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Química Geral - 2012/2013 Professor Valentim Nunes, Unidade Departamental de Engenharia Gabinete: J207 Pág. Web:

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Química Aplicada /2012 Professor Valentim Nunes, Departamento de Engenharia Química e do Ambiente Gabinete: J207 (Campus do.

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1 Química Geral /2013 Professor Valentim Nunes, Unidade Departamental de Engenharia Gabinete: J207 Pág. Web: (é bastante útil a consulta desta página!)

2 Why study chemistry? Porque é necessário para obter a graduação em Engenharia!!! Pela inúmeras aplicações no nosso dia-a-dia Diferentes disciplinas dependem da Química: materiais, reacção química, energia, ambiente, bioquímica, etc. Compreensão de aspectos ambientais: camada de ozono, chuva ácida, reacções nucleares, medicamentos, reciclagem, etc. Ver lição de apresentação!

3 Planificação das aulas teóricas 1ª Semana20/09Apresentação; Química e Sociedade 2ª Semana27/09Ferramentas da Química I 3ª Semana04/10Ferramentas da Química II 4ª Semana11/10Ferramentas da Química III - Termoquímica 5ª Semana18/10Estrutura Atómica 6ª Semana25/10Tabela Periódica 7ª Semana08/11Ligação Química 8ª Semana15/11Estados da Matéria - Estado Gasoso 9ª Semana22/11(Cont.)Líquidos, Sólidos e Mudanças de Fase 10ª Semana29/11Propriedades Físicas das Soluções 11ª Semana06/12Equilíbrio Químico - Lei da Acção de Massas 12ª Semana13/12(Cont.) Equilíbrio Ácido-Base 13ª Semana20/12(Cont.) Equilíbrio de Solubilidade

4 Ferramentas básicas da Química Química - É uma Ciência experimental que se ocupa do estudo da Matéria e das transformações que nela ocorrem. Matéria: Tudo o que possui massa e ocupa espaço. Substância pura: forma de matéria com composição bem definida e propriedades próprias. Exº: H 2 O, ouro, O 2, etc.. Elementos: blocos básicos da matéria! Não podem ser decompostos por meios químicos em substâncias mais simples Compostos: combinação de dois ou mais elementos unidos quimicamente em proporções bem definidas e constantes. Misturas: combinação de duas ou mais substâncias que mantêm a sua identidade. Homogéneas: Constituídas por uma única fase uniforme Heterogéneas: múltiplas fases.

5 Classificação da Matéria Transformações físicas: a identidade das substâncias não é alterada. Transformações químicas: formação ou quebra de ligação química.

6 Elementos

7

8 Estados da Matéria Sólido Líquido Gasoso Todas as substâncias podem, em princípio, existir em três estados:

9 Unidades do Sistema Internacional (SI) Unidades de Base: comprimento (m); massa (kg); tempo (s), corrente (A); Temperatura (K); intensidade luminosa (cd); quantidade de substância (mol). Unidades derivadas: exº volume (m 3 ); força (N); energia (J), etc. Conversão de unidades --> método do factor unitário = 1300 kg/m 3 = 1300 kg/ m 3 (1 m 3 / cm 3 ) (1000 g/ 1 kg) = = 1.3 g/ cm 3

10 Propriedades dos materiais Propriedades intensivas: não dependem da quantidade de matéria: exº densidade, temperatura… Propriedades extensivas: dependem da quantidade de matéria: exº massa, volume… Propriedades físicas: características que não alteram a composição química do material: exº ponto de fusão, temperatura, dureza, condutividade,.. Propriedades químicas: envolvem a mudança de composição química: exº reactividade química, combustão, polimerização, explosividade,….

11 Densidade…. = m/V m = V = = 69 g

12 Teoria atómica Dalton: elementos são constituídos por partículas pequenas, chamados átomos. Os átomos de um dado elemento são iguais, indivisíveis e indestrutíveis (Not true!!) Estrutura do átomo Thomson: electrões Rutherford: protões e o núcleo. Chadwick: neutrões.

13 Relações mássicas Número atómico, Z: número de protões do núcleo. Número de massa, A: número de protões + número de neutrões do núcleo. Um átomo X é designado por Isótopos: átomos de um mesmo elemento mas com diferente número de massa. Unidade de massa atómica: propriedade fundamental dos átomos. Por Convenção Internacional 1 u.m.a. é igual a 1/12 da massa de um átomo de carbono 12, Massa atómica: é a massa média pesada de um elemento, tendo em conta a abundância natural relativa dos isótopos desse elemento.

14 Relações mássicas Mole, mol: Quantidade de substância que contem o mesmo número de entidades elementares (átomos, moléculas, iões ou outras partículas) quantos os átomos existentes em exactamente 12 g de carbono mol contem sempre o mesmo número de partículas. Constante de Avogadro: N A mol -1 Massa molar: a massa em gramas de 1 mol de átomos de um elemento. A massa molar é a quantidade em gramas numericamente igual à massa atómica em u.m.a.

15 Moléculas, Iões e seus compostos Molécula: agregado de pelo menos dois átomos ligados por forças químicas. É a mais pequena entidade em que uma substância pura, como o açúcar ou água, pode ser dividida e ainda reter a composição e propriedades químicas da substância. São representadas por fórmulas: molecular: C 2 H 6 O condensada: CH 3 CH 2 OH estruturais: Iões: Um ião é um átomo ou grupo de átomos que tem uma carga positiva ou negativa - monoatómicos ou poliatómicos. Catiões: Al 3+, Cu 2+, NH 4 +, ….. Aniões: O 2-, F -, CO 3 2-, ….

16 Compostos Compostos iónicos Para escrever a fórmula de um composto iónico usamos a regra do abraço:o índice do catião é numericamente igual á carga do anião, e o índice do anião é numericamente igual à carga do catião. Ca 2+ + Cl - CaCl 2 ; Al 3+ + O 2- Al 2 O 3 Compostos moleculares: não-iónicos, resultam geralmente da combinação de dois elementos não-metálicos. Massa molar de um composto: é a massa em gramas do número de Avogadro de moléculas (ou unidades de fórmula num composto iónico). Calcula-se pela soma das massas atómicas dos elementos constituintes.

17 Composição percentual dos Compostos Composição percentual de um composto: é a percentagem em massa de cada elemento num composto. Exº NH 3 %N = (massa N/massa de NH 3 ) x100 = (14.007/17.031)x100 = 82.24% %H = (3xmassa de H/massa de NH 3 )x100 = 17.76% Obtenção de fórmulas empíricas e moleculares : --> converter massa em % --> converter massa em número de moles --> encontrar a razão entre o número de moles de cada elemento (permite obter a fórmula empírica) --> a partir da massa molar, obter a fórmula molecular

18 Nomenclatura de compostos Inorgânicos Compostos iónicos: muitos compostos iónicos são binários ou formados apenas por dois elementos. O primeiro elemento nomeado é o anião não-metálico, seguido do catião. O nome do anião obtém-se adicionando a terminação eto A terminação em eto é também usada para alguns grupos aniónicos com elementos diferentes como o ião cianeto (CN - ). Com excepção do ião amónio (NH 4 + ), todos os catiões com interesse derivam de átomos de metais e recebem o nome dos seus elementos. Exemplos: NaCl : cloreto de sódioKBr : brometo de potássio ZnI 2 : iodeto de zincoAl 2 O 3 : óxido de alumínio (!)

19 Nomenclatura de compostos Inorgânicos Nomes e fórmulas de alguns catiões e aniões inorgânicos comuns CatiãoAnião ___________________________________________________________ Amónio, NH 4 + Carbonato, CO 3 2- Bário, Ba 2+ Clorato, ClO 3 - Cádmio, Cd 2+ Cloreto, Cl - Cálcio, Ca 2+ Cromato, CrO 4 2- Césio, Cs + Dicromato, Cr 2 O 7 2- Chumbo(II), Pb 2+ Fluoreto, F - Crómio, Cr 3+ Hidreto, H - Cobre(I) ou cuproso, Cu + Hidrogenocarbonato ou bicarbonato, HCO 3 - Cobre(II) ou cúprico, Cu 2+ Iodeto, I - Ferro(II) ou ferroso, Fe 2+ Nitrato, NO 3 - Ferro(III) ou férrico, Fe 3+ Nitreto, N 3 - Lítio, Li + Óxido, O 2 - Potássio, K + Peróxido, O 2 2- Sódio, Na + Sulfato, SO 4 2- Zinco, Zn 2+ Sulfureto, S 2- Sistema de Stock: FeCl 2 : cloreto de ferro (II) FeCl 3 : cloreto de ferro (III)

20 Nomenclatura de compostos Inorgânicos Compostos moleculares : Ao contrário dos compostos iónicos, os compostos moleculares contêm unidades moleculares discretas. A nomenclatura de compostos binários é semelhante aos compostos iónicos. Exemplos: HCl : cloreto de hidrogénio; SiC: carboneto de silício Para outros compostos utilizam-se os prefixos gregos para indicar o número de átomos de cada elemento na molécula: Exemplos: CO: monóxido de carbonoCO 2 : dióxido de carbono SO 3 : trióxido de enxofrePCl 3 : tricloreto de fósforo

21 Nomenclatura de compostos Inorgânicos Ácidos e Bases : um ácido pode ser descrito como uma substância que liberta iões de hidrogénio, H +, quando dissolvida em água, enquanto uma base pode ser descrita como uma substância que cede iões hidróxido, OH -, quando dissolvida em água. Aniões cujo nome termina em eto formam ácidos com uma terminação em ico Exemplos: F -,fluoreto HF, ácido fluorídrico Cl-, cloreto HCl, ácido clorídrico CN-, cianeto HCN, ácido cianídrico

22 Nomenclatura de compostos Inorgânicos Os oxoácidos são ácidos que contêm hidrogénio, oxigénio e um outro elemento. OxoácidoOxoanião ácido per---icoper--ato ácido --ico--ato ácido --oso--ito ácido hipo--osohipo--ito Remoção de todos os iões H + +O -O

23 Nomenclatura de compostos Inorgânicos ÁcidoAnião HClO 4 (ácido perclórico)ClO 4 - (perclorato) HClO 3 (ácido clórico)ClO 3 - (clorato) HClO 2 (ácido cloroso)ClO 2 - (clorito) HClO (ácido hipocloroso)ClO - (hipoclorito) Hidratos: são compostos que possuem um número específico de moléculas de água ligadas a si. Exemplos: BaCl 2 ·2H 2 Odihidrato de cloreto de bário MgSO 4 ·7 H 2 Oheptahidrato de sulfato de magnésio

24 Recomendações Finais Utilizem estes slides em conjuntos com as vossa notas da lição! Complementem o vosso estudo com a leitura do Capítulo 1 e 2 do Chang (R.Chang, Química, 8ª ed., McGraw-Hill, Lisboa, 2005) Resolvam os exercícios da 1ª série! Boa semana!


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