
compreendermos as bases da mecânica
quântica aplicada a essas estruturas, teremos duas
seções principais de estudo: a primeira lançará mão
de conceitos teóricos, ao passo que a segunda irá
introduzir conceitos experimentais.
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A origem dos átomos
Posto isso, etimologicamente a palavra átomo tem
origem na palavra grega átomos, que significa que
algo não pode ser cortado e é, portanto, indivisível.
Devido à complexidade da estrutura interna dos
átomos, e por não corresponder aos princípios da
física clássica, a área de Mecânica Quântica foi
criada.
Esta área envolve o estudo das propriedades químicas
dos elementos e busca compreender a estrutura
eletrônica desse mesmo átomo, além do arranjo dos
elétrons do núcleo e os movimentos mais prováveis
dos modelos de configuração eletrônica, buscando
entender amplamente a natureza da matéria e da
radiação.
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DEFINIÇÃO E MODELOS ATÔMICOS
Os modelos atômicos evoluíram e continuam sendo
aprimorados desde a Grécia Antiga. Posto isso, é
importante ressaltar que as investigações se
intensificaram na década de 1850 e se estenderam
até o século XX, evidenciando que os átomos
possuem estrutura interna, ou seja: são constituídos
por partículas ainda menores, denominadas partículas
subatômicas. Observe a Figura 1, que apresenta
alguns desses modelos.
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ESTRUTURA ATÔMICA
Sabe-se – segundo teorias e modelos desenvolvidos
com base em evidências experimentais – que a
estrutura atômica compreende as “estruturas
eletrônica e nuclear”.
As propriedades químicas e físicas dos elementos
dependem da natureza dos seus átomos, ou seja:
♦ da carga do núcleo (Z / e /);
♦ da distribuição dos Z elétrons ao redor do núcleo
(estrutura ou configuração eletrônica);
♦ da massa atômica (A).
Sendo que a “estrutura eletrônica e a carga nuclear”
dos átomos fornecem a base para compreensão das
propriedades químicas, a saber:
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♦ as propriedades atômicas, especialmente a energia
de ionização e a afinidade eletrônica;
♦ as ligações químicas que, por sua vez, determinam
a estequiometria (de compostos e reações), etc.
Conseqüentemente, as propriedades químicas das
“substâncias” resultam essencialmente da:
♦ estrutura eletrônica dos seus átomos;
♦ natureza de suas ligações.
Os núcleos mantêm suas identidades em processos
físicos e químicos e exercem uma influência indireta
nas propriedades físicas devido à sua massa – um
exemplo, a alta densidade da água deuterada se
deve à presença do hidrogênio pesado (21H).
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Por outro lado, a natureza e intensidade das forças
intermoleculares são os principais responsáveis pelas
propriedades físicas dos materiais, embora a massa
dos átomos (≈ massa do núcleo) também exerça
alguma influência.
Diante do exposto, é interessante notar que o
conhecimento da estrutura atômica é fundamental
para a compreensão das propriedades químicas e
físicas da matéria.
No tratamento da estrutura atômica, procura-se
usualmente focalizar a abordagem na “estrutura
eletrônica”, embora alguma alusão seja feita em
relação à existência e propriedades do núcleo.
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Estrutura dos Átomos: Teorias e Modelos
Pode-se considerar que desenvolvimento da teoria da
estrutura atômica, especificamente a estrutura
interna, ocorreu essencialmente em três grandes
etapas:
(1) a descoberta da natureza da matéria e da
natureza do elétron (por volta de 1900);
(2) a constatação de que o átomo consiste de um
núcleo pequeno rodeado de elétrons (1911);
(3) desenvolvimento das equações mecânico-
quânticas que explicam o comportamento dos
elétrons nos átomos (1925).
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O Modelo de John Dalton (1803) 
Dalton retomou o conceito grego da existência de
átomos indivisíveis para propor uma teoria que
permitisse explicar, entre outras generalizações
químicas, as leis da conservação da massa e da
composição definida.
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O Modelo de Thomson (1898)
Em experimentos realizados com tubos de crookes,
Thomson constatou que os átomos não são indivisíveis e
que são constituídos de elétrons (partículas negativamente
carregadas, pois podem sofrer desvios em campos elétricos
em direção à placa positiva).
Diante do exposto, Thomson propôs que o átomo poderia
ser uma esfera maciça carregada positivamente, na qual
alguns elétrons estariam inseridos de modo a se obter um
sistema eletrostaticamente mais estável (carga total nula),
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O Modelo de Rutherford (1911)
Baseando-se nas observações sobre o espalhamento
das “partículas α (He2+)” por finas folhas de metal,
Rutherford propôs um modelo segundo o qual o átomo
seria constituído de um núcleo pequeno, contendo toda
carga positiva (os prótons) e praticamente toda massa
do átomo, rodeado por um grande volume no qual os
elétrons estariam distribuídos. A concepção atual
usada para descrever a estrutura física do átomo se
baseia no modelo de Rutherford, ou seja, em um
modelo nuclear
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Experimento de Rutherford. 
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Entretanto, Rutherford observou que somente cerca da
metade da massa nuclearpoderia ser justificada pelos
prótons. Daí, ele sugeriu que o núcleo atômico deveria
conter partículas de carga zero e massa aproximadamente
igual à dos prótons. Em 1932, o cientista inglês Chadwick
observou, ao bombardear berílio com partículas α, que
eram emitidas partículas não carregadas eletricamente e de
massa ligeiramente maior que à dos prótons. Ele as
denominou de nêutrons.
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O Modelo Atômico de Bohr
Em 1913, Bohr se baseou no modelo nuclear para
estrutura atômica, na teoria corpuscular da luz e no
espectro de emissão do hidrogênio para propor um
modelo detalhado do comportamento do elétron no
átomo de hidrogênio.
Bohr desenvolveu um modelo atômico que permitiu
explicar o porquê das freqüências (ou comprimentos
de onda) das radiações emitidas pelo átomo de
hidrogênio (espectro de emissão) obedeciam a uma
lei tão simples. Para isso, baseou-se nos seguintes
postulados:
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i. Para o elétron em um átomo, somente é permitido que
ele se encontre em certos estados estacionários, sendo
que cada um deles possui uma energia fixa e definida;
ii. Estando o átomo em um dos estados, ele não pode
emitir luz. Contudo, quando ele passar do estado de maior
energia para um de menor, emitirá um quantum de
radiação, cuja energia “hν” é igual à diferença de
energia entre os dois estados;
iii. Estando em qualquer dos estados estacionários, o
elétron estará se movimentando segundo uma órbita
circular em torno do núcleo;
iv. Admite-se que os estados eletrônicos permitidos são
aqueles em que o “momento angular do elétron” é
quantizado em múltiplos de “h / 2π”.
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Equações baseadas nos postulados de Bohr 
Equação para as órbitas 
De acordo com os postulados (i) e (iii), o elétron movia-se 
em um átomo ao redor do núcleo em órbitas circulares de 
tamanho e energia fixos, 
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Bohr deduziu uma equação para as órbitas do elétron,
partindo do princípio de que para o elétron se manter
estável em sua órbita é necessário que:
Força coulômbica = força centrífuga, ou seja,
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Rearranjando a expressão anterior e considerando o 4o 
postulado de Bohr: 
onde n = número quântico de Bohr e h = constante de 
Planck. ( 6,6207.10-34 m².kg/s.)
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Equação para as energias 
Sabe-se que a energia total do elétron (E) é a soma de 
energia cinética (Ec) e de sua energia potencial coulômbica 
(U), ou seja: 
Substituindo as equações anterior, obtemos 
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O Modelo Mecânico-Quântico
A teoria atualmente aceita para explicar a estrutura
atômica é conhecida como “mecânica ondulatória ou
mecânica quântica”, originada a partir de uma
hipótese formulada por Louis de Broglie em 1924.
Dualidade Onda-Partícula: a hipótese de L. de
Broglie
Segundo Broglie, se a luz pode se comportar em
certas situações com se fosse constituída de
partículas, é possível que as partículas, algumas
vezes, apresentem propriedades que comumente
associamos às ondas.
Vejamos como L. de Broglie encontrou a equação
que fundamenta a natureza dual onda-partícula da
matéria:
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Vejamos como L. de Broglie encontrou a equação que
fundamenta a natureza dual onda-partícula da matéria:
De acordo com Einstein, uma partícula de massa “m”
tem a ela associada uma energia (E) dada por:
E = m . c2 (c = velocidade da luz)
usando a Equação, isto é: 
E = h c/λ 
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Combinando as Equações e resolvendo para “λ”, obtém-se:
Como esta equação se aplica também às partículas tais
como o “elétron”, ela pode ser reescrita como:
em que substituiu-se a velocidade da luz (c) pela velocidade
da partícula (v) e o produto “m v” pelo correspondente
“momento linear (p)”.
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Formulação da Mecânica Quântica
Por volta de 1926, dois cientistas (Heisenberg e
Schrödinger) utilizaram a matemática para descrever as
ondas eletrônicas no átomo de hidrogênio, o que
possibilitou o desenvolvimento da mecânica quântica.
Essas equações eram, na realidade, soluções da mesma
equação básica apresentada a seguir.
A equação fundamental da mecânica quântica:
H ψi = Eiψi
onde: - Ei (E
1, E2, E3, etc) = energias permitidas;
- ψi (letra Grega chamada “psi”)= funções de onda dos
elétrons nos átomos (orbitais atômicos).
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Ao resolver a equação acima foi possível encontrar
um conjunto de funções de onda (funções
matemáticas) que fornece:
(i) números quânticos;
(ii) as formas e as energias dos orbitais.
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Átomo de Hidrogênio: Tratamento Mecânico-
Quântico
Os números Quânticos
A resolução da equação de Schrödinger resultou no
aparecimento dos números quânticos necessários para
descrever o átomo de hidrogênio: três números
quânticos orbitais e um relacionado com o spin do
elétron.
A seguir são descritos os quatro números quânticos:
1. O número quântico principal, n.
Este só pode ter valor inteiro positivo diferente de zero,
ou seja, n = 1, 2, 3, ...., ∞. Tal como o próprio nome
indica, este ele é o número quântico mais importante
visto que define a energia (E) do átomo de hidrogênio
(ou qualquer outro sistema monoeletrônico de carga
nuclear igual a Z) através da equação:
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2. O número quântico do momento angular orbital, L.
Define o momento angular quantizado do elétron devido
ao seu movimento angular em torno do núcleo. Associado
ao movimento do elétron existe uma energia cinética que
é limitada pela energia total definida por n, logo é natural
que l também dependa de n. De acordo com evidências
teóricas e experimentais, l pode assumir qualquer valor
inteiro na faixa de 0 a n – 1, isto é, 0, 1, ..., n-2, n – 1.
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3. O número quântico magnético orbital, mL.
O movimento do elétron em torno do núcleo também
gera um momento magnético quantizado (campo
magnético) cujos valores permitidos são definidos por
ml que, por sua vez, depende de l. Existem
evidências de que ml pode assumir qualquer valor
inteiro no intervalo de – l a + l, ou seja, ml = – l, – l +1,
..., 0, ..., l – 1, l, perfazendo 2l +1 valores possíveis.
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4. O número quântico magnético do spin do elétron,
mS.
O elétron também gera um momento magnético de spin
(ms), devido ao seu próprio movimento de rotação. O ms
especifica o spin do elétron e pode ter somente dois
valores: + ½ ou – ½. Isto porque o elétron só pode girar
em dois sentidos em torno do eixo que passa pelo seu
centro. A primeira evidência experimental que sustenta
essa propriedade dos elétrons foi obtida em
experimentos realizados pelos físicos Otto e Gerlach em
1921.
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Linha do tempo da Teoria Atômica
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