QUÍMICA GERAL LICENCIATURA EM QUÍMICA

Apresentação em tema: "QUÍMICA GERAL LICENCIATURA EM QUÍMICA"— Transcrição da apresentação:

1 QUÍMICA GERAL LICENCIATURA EM QUÍMICA
Prof. Dr. Sérgio Henrique Pezzin

2 MATÉRIA E ENERGIA Matéria: Substância: Estados da Matéria:
Tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço. Substância: Forma simples e pura da matéria. Estados da Matéria: Sólido – Forma rígida da matéria Líquido – Forma fluida da matéria que tem superfície bem definida e toma forma do recipiente que a contém. Gás – Forma fluida da matéria que ocupa todo o recipiente que a contém. ATKINS, P e.; Jones, L. “Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente”, Porto Alegre: Bookman, 2001.

3 PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS
Propriedade Física: Característica que podemos observar ou medir sem alterar a identidade da substância. Ponto de fusão (PF), dureza, cor, estado, densidade. Propriedade Química: Habilidade de uma substância em se transformar em outra(s) substância(s). P.ex.: hidrogênio reage com oxigênio para formar água.

4 PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS
Identifique todas as propriedades e transformações químicas nesta afirmação: “O cobre é um elemento marrom-avermelhado obtido do sulfeto de cobre mineral por aquecimento no ar, que forma óxido de cobre. Aquecendo óxido de cobre com carbono se produz cobre impuro, que é purificado por eletrólise

5 PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS
Propriedade Intensiva: Independe do tamanho da amostra. Temperatura, densidade. Propriedade Extensiva: Depende do tamanho da amostra. Massa, volume.

6 PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS
Calcule a densidade média de um único átomo de carbono assumindo que é uma esfera de raio 77 pm e que a massa de um átomo de carbono é 2,0 x 10-23g. A densidade do diamante é 3,5 g cm-3. O que sua resposta lhe sugere sobre o modo como os átomos estão empacotados no diamante ?

7 ENERGIA Medida da capacidade de realizar trabalho. Energia Cinética:
Unidade SI: joule (J) – 1J = 1 kg.m2.s-2 Energia Cinética: Ec = ½ mv2 Energia Potencial: Ep = mgh Energia Potencial de Coulomb:

8 ENERGIA Energia do campo eletromagnético Ondas (rádio, luz, raios-X)
Transporta energia pelo espaço

9 ENERGIA Conservação da Energia Energia total: E = Ec + Ep
Dissipação de energia: Movimento térmico Variação de energia: ΔE = Efinal - Einicial

10 FORÇA E PRESSÃO Força Pressão Trabalho ma = F P = F / A
Moléculas chocando-se contra uma parede. Trabalho w = F. Δx = P. ΔV

11 ELEMENTOS E ÁTOMOS Do que é constituída a matéria ? Elementos
Tales de Mileto: água Heráclito: fogo Aristóteles / Empédocles: Água, Terra, Fogo, Ar Elementos Substâncias fundamentais a partir das quais todas as formas de matéria podem ser construídas.

12 ELEMENTOS E ÁTOMOS Propriedades dos Elementos

13 ELEMENTOS E ÁTOMOS Átomo Filosófico Átomo Científico
Atomistas: Demócrito e Leucipo ( aC.) Átomo: indivisível Aceitação do vazio ! Átomo Científico Experimentação: Lavoisier, Proust, Dalton Séculos XVIII e XIX

14 ELEMENTOS E ÁTOMOS Superfície de GaAs (Microscopia eletrônica de tunelamento)

15 ELEMENTOS E ÁTOMOS O modelo atômico de Dalton (1807)
Todos os átomos de um dado elemento são idênticos. Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes. Um composto é uma combinação específica de átomos de mais de um elemento. Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, mas trocam de parceiros para produzir novas substâncias.

16 Definição moderna de elemento:
ELEMENTOS E ÁTOMOS Definição moderna de elemento: Substância composta de uma única espécie de átomo. Atualmente 112 elementos já foram descobertos ou criados.

17 ELEMENTOS E ÁTOMOS O modelo nuclear
J.J.Thompson (1897) desenvolveu experimentos para a descoberta da partícula sub-atômica: o elétron, e mediu a sua razão carga/massa.

18 ELEMENTOS E ÁTOMOS O modelo nuclear

19 ELEMENTOS E ÁTOMOS O modelo nuclear Diâmetro do núcleo ≈ 10-14 m
Diâmetro do átomo ≈ 10-9 m

20 ELEMENTOS E ÁTOMOS Espectrometria de massa ≠ massa entre átomos de um elemento Nêutrons

21 ELEMENTOS E ÁTOMOS Número atômico (Z): Número de massa (A): Isótopos:
Número de prótons em um núcleo atômico. Número de massa (A): Número de prótons e nêutrons em um núcleo atômico. Isótopos: Átomos com mesmo Z, mas A diferente.

22 ELEMENTOS E ÁTOMOS Alguns isótopos de elementos comuns Elemento
Símbolo Z A Abundância, % hidrogênio 1H 1 99,985 deutério 2H 2 0,015 trítio 3H 3 Raro* Carbono-12 12C 6 12 98,90 Carbono-13 13C 13 1,10 Oxigênio-16 16O 8 16 99,76 *radioativo, vida curta

23 ELEMENTOS E ÁTOMOS Exercício 1:
Quantos prótons, nêutrons e elétrons estão presentes em um átomo neutro de: (a) carbono-14 (b) ferro-56 (c) urânio-235

24 TABELA PERIÓDICA

25 ELEMENTOS E ÁTOMOS Exercício 2:
Quais características têm em comum os átomos de: (a) Ar-40 (b) K-40 (c) Ca-40 Em que eles são diferentes ?

26 ELEMENTOS E ÁTOMOS Exercício 3:
Determine o número total de prótons, nêutrons e elétrons em uma molécula de água, H2O. Que fração de sua própria massa é devida aos nêutrons do seu corpo, assumindo que consiste basicamente de água ?

27 COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS
Análise: Descoberta de quais elementos se combinaram para formar uma substância. Síntese: Produção de novas combinações de átomos, novos materiais.

28 COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS
Substância que consiste de dois ou mais elementos diferentes combinados em uma proporção definida. Compostos Orgânicos (metano, glicose, polietileno, etc) Compostos Inorgânicos (água, sílica, amônia, cloreto de sódio, etc.)

29 COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS
Grupo discreto de átomos ligados em um arranjo específico (covalente). Íon: Átomo (ou grupo de átomos ligados) carregado eletricamente Cátion – íon carregado positivamente Ânion – íon carregado negativamente

30 COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS
Composto Molecular: Consiste de moléculas. Em geral compostos binários de dois não-metais são moleculares. Composto Iônico: Consiste de íons. Em geral compostos binários de um metal e um não-metal são iônicos.

31 COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS
Moléculas e Compostos Moleculares Fórmula química: Forma de expressar sua composição em termos de símbolos químicos. Fórmula molecular: Mostra quantos átomos de cada elemento compõem uma única molécula do composto. Fórmula estrutural: Indica como os átomos estão ligados.

32 COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS
Íons e Compostos Iônicos Cristais – Célula Unitária Não falamos em molécula de um composto iônico . Fórmula unitária: Mostra a razão entre o número de átomos de cada elemento presente no composto em termos da menor quantidade de número de íons.

33 COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS
Exercício 4: Escreva a fórmula do composto binário formado por Cálcio e cloro Alumínio e oxigênio

34 NOMENCLATURA DE COMPOSTOS
Exercício 5 Dê o nome dos compostos (a) Ag2S (b) Mg(OH)2 (c) NiSO4.6H2O (d) H2SO3

35 NOMENCLATURA DE COMPOSTOS
Exercício 6 Escreva a fórmula para os compostos (a) fosfato de alumínio (b) bromato de cobre(II) (c) sílica (d) ácido perclórico

36 Extrema importância prática:
ESTEQUIOMETRIA Cálculos envolvendo as massas das substâncias que participam nas reações químicas: (do grego stoicheion, constituinte elementar, e metrein, medir). Extrema importância prática: Previsão teórica da quantidade de reagentes a ser usada para se obter determinada quantidade de produtos, numa reação química, em condições pré-fixadas.

37 Padrão de massas atômicas (1961):
MASSA ATÔMICA Padrão de massas atômicas (1961): a massa de 1/12 do átomo do isótopo do carbono com A igual a 12 (12C). chamado unidade de massa atômica (u.m.a). Massa atômica de um átomo é a massa deste átomo expressa em u.m.a.

38 Espectrometria de massas:
MASSA ATÔMICA Espectrometria de massas: permite a determinação da massa atômica com grande precisão. Massa atômica do átomo 24Mg = 23,985 u.m.a  24 u.m.a = 24 x massa de 1/12 do 12C Massa atômica do átomo 35Cl = 34,997 u.m.a  35 u.m.a = 35 x massa de 1/12 do 12C

39 Massa atômica de um elemento:
média ponderada das massas atômicas dos átomos de seus isótopos constituintes. O elemento cloro é formado pelos isótopos: 35Cl, com abundância natural de 75,4%, e 37Cl, com abundância de 24,6% Massa atômica do elemento Cl = [(34,997 x 75,4) + (36,975 x 24,6)]/100 = 35,453 u.m.a. não existe átomo de Cl com massa 35,453 u.m.a; esse é o valor médio da massa dos átomos de Cl.

40 MASSA MOLECULAR É a massa de uma molécula da substância expressa em u.m.a. É igual à soma das massas atômicas de todos os átomos constituintes da molécula. Exemplo: MA do H  1 u.m.a. MA do O  16 u.m.a. Massa molecular do H2O = (2 x 1) + 16  18 u.m.a.

41 FÓRMULA-MASSA No caso de substâncias iônicas, o termo massa molecular é substituído por fórmula-massa, pois não existe molécula de substância iônica. Exemplo: MA do Na  23 u.m.a. MA do Cl  35,5 u.m.a. Fórmula-massa do NaCl = ,5  58,5 u.m.a.

42 MOL É a quantidade de átomos, moléculas, íons, elétrons, etc., igual ao número de átomos que há em 12 g de carbono-12. Este número é igual a 6,02 x 1023 (conhecido como número de Avogadro). Assim como uma dúzia são 12 unidades e uma centena são 100 unidades, um mol são 6,02 x 1023 unidades.

43 MASSA MOLAR Massa molar é a massa de um mol de entidades (átomos, moléculas, íons, etc.). Unidade: g.mol-1 Massa molar de um elemento é a massa de 6,02 x 1023 átomos desse elemento. É numericamente igual à sua massa atômica. MA do Cl = 35,5 u.m.a. Massa molar do Cl = 35,5 g.mol-1

44 Exercício 7 ESTEQUIOMETRIA
O ferro (massa atômica 56) é essencial à vida do homem porque está presente, na forma iônica, no glóbulo vermelho do sangue e transporta oxigênio para os tecidos. No sangue de um adulto há 2,9 g de ferro, que estão contidos em cerca de 2,6 x 1013 glóbulos vermelhos. Qual é o número de átomos de ferro em cada glóbulo vermelho ?

45 Cálculos envolvendo reações químicas:
ESTEQUIOMETRIA Cálculos envolvendo reações químicas: Escrever a equação química que representa o fenômeno descrito no problema. Balancear a equação. Relacionar os dados do problema com a incógnita.

46 EQUAÇÕES QUÍMICAS São descrições abreviadas das modificações que ocorrem durante uma reação química. Permitem determinar relações quantitativas entre reagentes e produtos. as equações devem estar balanceadas: devem obedecer à lei da conservação da massa, tendo o mesmo número de átomos de cada elemento em ambos lados da seta.

47 Consideremos, p.ex., a equação para a combustão do etanol, C2H5OH :
EQUAÇÕES QUÍMICAS Consideremos, p.ex., a equação para a combustão do etanol, C2H5OH : C2H5OH + O2  2 CO H2O No nível molecular podemos ler: 1 molécula de C2H5OH + 3 moléculas de O2  2 moléculas de CO2 + 3 moléculas de H2O

48 Redimensionando para uma escala de laboratório:
EQUAÇÕES QUÍMICAS Redimensionando para uma escala de laboratório: 1 mol de C2H5OH mols de O2  mol de CO mol de H2O A equação balanceada fornece as relações quantitativas entre todos os reagentes e produtos.

49 EQUAÇÕES QUÍMICAS Exercício 8
Uma amostra de um minério de carbonato de cálcio pesando 2,0 g, ao ser tratada com ácido clorídrico em excesso, produziu 1,5 x 10-2 mol de dióxido de carbono. Equacione a reação química correspondente e calcule a porcentagem, em massa, de carbonato de cálcio.

50 EQUAÇÕES QUÍMICAS Exercício 9
A obtenção de etanol, a partir de sacarose (açúcar) por fermentação, pode ser representada pela seguinte equação: C12H22O H2O  4 C2H5OH CO2 Admitindo-se rendimento de 100% e que o etanol seja anidro (puro), calcule a massa (em kg) de açúcar necessária para produzir 50 L de etanol. (detanol = 0,8 g/cm3)

51 MISTURAS E SOLUÇÕES Soluções: Cristalização: Precipitação:
Misturas homogêneas Solventes e solutos Cristalização: Evaporação de solvente – processo lento Precipitação: Processo rápido – precipitado (microcristalino)

52 MISTURAS E SOLUÇÕES Unidades de Concentração Molaridade mol.L-1
Molalidade mol.kg-1 Volume percentual % Massa percentual Fração molar () ------ Partes por milhão ppm (mg/kg)

53 MISTURAS E SOLUÇÕES Titulação Calcule:
Um volume de 10,0 mL de KOH(aq) 3,0 mol.L-1 é transferido para um frasco volumétrico de 250 mL e diluído até a marca. Foi constatado que 38,5 mL desta solução diluída foi necessário para atingir o ponto estequiométrico em uma titulação de 10,0 mL de uma solução de ácido fosfórico. Calcule: (a) a molaridade de H3PO4 na solução, (b) a massa de H3PO4 na solução inicial

54 MISTURAS E SOLUÇÕES Eletrólitos Não eletrólitos Eletrólito forte
Substâncias que dissolvem dando uma solução que conduz eletricidade. Não eletrólitos Formam soluções que não contêm íons e, portanto, não conduzem eletricidade. Eletrólito forte Soluto presente quase totalmente como íons. Solução consiste de íons hidratados que estão livres para mover-se pelo solvente Eletrólito fraco Baixo grau de ionização.

55 MISTURAS E SOLUÇÕES Exercício 10:
Identifique as substâncias como eletrólitos ou não-eletrólitos e preveja quais conduzirão eletricidade quando dissolvida em água: A) NaOH B) Br2 C) CH3CH2OH D) Pb(NO3)2

56 REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO
Formação de um produto sólido insolúvel quando duas soluções eletrolíticas fortes são misturadas. AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq) Equação iônica simplificada: Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s)

57 Regras de solubilidadeEAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO
Compostos Solubilidade Observações Óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos a Reagem com água e formam bases Óxidos de não-metais Reagem com água e formam ácidos Óxidos de outros elementos Insolúveis Ácidos Solúveis Bases de metais alcalinos É também solúvel o NH4OH Bases de metais alcalinos-terrosos Parcialmente Solúveis Bases de outros metais Sais: Nitratos, Cloratos, Acetatos Sais: Cloretos, Brometos, Iodetos São insolúveis: Ag, Cu, Hg(2+)2, Pb(2+), HgI2 e BiI3 Sais: Sulfatos São insolúveis: Ca(2+), Sr(2+), Ba(2+) e Pb(2+) Sais: Sulfetos São solúveis os sulfetos de metais alcalinos e NH(+)4 Outros ânions São solúveis os sais de metais alcalinos e NH(+)4

58 REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO
Exercício 11 20 mL de solução de nitrato de prata, AgNO3, reagiram com solução de cloreto de sódio em excesso. O AgCl formado foi recolhido, seco e pesado, dando 0,2867 g. Qual foi a concentração da solução original de AgNO3, em mol dm-3 ? Massas atômicas: Ag = 107,9; N = 14,0; O = 16,0; Na = 23,0; Cl = 35,5

59 ÁCIDOS E BASES Arrhenius Bronsted-Lowry Ácido: libera íons H+ em água
Base: produz OH- em água Bronsted-Lowry Ácido: doador de prótons Base: receptor de prótons

60 REAÇÕES REDOX Oxidação Redução Agente Redutor Agente Oxidante
Perda de elétrons Redução Ganho de elétrons Agente Redutor Espécie que produz redução (e se oxida) Agente Oxidante Espécie que produz oxidação (e se reduz)

61 NÚMEROS DE OXIDAÇÃO REGRAS GERAIS
1. O número de oxidação de um elemento em uma substância simples é zero 2. A soma dos números de oxidação de todos os átomos em uma espécie química é zero REGRAS ESPECÍFICAS 1. O número de oxidação do hidrogênio é +1 quando ele está ligado a não metais (CH4, HCl etc) e -1 quando ligado a metais 2. O número de oxidação do oxigênio é -2 na maioria dos compostos; nos peróxidos (O22-) seu número de oxidação é -1 3. O número de oxidação dos halogênios é geralmente -1 exceto se combinado com oxigênio ou outros halogênios mais eletronegativos. No caso do flúor seu número de oxidação é sempre -1

62 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, P e.; Jones, L. “Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente”, Porto Alegre: Bookman, 2001.