QUI109 – QUÍMICA GERAL (Ciências...

QUI109 – QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas)

5ª aula / 2016-2

(disponível em: http://professor.ufop.br/mcoutrim)

Prof. Mauricio X. Coutrim

19/10/2016 Prof. Mauricio X. Coutrim 1

REAÇÃO / TITULAÇÃO

Definição: É uma reação rápida em solução aquosa na qual um dos

reagentes (solução padrão) é adicionado em quantidade

controlada e conhecida até que o final da reação seja

atingido (detectado), ou seja, até que o outro reagente seja

totalmente consumido na reação.

No ponto final as quantidades reagidas são estequiométricas.

Em uma solução padrão a concentração do analito é conhecida com grande exatidão e precisão.


REAÇÃO / TITULAÇÃO Questão: Cloreto em água pode ser

determinado pela titulação

com íons prata (Ag+) :

Ag+(aq) + Cl-

(aq) AgCl(s)

1) Qual a massa, em g, de Cl- numa

amostra de água que consome

(reage) 20,20 mL de uma solução

de 0,1000 mol.L-1 de Ag+?

2) Qual o teor, em %, m/m, de Cl-

nessa amostra sabendo que a

massa analisada foi igual a 10,00 g?

Resposta: a) 7,170.10-2 g de Cl-; b) 0,7170 %, m/m, de Cl-.

Montagem para uma titulação


OS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS

As reações estudadas nessa disciplina sempre ocorrerá com

interações entre os elétrons dos átomos! Dessa forma, os elétrons

de alguns átomos serão mais reativos do que outros. A explicação

para isso está na distribuição dos elétrons nos átomos.

Para se conhecer melhor o comportamento dos elétrons é necessário entender o comportamento da luz interagindo

com a matéria.


OS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS PORQUÊ EXISTEM CORES? E TANTAS?


OS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA: Onda eletromagnética

(velocidade da luz no vácuo: c = 2,99792.108 m.s-1)

l = comprimento de onda (eixo x)

A = amplitude da onda (eixo y)

v = velocidade (varia com o tempo)

l A c = v = υ . l υ = frequência (s-1)

l = comprimento (m, nm)

v = velocidade (m.s-1)

c = velocidade da luz

Máximo (pico)

amplitude


19/10/2016 Prof. Mauricio X. Coutrim

O ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO

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RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA

• Determine a frequência de uma onda viajando na velocidade da luz com comprimento (tamanho) igual a 190 nm (região do UV). (R. 1,58.1015 s-1)


RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA / ENERGIA

Três fenômenos que relacionam Energia / Luz:

Emissão de luz por objetos quentes (radiação do corpo negro)

Emissão de elétrons pela luz incidindo num

metal (efeito fotoelétrico)

Emissão de luz por átomos de gases excitados

eletronicamente (espectros de emissão)

neônio


RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA

• Fótons: São pacotes discretos de energia

• Cada fóton tem uma componente elétrica e uma magnética (os campos trocam de direção diversas vezes por segundo - frequência - no movimento do fóton)

• No vácuo todos os fótons: – Tem a mesma velocidade: v = c = l . n

– Sua energia depende da frequência: E = h . n = h . (c/n)

E = energia do fóton

l = comprimento de onda (m)

n = frequência (s-1)

h = constante de Planck (6,62618.10-34 J.s)

As energias nos átomos são

quantizadas!


RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA • Calcule a energia, em joules, de um fóton da

radiação infravermelha com l = 5,00 mm. (R. 3,98.10-20 J)

• Calcule a energia dessa radiação sabendo que ela é proveniente de 200 mL de uma substância com concentração igual a 2,50 mmol.L-1 e que cada molécula dessa substância contribui com um fóton para a referida radiação. (R. 11,98 J)

• Qual a faixa de energia de um fóton na região do UV (180 a 380 nm)? (1,11.10-18J a 5,23.10-19J)



ENERGIA DOS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS

Como explicar o espectro de linhas de um elemento?

Modelo de Bohr

Espectro do H já era conhecido no século XIX

Equação de Rydberg (Johann Balmer)

RH = 1,096776.107 m-1 ni e nf = números inteiros

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1. Os elétrons ocupam somente certas

órbitas que correspondem a energias

definidas (níveis quantizados);

2. O elétron tende a ocupar sempre o

menor nível de energia permitido;

3. O elétron poderá absorver energia

mudando para um estado (nível) de

energia mais alto e poderá emitir energia

retornando ao estado de menor energia

Modelo de Bohr

Energias das órbitas do modelo de Bohr

E = -2,18.10-18 J (1 / n2), n = no inteiro

A proposta de Bohr explicou bem o espectro de linha do H mas falhou para os demais! 13



De Broglie sugeriu tratar o elétron como onda:

l = h/(mv), onde l = comp. onda; h = cte. Planck e mv = momento

Problema: Dificuldade para definir precisamente a posição e a

velocidade de um objeto quando ele é muito pequeno e muito veloz!

Princípio da Incerteza de Heisenberg

Para um elétron não é possível definir sua localização (Dx) e sua

velocidade (Dmv) com muita certeza (massa muito pequena e

velocidade muito alta).

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Incerteza de Heisenberg: Dx . Dmv ≥ h / (4p); h = 6,62618.10-34 J.s

Ex. Um elétron de H com 9,11.10-31 Kg a 5.106 m/s com incerteza de 1%

(5.104 m/s):

Dx ≥ h / (4pmDv) = 6,62618.10-34 J.s / [4p(9,11.10-31 Kg) (5.10-4 m/s)] =

1.10-9 m

Princípio da Incerteza de Heisenberg

Para se definir com precisão a energia de um elétron a sua

localização deve ser definida em termos de probabilidade

A incerteza (1.10-9 m) é bem maior do que o diâmetro do H (2.10-10 m)!!!

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OS ELÉTRONS E ORBITAIS

Equação de Schrödinger

A resolução da densidade de probabilidade da Eq.

Schrödinger para cada par de elétron define o seu orbital 16



Equação de Schrödinger

O orbital (local de maior probabilidade de se

encontrar o elétron) representa a resolução da

função de onda de Schrödinger ao quadrado

(densidade de probabilidade) com uma

probabilidade determinada (por exemplo, 90%).

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OS ELÉTRONS E ORBITAIS As formas dos orbitais

A forma do orbital ‘s’.

As formas dos orbitais ‘p’.

As formas dos orbitais ‘d’

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Os números quânticos

O modelo de Bohr definiu um único nível de energia (órbita) para o elétron (um

número quântico = n)

Na mecânica quântica utilizam-se três números quânticos para se definir um orbital:

n = no quântico principal (qualquer no inteiro maior que 1) (nível de energia)

l = no quântico azimutal (depende de n e pode ser no inteiro de 0 até n-1) (subnível de

energia) – são representados pelo n e pela letra de l (s, p, d, f, etc) (Ex. 4d)

ml = no quântico magnético (depende de l e pode ser no inteiro de –l a +l, inclusive

podendo ser 0)

mS = no quântico spin (define o elétron no orbital e pode ser + ½ ou – ½ )

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Por isso não é possível, p. ex., a existência do subnível d (-2 < l < +2) no 2º nível de energia

(n - 1 = 1), só a partir do 3º nível (n - 1 = 2)


OS ELÉTRONS E ORBITAIS Os números quânticos

Cada elétron em um átomo pode ser definido exatamente com quatro números quânticos! Dois

elétrons no mesmo átomo não poderá ter os quatro número quânticos iguais (Princípio de Exclusão de Pauli)

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Princípio

de

Exclusão

de Pauli



REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS

Os orbitais de um mesmo subnível de

energia possuem todos a mesma energia



REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS

Os orbitais podem

ser representados

em níveis

crescentes de

energia conforme o

diagrama de Linus

Pauling

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REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS Configuração Eletrônica

Os elétrons de um átomo tendem a ocuparem sempre o menor nível de energia.

Os elétrons em um mesmo subnível de energia (l) ocuparão os orbitais primeiramente com spins pareados

(mesmo ms) (Regra de Hund)

O oxigênio tem dois elétrons desemparelhados

O flúor tem um elétron desemparelhado




Mesmo o átomo não tendo um nível (subnível) de energia

ocupado por elétrons no estado fundamental algum elétron ao

receber energia poderá vir a ocupá-lo.

O átomo de H

(hidrogênio) mesmo com

um único elétron poderá

ter qualquer nível de

energia ocupado por ele

(diagrama ao lado).

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PROPRIEDADES PERIÓDICAS TABELA PERIÓDICA

1ª Tabela

Periódica

(Mendelev,

Rússia – 1869 /

Lotar, Alemanha)

Moseley, em

1913, utilizou

número atômico.

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Mendelev previu a existência do Gálio (Ga) e do Germânio (Ge)


PROPRIEDADES PERIÓDICAS

TABELA PERIÓDICA

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PROPRIEDADES PERIÓDICAS Carga nuclear efetiva (Zef)

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Representa a carga do núcleo sentida por determinado elétron (carga no núcleo menos a carga média dos elétrons entre o núcleo e o elétron em questão).



Tamanho de

átomos e íons:

raios e

volumes

atômicos e

iônicos

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PROPRIEDADES PERIÓDICAS Energia de Ionização (I)

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I é a energia mínima

necessária para se

remover um elétron

do átomo de um

elemento no estado

gasoso e

fundamental

(I mede a dificuldade para

se retirar um é do átomo).

Tabela com as primeiras energias de ionização


PROPRIEDADES PERIÓDICAS Energia de Ionização (I) / Potencial de Ionização

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Gráfico com as

primeiras

energias de

ionização

(se requer mais

energia para a

retirada do

segundo

elétron e assim

por diante)


PROPRIEDADES PERIÓDICAS Afinidade Eletrônica (c) ou Eletroafinidade

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c é a energia

adquirida pelo

átomo ao lhe ser

adicionado um

elétron

(c mede a atração do

átomo pelo elétron).

Gráfico com as energias de afinidade eletrônica



Metais /

Metalóides

/ Não

metais

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Metais Alcalinos / Alcalinos Terrosos / de Transição

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Identificação de metais na chama

Metais alcalinos

Metais alcalinos

Metal de transição

Sódio reage violentamente com água



Não Metais: Hidrogênio

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Fluor: participa da composição de fluorcarbonos (teflon), repelentes a solventes (água e óleo). Gases do efeito estufa e destruidores da camada de ozônio.

Cloro: é o halogênio mais importante comercialmente (cloreto), composto mais comum é o NaCl. Gases do efeito estufa e destruidores da camada de ozônio.

Bromo: diversos compostos de bromo são usados na indústria e na

agricultura.

Iodo: empregado principalmente na medicina

(contra o bócio), fotografia e como corante (pouco

solúvel em água).

Não Metais: Halogênios



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Não Metais: Gases Nobres

Ar: utilizado em lâmpadas de bulbo para prevenir a oxidação do filamento de tungstênio. He: utilizado em cilindros de mergulho em grandes profundidades (evita a solubilização do N2 em altas pressões: efeito tóxico). Gases nobres. Da esquerda para a direita:

Hélio, Neônio, Argônio, Criptônio e Xenônio

Gases Nobres são tipicamente não reativos, exceto quando sob condições

particularmente extremas.

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