Centro Universitário daFundação Educacional de

Barretos

Curso: Engenharia Mecânica, Produção e Química

Disciplina: Química Geral

DIANA MARIA SERAFIM MARTINS

Barretos/SP2009

(Docente)

OBJETIVO DA DISCIPLINA Identificar e caracterizar métodos científicos utilizados em química e reconhecer o significado de uma lei científica;

Possibilitar o entendimento das características físico-químicas das substâncias, das reações envolvidas e das propriedades dos produtos químicos formados, bem como a interação direta e indireta nos diversos segmentos da indústria;

Mostrar a importância dos conhecimentos da química com as tecnologias aplicadas aos diversos campos da engenharia.

Desenvolver nos alunos hábitos de observação e compreensão dos princípios básicos da Química Geral e Experimental a ser utilizada como uma ferramenta importante no seu campo de atuação

SEMANA AULA TEÓRICA AULA PRÁTICA

1 Apresentação

2 Atomística Laboratório

3 Estrutura Eletrônica Teste da Chama

4 Festa

5 Ligações Químicas Polaridade e Solubilidade

6 Feriado

7 Ligações Químicas Análise e Separação mist.

8 Avaliação Entrega de Relatórios

9 Funções Inorgânicas Indicadores ácido/Base

10 Funções Inorgânicas Equilíbrio Ácido/Base

11 Feriado

12 Soluções I Preparo de Soluções

13 Soluções II Padronização de Soluções

14 Feriado

15 Estequiometria Preparo de NaCl

16 Estequiometria das sol.

Reações Químicas

17 Reações redox Bafômetro

18 Avaliação Entrega de Relatórios

19 Revisão de provas

20 Substitutiva

•Uso do pHmetro

•Uso de Espectrofotômetro

•Cromatografia em papel

•Estudo de algumas propriedades de elementos inorgânicos

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICA

•BROWN, T.L., LEMAY,H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R. Química: A ciência central. 9 edição, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2005, 972p.

•RUSSEL, J. B. Química geral. 2 edição, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2008, volume 1, 621 p. .

•RUSSEL, J. B. Química geral. 2 edição, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2008, volume 2, 642 p.

•MAIA, D. J., BIANCHI, J. C. A. Química geral: Fundamentos. 1 edição, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2007, 436 p.

BASE DE DADOS

•Google acadêmico – www.scholar.google.com•www.google.com.br•www.biblioteca.iq.unesp.br RELATÓRIO

REVISÃO

DE

QUÍMICA

A Química é uma ciência natural que estuda a composição, a estrutura e as

propriedades das substâncias e suas transformações.

Ciências naturais são: química, física, biologia, geologia, astronomia, etc., e

estudam de forma sistemática os fatos e idéias que descrevem nosso mundo.

Ciência é uma palavra latina que significa

conhecimento.

o efeito da chuva ácida nas obras civis;

os riscos ao meio ambiente da utilização de certos produtos químicos em estações de tratamento de águas de abastecimento ou residuária;

produção de materiais alternativos na construção civil;

contaminação por metais pesados provenientes de tintas e vernizes; etc.

CONHECIMENTOS DE QUÍMICA

EXPLICAÇÃO RESOLUÇÃO DE PROBLEMAS

A Química é uma ciência quantitativa e suas relações são expressas

satisfatoriamente em linguagem matemática.

QUÍMICA ORGÂNICAestuda os compostos do elemento

carbono

QUÍMICA INORGÂNICA

estuda os compostos dos demais elementos

químicos.

FÍSICO-QUÍMICA

relaciona a física com a química

QUÍMICA ANALÍTICAtrata das análises

qualitativa e quantitativa de um sistema químico,

definindo quais as espécies químicas

presentes no sistema e quais as suas quantidades

Química dos polímeros

Bioquímica

Química ambiental

A perspectiva molecular da química

• A matéria é o material físico do universo.

• No nível microscópico, a matéria consiste de átomos e moléculas.

• Os átomos se combinam para formar moléculas.

• Como vemos, as moléculas podem consistir do mesmo tipo de átomos ou de diferentes tipos de átomos.

Estados da matéria

• A matéria pode ser: um sólido: sólidos são rígidos e têm forma e volume

definidos

um líquido: não têm forma, mas têm volume

um gás: gases não têm forma nem volume definidos, podendo ser comprimidos para formarem líquidos

• .

Propriedades da Matéria

Física: são utilizadas para identificar a substância.

Ex: Ponto de fusão, ebulição, densidade, solubilidade, massa, volume.

Química: são utilizadas para prever transformações.

Ex: eletronegatividade, afinidade eletrônica, energia de ionização

Substâncias puras e misturas

A matéria é formada por moléculas iguais entre si – substância pura,

Ex: água, sal, ferro, açúcar, oxigênio.

SUBSTÂNCIA SIMPLES

Formada por único elemento

Ex: Fe, gás oxigênio

SUBSTÂNCIA COMPOSTA

Formada por mais de um elemento.

Ex: HCl, CO2,etc.

Elementos• Se uma substância pura não pode ser decomposta em algo

mais, então ela é um elemento.

Elementos

• Os símbolos químicos com uma letra têm aquela letra maiúscula (por exemplo, H, B, C, N, etc.)

• Os símbolos químicos com duas letras têm apenas a primeira letra maiúscula (por exemplo, He, Be).

CompostosÉ uma substância pura constituída de dois ou mais

elementos.

Ex: NaCl, C12H22O11, sulfato de cobre

Misturas- é a composição de duas ou mais substâncias misturadas fisicamente.

Ex: Granito, concreto, madeira, ligas metálicas

As misturas heterogêneas não são totalmente uniformes. Ex: água e óleo, areia e água, água gaseificada, etc.

• As misturas homogêneas são totalmente uniformes.Ex: ar, água salgada, gasolina, vidro.

• As misturas homogêneas são chamadas de soluções.

Água + açúcar

Mudanças físicas e químicas• Quando uma substância sofre uma mudança física, sua aparência

física muda.

– O derretimento do gelo: um sólido é convertido em um líquido.

• As mudanças físicas não resultam em uma mudança de composição.

• Quando uma substância muda sua composição, ela sofre uma alteração química:

– Quando o hidrogênio puro e o oxigênio puro reagem completamente, eles formam água pura.

– No frasco contendo água não há sobra de oxigênio nem de hidrogênio.

Separação de misturas• As misturas podem ser separadas se suas propriedades

físicas são diferentes.

• Os sólidos podem ser separados dos líquidos através de filtração.

• O sólido é coletado em papel de filtro, e a solução, chamada de filtrado, passa pelo papel de filtro e é coletada em um frasco.

Propriedades da matériaPropriedades da matéria

Separação de misturas• As misturas homogêneas de líquidos podem ser separadas

através de destilação.

• A destilação necessita que os diferentes líquidos tenham pontos de ebulição diferentes.

• Basicamente, cada componente da mistura é fervido e coletado.

• A fração com ponto de ebulição mais baixo é coletada primeiro.

Propriedades da matériaPropriedades da matéria

Separação de misturas

Unidades SI

• Existem 7 unidades básicas no sistema SI.

Unidades de medidaUnidades de medida

• As potências de dez são utilizadas por conveniência com menores ou maiores unidades no sistema SI.

Unidades de medidaUnidades de medida

Unidades SI

Unidades SI

Unidades de medidaUnidades de medida

Unidades SI• Observe que a unidade SI para comprimento é o metro (m), enquanto a

unidade SI para massa é o quilograma (kg).

– 1 kg tem 2,2046 lb.

TemperaturaExistem três escalas de temperatura:• Escala Kelvin

– Usada em ciência.– Mesmo incremento de temperatura como escala Celsius.– A menor temperatura possível (zero absoluto) é o zero Kelvin. – Zero absoluto: 0 K = 273,15 oC.

Unidades de medidaUnidades de medida

Temperatura• Escala Celsius

– Também utilizada em ciência.– A água congela a 0 oC e entra em ebulição a 100 oC.– Para converter: K = oC + 273,15.

• Escala Fahrenheit– Geralmente não é utilizada em ciência.– A água congela a 32 oF e entra em ebulição a 212 oF.– Para converter:

32-F95

C 32C59

F

Unidades de medidaUnidades de medida

Temperatura

Unidades de medidaUnidades de medida

Volume

Unidades de medidaUnidades de medida

• As unidades de volume são dadas por (unidades de comprimento)3.

– A unidade SI de volume

é o m3.

• Normalmente usamos 1 mL = 1 cm3.

• Outras unidades de volume:

– 1 L = 1 dm3 = 1000 cm3 = 1000 mL.

Unidades de medidaUnidades de medida

Volume

Unidades de medidaUnidades de medida

Densidade

• Usada para caracterizar as substâncias.

• Definida como massa dividida por volume:

• Unidades: g/cm3.

• Originalmente baseada em massa (a densidade era definida como a massa de 1,00 g de água pura).

Unidades de medidaUnidades de medidaUnidades de medidaUnidades de medida

Substâncias Densidade (g/cm3)

Ar 0,001

Água 1,00

Etanol 0,79

Ferro 7,90

A incerteza na medida• Todas as medidas científicas estão sujeitas a erro.

• Esses erros são refletidos no número de algarismos informados para a medida.

• Esses erros também são refletidos na observação de que duas medidas sucessivas da mesma quantidade são diferentes.

Precisão e exatidão• As medidas que estão próximas do valor “correto” são exatas.

• As medidas que estão próximas entre si são precisas.

A incerteza na medidaA incerteza na medida

O modelo atômico atual

O Átomo de Dalton (1808)• John Dalton propôs um modelo de átomo onde

pregava as seguintes idéias:

– toda matéria é constituída por partículas minúsculas, maciças e indivisível - átomos;

– os átomos de um mesmo elemento são iguais em massa e suas propriedades;

– os átomos de elementos diferentes, apresentam propriedades químicas e físicas diferentes;

– os átomos se unem em proporções bem definidas, constituindo as espécies químicas.

Modelo Atômico de Thomsom “ Pudim de Passas”

Átomo deveria ser maciço e esférico

Formado por uma pasta positiva em que estão incrustadas partículas com carga elétrica negativa

Elétrons

Modelo conhecido como Pudim de passas,

DESCOBERTA DO ELÉTRON Fonte elétrica, estabelece-se uma diferença de potencial elétrico (ddp)

entre os dois eletrodos.

Quando essa ddp é suficientemente elevada, forma-se um feixe luminoso

no interior do aparelho.

Conclusão - essa luz era causada por raios que tinham sua origem no cátodo, por isso foram denominados

de raios catódicos.

Crookes (1875)

Experiência com gases na ampola em baixíssima pressão e descargas elétricas de alta voltagem

ELÉTRON

Goldstein / Rutherford

PRÓTON

O que Rutherford observou? • A maioria das partículas

alfa atravessam a lamina de ouro sem sofrer desvios;

• Poucas partículas alfa sofrem desvios ao atravessar a lamina de ouro.

• Poucas partículas alfa não atravessam a lamina de ouro;

• Rutherford calculou que o raio do átomo deveria ser 10.000 a 100.000 vezes maior do que o raio do núcleo, ou seja, o átomo seria formado por espaços vazios.

• Os desvios sofridos pelas partículas alfa eram devidos às

repulsões elétricas entre o núcleo (positivo) e as partículas

alfa, também positivas.

• Para equilibrar a carga elétrica positiva do núcleo atômico deve existir cargas elétricas

negativas ( elétrons) ao redor do núcleo

- Elétrons estavam em movimento, distribuídos em órbitas fixa sem torno do núcleo;

- Se o núcleo do átomo apresenta carga elétrica positiva, o que o impede de atrair para junto de si os elétrons que

possuem carga negativa?

MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD – MODELO PLANETÁRIO

Niels Bohr (1885-1962)

- Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr expôs algumas idéias

que modificaram e explicaram as falhas do

modelo planetário do átomo.

O modelo atômico apresentado por Bohr é conhecido por modelo atômico de Rutherford-

Bohr

Postulados de Bohr• A eletrosfera está dividida em camadas ou

níveis eletrônicos, e os elétrons nessas camadas, apresentam energia constante;

• Em sua camada de origem (camada estacionária) a energia é constante, mas o elétron pode saltar para uma camada mais externa, sendo que, para tal é necessário que ele ganhe energia externa;

• Um elétron que saltou para uma camada de maior energia fica instável e tende a voltar a sua camada de origem; nesta volta ele devolve a mesma quantidade de energia que havia ganho para o salto e emite um fóton de luz.

MODELO ATÔMICO DE RUTHERFOR-BOHR -O átomo apresenta uma região com

carga elétrica positiva (núcleo) – prótons

-Os elétrons encontram-se distribuídos em torno do núcleo em níveis de energia cada vez mais distantes

-Rutherford concluiu que deveriam existir partículas com massa

semelhante a dos prótons aumentando assim a estabilidade do núcleo

Chadwick (1932) - NÊUTRONS1 1 Å = 10Å = 10-10 -10 mm

Características das partículas subatômicas:

• O átomo é eletricamente neutro (p = e-).

• A massa do átomo está concentrada no núcleo.

• O núcleo é cerca de 10000 X menor que o átomo.

Partícula Carga Massa

Próton + 1 1

Elétron - 1 1/1840

Nêutron 0 1

Notação Química do Átomo:

• Número Atômico (Z): n° prótons (p)

• Número de Massa (A): A = p + n (neutrons)

zXA

N° de massa

Símbolo do elementoN° atômico

Íons:

• Definição: é o átomo que perdeu ou ganhou elétrons.

• Classificação:

Cátion (+): átomo que perdeu elétrons.

Ex. átomo: 11Na23 cátion Na+1 + e-

Ânion (-): átomo que ganhou elétrons.

Ex. átomo: 17Cl35 + e- ânion Cl-1

São átomos com o mesmo número de PRÓTONS.

Exemplos:

6C12 e 6C14 8O15 e 8O16

1H1 1H2

1H3

Hidrogênio Deutério Trítio

99,98% 0,02% 10-7 %

ISÓTOPOS:

ISÓBAROS:

São átomos com o mesmo número de MASSA

Exemplos:

18Ar40 e 20Ca40 21Sc42 e 22Ti42

ISÓTONOS: São átomos com o mesmo número de NÊUTRONS

Exemplos:

15P31 e 16S32 18Kr38 e 20Ca40

RESUMO:

ÁTOMO

Isótopos = Z (= p), A e n

Isóbaros Z (p), = A e n

Isótonos Z (p), A e = n

Obs. Existem ainda as chamadas espécies isoeletrônicas, que possuem o mesmo número de elétrons.

Exemplo: 11Na23(+1) 8O16(-2) e 9F19(-1)

Sommerfeld (1868 -1951)

Logo após Bohr enunciar seu modelo, verificou-se que um

elétron, numa mesma camada, apresentava energias diferentes. Como poderia ser possível se as

órbitas fossem circulares?

Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem elípticas, pois em

uma elipse há diferentes excentricidades (distância do

centro), gerando energias diferentes para uma mesma

camada.

Modelo Atômico de Sommerfeld-Determinado nível de energia apresentava

subdivisões subníveis de energia;

-Estando os subníveis associados a várias órbitas

diferentes sendo uma dessas circular e as outras elípticas

Diagrama de Linus Pauling

Níveis

K 1

L 2

M 3

N 4

O 5

P 6

Q 7

e-

2

8

18

32

32

18

2

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s

2 6 10 14

Max. de e-

s p d f

Tabela Periódica

Elementos Químicos

QUÍMICA GRAL – PERIODICIDADE QUÍMICA

Podemos destacar:

Eletronegatividade: capacidade que um átomo possui de puxar elétrons de outro átomo (relacionada à ELETROAFINIDADE – capacidade de um átomo no estado fundamental ganhar 1e-);

OBS: A variação da eletronegatividade é análoga a da energia de ionização, exceto para os GNs!!!!

Estabilização Energética – Regra do Octeto:Átomos cuja configuração eletrônica externa for semelhante a dos gases nobres atingem a “estabilidade”: os átomos perdem, ganham ou compartilham elétrons de modo a minimizar a energia do sistema.