3. 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.
4. 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
5. A Química é uma ciência quantitativa e suas
relações são expressas satisfatoriamente em
linguagem matemática.
QUÍMICA ORGÂNICA
estuda os compostos do elemento
carbono
QUÍMICA
INORGÂNICA
estuda os compostos dos
demais elementos
químicos.
FÍSICO-
QUÍMICA
relaciona a física
com a química
QUÍMICA
ANALÍTICA
trata 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
6. 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.
7. 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
8. 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
9. 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.
10. Elementos
• Se uma substância pura não pode ser decomposta em algo mais,
então ela é um elemento.
11. 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).
12. Compostos
É uma substância pura constituída de dois ou mais
elementos.
Ex: NaCl, C12H22O11, sulfato de cobre
13. 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
14. 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.
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.
15. 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
16.
17. 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 matériaPropriedades da matériaPropriedades da matéria
20. Unidades SI
• Existem 7 unidades básicas no sistema SI.
Unidades de medidaUnidades de medidaUnidades de medidaUnidades de medida
21. • As potências de dez são utilizadas por conveniência com menores ou maiores unidades no sistema SI.
Unidades de medidaUnidades de medidaUnidades de medidaUnidades de medida
Unidades SI
23. 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.
Temperatura
Existem 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 o
C.
Unidades de medidaUnidades de medidaUnidades de medidaUnidades de medida
24. Temperatura
• Escala Celsius
– Também utilizada em ciência.
– A água congela a 0 o
C e entra em ebulição a 100 o
C.
– Para converter: K = o
C + 273,15.
• Escala Fahrenheit
– Geralmente não é utilizada em ciência.
– A água congela a 32 o
F e entra em ebulição a 212 o
F.
– Para converter:
( )32-F
9
5
C °=° ( ) 32C
5
9
F +°=°
Unidades de medidaUnidades de medida
26. Volume
• 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 medidaUnidades de medidaUnidades de medida
28. 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 medida
Substâncias Densidade (g/cm3
)
Ar 0,001
Água 1,00
Etanol 0,79
Ferro 7,90
29. 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
31. 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.
O ÁTOMO DE DALTON (1808)
32. 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,
33. 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
34. 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.
O QUE RUTHERFORD OBSERVOU?
35. 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
36. - 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
37. 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
38. 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.
POSTULADOS DE BOHR
39. 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) - NÊUTRONS
11 Å = 10Å = 10-10-10
mm
40. 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
41. NOTAÇÃO QUÍMICA DO ÁTOMO:
• Número Atômico (Z):
n° prótons (p)
• Número de Massa (A):
A = p + n (neutrons)
zXA N° de massa
Símbolo do elemento
N° atômico
42. 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
43. 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:
44. 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
45. 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)
46. 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.
47. 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
48. 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
57. QUÍMICA GERAL – 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.
