Química Básica Cap 1

QUÍMICA BÁSICA

Prof. André Ricardo Ramos

1

PRIMEIRA PARTE - DEFINIÇÕES

QUÍMICA BÁSICA - CONCEITOS

FUNDAMENTAIS

O que é Química?

É a parte da ciência que estuda a matéria, suas transformações e a energia envolvida em tais processos.

O que é matéria?

Matéria é tudo que tem massa e ocupa espaço.

ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA

*sólido: tem

*líquido:

*gasoso:

não tem forma nem volume definidos 44

ESTADOS

FÍSICOS DA MATÉRIA

Ponto de fusão: temperatura de passagem do estado sólido para o estado líquido. (Ponto de solidificação)

Ponto de ebulição: temperatura de passagem do estado líquido para o estado gasoso. (Ponto de condensação)

Exercício

–

Mudanças de estado

A mudança de fase denominada sublimação ocorre quando:

a) um prego se enferruja com a exposição ao ar úmido.

b) o gelo comum é retirado do congelador. c) o gelo seco é exposto ao ar ambiente.

d) uma porção de açúcar comum é aquecida até carbonizar-se.

e) uma estátua de mármore é corroída pela chuva ácida

Exercício

–

Mudanças de estado

A mudança de fase denominada sublimação ocorre quando:

a) um prego se enferruja com a exposição ao ar úmido.

b) o gelo comum é retirado do congelador. c) o gelo seco é exposto ao ar ambiente.

d) uma porção de açúcar comum é aquecida até carbonizar-se.

e) uma estátua de mármore é corroída pela chuva ácida

Filósofos gregos e o estudo da matéria

Leucipo (século V a.c.)

“O que acontecerá se um pedaço de pedra for dividido em pedaços cada vez menores?”

Demócrito (400 a.c):

“Todas das coisas são formadas por unidades indivisíveis chamadas átomos.”

*Do grego: ἀ- (a-, "não") e τέμνω (temnō,

"cortar") 9

Filósofos gregos e o estudo da matéria

Aristóteles ( 350 a.c) - Teoria dos 4 elementos

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Definições

Moléculas: combinação de dois ou mais átomos ligados através de interações químicas, que não podem ser separados sem que a substância perca suas propriedades.

Substância: é qualquer espécie de matéria formada por átomos de elementos específicos em proporções específicas. Cada substância possui propriedades específicas.

SUBSTÂNCIAS SIMPLES E COMPOSTAS

Substâncias simples: são substâncias formadas por um único tipo de elemento químico. Por exemplo: gás hidrogênio (H₂), gás nitrogênio (N₂), oxigênio (O₂), ozônio (O₃), ouro (Au) e ferro (Fe).

Substâncias compostas: são aquelas formadas por combinações de diferentes átomos. Por exemplo: a água (H₂O) e cloreto de sódio (NaCl).

MISTURAS

–

HOMOGÊNEAS E HETEROGÊNEAS

Homogênea: é aquela cujas as substâncias constituintes formam uma única fase com propriedades uniformes em toda sua extensão. Exemplo: água + álcool

Heterogênea: apresenta duas ou mais fases distintas e os componentes da mistura são perceptíveis.

Exemplo: água + óleo.

15

16

Exercícios

–

misturas

Observe os frascos I, II e III e seus conteúdos indicados abaixo:

Juntando-se sob agitação os conteúdos desses três frascos, de modo que o açúcar e o cloreto de sódio sejam

totalmente solubilizados e que ainda restem alguns cubos de gelo, resultará um sistema heterogêneo:

17

Exercícios

–

misturas

Observe os frascos I, II e III e seus conteúdos indicados abaixo:

Juntando-se sob agitação os conteúdos desses três frascos, de modo que o açúcar e o cloreto de sódio sejam

totalmente solubilizados e que ainda restem alguns cubos de gelo, resultará um sistema heterogêneo:

a) bifásico com 3 componentes b) bifásico com 4 componentes

c) trifásico com 5 componentes

SEGUNDA PARTE

–

MODELOS ATÔMICOS

MODELO DE DALTON

 Em 1808, o professor inglês John Dalton propôs uma

explicação da natureza da matéria. A proposta foi baseada em fatos experimentais. Os principais postulados da teoria de Dalton são:

 1. “Toda matéria é composta por minúsculas partículas

chamadas átomos”.

 2. “Os átomos de um determinado elemento são

idênticos em massa e apresentam as mesmas propriedades químicas”.

 3. “Átomos de diferentes elementos apresentam massa

MODELO DE DALTON

 4. “Átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo

ser criados e nem destruídos”.

 5. “As reações químicas correspondem a uma

reorganização de átomos”.

 6. “Os compostos são formados pela combinação de

átomos de elementos diferentes em proporções fixas”.

MODELO DE THOMSOM

 Pesquisando sobre raios catódicos e baseando-se em

alguns experimentos, J.J. Thomson propôs um novo modelo atômico. Thomson demonstrou que esses raios podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa. A essas partículas denominou-se elétrons. Por meio de campos magnético e elétrico pôde-se determinar a relação carga/massa do elétron.

22

MODELO DE THOMSOM - experimentos

MODELO DE THOMSOM

 Consequentemente, concluiu-se que os elétrons (raios

catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipo de matéria pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás empregado. O gás era usado no interior de tubos de vidro rarefeitos denominadas Ampola de Crookes, nos quais se realizavam descargas elétricas sob diferentes campos elétricos e magnéticos.

MODELO DE THOMSOM

 Esse foi o primeiro modelo a divisibilidade do átomo,

ficando o modelo conhecido como “pudim de passas". Segundo Thomson, o átomo seria um aglomerado composto de uma massa positiva pesada e de partículas negativas (elétrons), mais leves.

MODELO DE RUTHERFORD

Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de partículas  (partículas positivas) emitidas pelo elemento radioativo polônio, bombardeou uma fina lâmina de ouro. Ele observou que:

Simulação: https://phet.colorado.edu/sims/html/rutherford-scattering/latest/rutherford-scattering_pt_BR.html

PhET simuladores : https://phet.colorado.edu/pt_BR/

26

MODELO DE RUTHERFORD

 Algumas partículas sofriam desvio em sua trajetória:

haveria uma repulsão das cargas positivas (partículas ) com uma região pequena também positiva (núcleo).

 Um número muito pequeno de partículas batiam na

lâmina e voltavam (portanto, a região central é pequena e densa, sendo composta portanto, por

prótons).

MODELO DE RUTHERFORD

 A maioria das partículas atravessavam a lâmina de

ouro sem sofrer desvio em sua trajetória (logo, há uma grande região de vazio, que passou a se chamar

eletrosfera).

MODELO DE RUTHERFORD - Conclusões

 Diante das observações, Rutherford concluiu que a

lâmina de ouro seria constituída por átomos formados com um núcleo muito pequeno carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por uma região comparativamente grande onde estariam os elétrons.

 Nesse contexto, surge ainda a ideia de que os elétrons

estariam em movimentos circulares ao redor do núcleo, uma vez que se estivessem parados, acabariam por se chocar com o núcleo, positivo.

30

MODELO DE RUTHERFORD

MODELO ATÔMICO CLÁSSICO

 As partículas presentes no núcleo, chamadas prótons,

apresentam carga positiva. A partícula conhecida como nêutron foi isolada em 1932 por Chadwick, embora sua existência já fosse prevista por Rutherford.

 Dessa forma, o modelo atômico clássico constitui-se de

um núcleo, no qual se encontram os prótons e nêutrons, e de uma eletrosfera, na qual estão os elétrons girando ao redor do núcleo em órbitas.

 Considerando-se a massa do próton como padrão,

observou-se que sua massa era aproximadamente igual à massa do nêutron e 1836 vezes maior que o elétron. Logo:

 A essas três partículas básicas, prótons, nêutrons e

elétrons, é comum denominar partículas elementares

MODELO ATÔMICO CLÁSSICO

-CONTINUAÇÃO

MODELO DE BOHR

 O modelo proposto por Rutherford foi aperfeiçoado por

Bohr. Baseando-se nos estudos feitos em relação ao

espectro do átomo de hidrogênio e na teoria proposta por Planck em 1900 (Teoria Quântica), segundo a qual a energia não é emitida em forma contínua, mas em

”pacotes”, denominados quanta de energia. Foram propostos os seguintes postulados:

 1. Na eletrosfera, os elétrons descrevem sempre

órbitas circulares ao redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.

 2. Cada camada ocupada por um elétron possui um

valor determinado de energia (estado estacionário).

 3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham

uma determinada quantidade de energia, não sendo possível ocupar estados intermediários.

MODELO DE BORH

–

CONTINUAÇÃO

 4. Ao saltar de um nível para outro mais externo,

os elétrons absorvem uma quantidade definida de energia (quantum de energia).

 5. Ao retornar ao nível mais interno, o

elétron emite um quantum de energia (igual ao absorvido em intensidade), na forma de luz de cor definida ou outra radiação eletromagnética (fóton).

MODELO DE BORH

–

CONTINUAÇÃO

MODELO DE BOHR - CONTINUAÇÃO

 6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e

pode ser designada por letras K, L, M, N, O, P, Q.

As camadas podem apresentar:

K = 2 elétrons L = 8 elétrons M = 18 elétrons N = 32 elétrons O = 32 elétrons P = 18 elétrons Q = 8 elétrons

 7. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, etc.

TERCEIRA PARTE

–

DISTRIBUIÇÃO

ELETRÔNICA

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

Níveis de energia – Camadas

A distribuição dos elétrons ao redor do núcleo pode

ser feita em sete camadas, de acordo com o modelo de Bohr (slide número 36)

39

Subníveis de energia

 Cada nível de energia é formado por subníveis de energia. Os subníveis são representados pelas letras s, p, d e f em ordem crescente de energia.

 Estatisticamente, os subníveis representam localidades mais prováveis onde se pode encontrar um elétron.

Número máximo de elétrons por subnível

Orbitais atômicos

Os orbitais do tipo s são esféricos.

Os orbitais do tipo p tem forma de alteres:

42

Formas dos orbitais d

43

Formas dos orbitais f

44

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DE LINUS PAULING

 O cientista Linus Pauling criou um diagrama para

facilitar a distribuição dos elétrons nos As setas em diagonal mostram a ordem de distribuição dos elétrons pelos subníveis.

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DE LINUS PAULING

O que são íons?

São íons ou moléculas que estão em desequilíbrio de carga, pois perderam ou ganharam elétrons.

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Átomo Neutro

Ânion (-) Cátion

SEMELHANÇAS ATÔMICAS

 Número atômico Z - Indica a quantidade de

prótons (cargas positivas) existentes no núcleo de um elemento químico.

 Número de massa A – Representa a soma do

número de prótons e nêutrons existentes no núcleo de um elemento químico. ( A = Z+N)

SEMELHANÇAS ATÔMICAS

 Isótopos – são átomos que possuem o mesmo

número de prótons (mas diferentes números de massa)

SEMELHANÇAS ATÔMICAS

 Isóbaros – Possuem o mesmo numero de massa

(mas diferentes números atômicos)

SEMELHANÇAS ATÔMICAS

 Isótonos – são átomos com o mesmo número de

nêutrons (mas diferentes números atômicos)

QUARTA PARTE

–

TABELA PERIÓDICA

 Elementos em ordem crescente de Z

 Linhas (7) horizontais são chamados – Períodos

 Colunas (18) verticais são chamados – Grupos ou

Famílias

 Clique neste link para o download da tabela

periódica oficial da IUPAC

5454

Grupos especiais do bloco s

Metais Alcalinos (1A -1)

• lítio (Li)

• sódio (Na)

• potássio (K)

• rubídio (Rb)

• césio (Cs)

• frâncio (Fr)

Conf. Eletrônica – ns¹

Alcalinos Terrosos (2A-2)

• berílio (Be)

• magnésio (Mg)

• cálcio (Ca)

• estrôncio (Sr)

• bário (Ba)

• rádio (Ra)

Conf. Eletrônica – ns²

Grupos especiais do bloco p

Nomes dos Grupos

13 – Grupo do Boro

14 – Grupo do Carbono 15 – Grupo do Nitrogênio 16 – Calcogênios

17 – Halogênios 18 – Gases Nobres

Conf. Eletrônica np1-6

TABELA PERÍÓDICA

–

METAIS

 Propriedades dos Metais

 São bons condutores de eletricidades

 São bons condutores de calor

 Possuem elevada resistência mecânica

 Altos pontos de fusão e de ebulição

 Possuem brilho metálico

 Maleabilidade (podem ser moldados em lâminas finas)

 Ductibilidade (podem ser transformados em fios)

 Classificados como alcalinos, alcalinos terrosos, metais

de transição e “outros metais”.

SEMIMETAIS

 Os Semimetais elementares compreendem o boro (grupo 13

ou 3A), o silício e germânio (grupo 14 ou 4A), o arsênio e antimônio (grupo 15 ou 5A), o telúrio e o polônio (grupo 16 ou 6A). Alguns autores incluem arbitrariamente também o astato nessa lista.

 Os Semimetais são semicondutores elétricos,

semicondutores térmicos, formam óxidos anfóteros e em suas propriedades subatômicas apresentam discreta interseção ou sobreposição de banda de condução com a camada de valência.

 Na tabela periódica, os Semimetais aparecem quase numa

linha diagonal que vai do boro ao polônio, ambos Semimetais. Os elementos à esquerda dessa diagonal são metais e os elementos à sua direita são AMETAIS.

 Desde o ano de 2001, a SBQ abandonou a classificação dos

Semimetais em suas tabelas periódicas, deixando os elementos germânio, antimônio e polônio como metais e os

AMETAIS

–

NÃO METAIS

 Os não metais ou ametais têm as características

inversas dos metais. Por tanto não têm brilho, não são maleáveis e nem são dúcteis. Não são bons condutores de calor e eletricidade. Estão em sem sua maioria em estados gasoso ou sólido.

Exercício 1

O sódio (Z = 11) reage com o cloro (Z = 17), formando uma substância bastante conhecida, o cloreto de sódio (sal comum) de fórmula NaCl. Faça as distribuições eletrônicas do sódio e do cloro e assinale a alternativa com a localização de ambos na tabela periódica:

Exercício 1

63 A) Na = 2º período e família 1A e Cl = 2º período e família 7A.

B )_{Na = 3}º _perí_{odo e fam}í_{lia 1A e Cl = 3}º _perí_{odo e fam}í_{lia 7A.}

C )_{Na = 3}º _perí_{odo e fam}í_{lia 1A e Cl = 3}º _perí_{odo e fam}í_{lia 5A.}

D )_{Na = 11}º _perí_{odo e fam}í_{lia 1A e Cl = 17}º _perí_{odo e fam}í_{lia 7A.}

Exercício 1 - Resposta

64

A) Na = 2º período e família 1A e Cl = 2º período e família 7A.

B )_{Na = 3}º _perí_{odo e fam}í_{lia 1A e Cl = 3}º _perí_{odo e fam}í_{lia 7A.}

C )_{Na = 3}º _perí_{odo e fam}í_{lia 1A e Cl = 3}º _perí_{odo e fam}í_{lia 5A.}

D )_{Na = 11}º _perí_{odo e fam}í_{lia 1A e Cl = 17}º _perí_{odo e fam}í_{lia 7A.}

Obrigado pela

atenção!!

Slides disponíveis em:

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