1) O documento apresenta os objetivos e conteúdo de uma disciplina de Química Ambiental. 2) Os tópicos incluem matéria e teoria atômica, tabela periódica, ligações químicas, compostos iônicos e moleculares. 3) O curso visa relacionar questões de Química Ambiental aos impactos ambientais mais comuns para propor soluções.

1. Química
Ambiental
Ana Cecília
Bulhões Figueira
Aula 1

2. Ementa
Matéria e Energia, Estrutura atômica, Tabela
periódica, Ligações químicas. Ácidos e bases.
Química do ar, água e solo.
Química dos poluentes e seus efeitos sobre o meio
ambiente e a saúde pública.
Objetivos
Oferecer uma visão geral da Química Ambiental
para que sejam capazes de relacionar questões
dessa ciência aos impactos ambientais mais
recorrentes e assim, propor soluções e medidas
mitigadoras e de remediação. 2
Plano de Ensino

3. Conteúdo
Capítulo 1 - Matéria e energia.
Capítulo 2 - Ácidos, bases e reações em meio aquoso.
Capítulo 3 - A química da Atmosfera.
Capítulo 4 - A química da Hidrosfera.
Capítulo 5 - A química da Litosfera.
3
Plano de Ensino

4. Bibliografia Básica
 BAIRD, C. Química Ambiental, 2 ed. Porto Alegre, Bookman,
2008.
 SPIRO, T. G., STIGLIANI, W, M., Química Ambiental. 2 ed. São
Paulo, Pearson, 2009.
 BROWN, T. L., LEMAY, H. E., BURSTEN. B. E., BURDGE, J. R.
Química uma ciência central. 9 ed. São Paulo, Pearson, 2005.
 JERÔNIMO, C.E.M; MELO, H.N.S. Caracterização dos resíduos
químicos de um laboratório de análises físico-químicas e
microbiológicas de águas e efluentes. Rev. Elet. Em Gestão,
Educação e Tecnologia Ambiental, v.7, n.7, p.1520-1526, mar-
ago 2012.
4
Plano de Ensino

5. Bibliografia Complementar
 ATKINS, P. JONES, L. Princípios de Química -
Questionando a vida moderna e o meio ambiente.
Bookman, 3ª Ed. Porto Alegre, 2005.
 ROCHA, J. C., ROSA, A. H., CARDOSO, A. A. Introdução
à química ambiental. Porto Alegre, Bookman, 2004.
 MANOM E. B., PACHECO, E. B. A. V., BONELLI, C. M. C.,
Meio ambiente poluição e reciclagem. 1ªed., São Paulo,
Edgard Blucher, 2005.
 KOTZ, J. C., TREICHEL, P. Química e Reações Químicas.
4ªed., Rio de Janeiro, LTC, 2002.
 BRUICE, P. Y., Química orgânica. Vol.1, 4ªed., São Paulo,
Pearson, 2006.
5
Plano de Ensino

6. Sumário
• Matéria e Teoria Atômica
• Tabela Periódica dos Elementos
• Ligações Químicas
• Compostos Iônicos e Moleculares
6

7. O Estudo da Matéria
MATÉRIA é todo o material físico do universo
• Três estados: sólido, líquido e gasoso
• Os comportamentos físico-químicos da matéria
dependem da estrutura dos átomos que a
compõem e de como interagem entre si.
7

8. Figura 1: Diferentes exemplos dos estados da matéria.
8
Fonte:
Petrucci,
Harwood
and
Herring.
General
Chemistry
Principles
and
Modern
Applications
8
th
Ed.
Windsor,
Prentice-Hall,
2002
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
O Estudo da Matéria

9. 9
Classificação da Matéria
Pode ser reduzida a
substância mais
simples?
Composto
Matéria
Mistura
heterogênea
Homogênea
É uniforme?
Substância
pura
Mistura
homogênea
(solução)
Tem composição
variável?
Elemento
NÃO SIM
NÃO
NÃO
SIM
SIM

10.  Entender a estrutura atômica
(evolução dos modelos atômicos)
É FUNDAMENTAL
 para entender como a mesma influencia nas
propriedades da matéria.
10
Matéria e Teoria Atômica

11. 11
• John Dalton (1803): Postulados
- Toda matéria é composta por partículas
menores (átomos).
- Os átomos são indivisíveis, não podem ser
criados e nem destruídos – “lei de conservação
das massas”.
- Todos os átomos de um elemento são idênticos.
- Os compostos são formados quando átomos de
mais de um elemento se combinam.
Modelos atômicos e estrutura atômica

12. 12
• J. J. Thomson (1897) – Descoberta do elétron
- O átomo é subdivisível: experimentos (raio
catódico) revelaram que o átomo tem partículas
carregadas negativamente (elétrons);
Figura 2: Esquematização de um tubo de raios catódicos modificado.
Fonte:
BROWN,
T.
L.,
LEMAY,
H.
E.,
BURSTEN.
B.
E.,
BURDGE,
J.
R.
Química
uma
ciência
central.
9
ed.
São
Paulo,
Pearson,
2005
- Relação carga/massa do elétron = 1,76.108 C.g-1
O Coulomb (C) é a unidade de carga elétrica no SI.

13. Figura 3: Modelo “pudim de ameixa” do átomo de J. J. Thomson.
13
• Modelo atômico de J.J.Thomson
- Sugeriu que o átomo poderia ser uma esfera
carregada positivamente na qual alguns elétrons
estão incrustados.
Fonte:
BROWN,
T.
L.,
LEMAY,
H.
E.,
BURSTEN.
B.
E.,
BURDGE,
J.
R.
Química
uma
ciência
central.
9
ed.
São
Paulo,
Pearson,
2005

14. • Modelo atômico de Ernest Rutherford
• 1914: E. Rutherford demonstrou a existência de
uma partícula com massa muito superior a massa
do elétron, porém de mesma carga e de sinal
oposto.
• 1919: Carga positiva no núcleo atômico:
descoberta dos prótons (+).
• 1932: J. Chadwick descoberta dos
nêutrons
(partícula nuclear eletricamente neutra).
14
Figura 4: Representação do átomo nuclear.
Fonte:
Petrucci,
Harwood
and
Herring.
General
Chemistry
Principles
and
Modern
Applications
8
th
Ed.
Windsor,
Prentice-Hall,
2002

15. Partículas subatômicas: prótons (+), nêutrons e
elétrons (-);
Carga de um elétron = - 1,602.10-19 C
Carga de um próton = + 1,602.10-19 C
(1,602.10-19 C  carga eletrônica)
15
Tabela 1 – Comparação entre partículas
subatômicas
Partículas Carga
Prótons Positiva (1+)
Nêutrons Nenhuma (neutra)
Elétrons Negativa (1-)
O átomo nuclear

16. 16
- Átomo é neutro: número de prótons = número de
elétrons
- A massa do elétron é desprezível em relação à
massa do próton e do nêutron.
- Número atômico (Z) = número de prótons no
núcleo
- Número de massa (A) = número de prótons +
número de nêutrons no núcleo
átomo de Oxigênio
A
ZX
16
8O
O átomo nuclear

17. Isótopos
São elementos que possuem o mesmo número
atômico (Z), porém com massa atômica (A)
diferentes (n° neutrons ≠).
Exemplos:
17
12
C
11
C
14
C
13
C
6 6 6
6
2
H
1
H
3
H
1 1 1
37
Cl
35
Cl
17 17
nuclídeos
nuclídeos
nuclídeos

18. - A massa (em gramas) do 1H é 1,6735.10-24 g e do
16O é 2,6560.10-23 g.
- Usando (u)  unidade de massa atômica:
1 u = 1,66054.10-24 g
1 g = 6,02214.1023 u
- Por convenção: a massa de 12C = exatamente 12 u
- Portanto, a massa atômica do 1H=1u e do 16O=16u
A escala de massa atômica
18

19. Massas atômicas médias
A massa atômica relativa: massas médias dos
isótopos:
O C natural: 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C.
A massa média do C:
(0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u
19
A escala de massa atômica

20. Organização dos Elementos:
A Tabela Periódica
1871: Lothar Meyer e Dmitri Mendeleev
(ordem crescente de nº de massa)
 Atualmente: 116 elementos
 Ordem crescente de número atômico (Z)
- horizontal.
 Propriedades físicas e químicas similares - vertical.
20

21. Tabela periódica
21
Figura 5: Classificação dos elementos – Tabela Periódica.
http://tabelaperiodicacompleta.com.br

22.  As colunas na tabela periódica chamam-se
grupos (numeradas de 1A a 8A ou de 1 a 18).
 As linhas na tabela periódica chamam-se
períodos.
22
19
K
39,0983
Número atômico (Z)
Símbolo atômico
Peso atômico
Tabela periódica

23. Alguns dos grupos na tabela periódica recebem
nomes especiais e indicam as similaridades entre os
membros de um grupo.
23
Tabela 2: Grupos da tabela periódica
Grupo Nome Elementos
1A Metais alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
2A Metais alcalinos terrosos Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
6A Calcogênios O, S, Se, Te, Po
7A Halogênios F, Cl, Br, I, At
8A Gases nobres He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Tabela periódica

24. Propriedades Periódicas
24
Figura
6:
Propriedades
periódicas
dos
elementos.
A posição do elemento revela suas propriedades

25. Figura 7: Níveis e subníveis de energia.
25
Fonte:
Usberco,
J.;
Salvador,
E.
Química,
5ª.ed.reform.,
São
Paulo:Saraiva,
2002,
p.64-67
• Modelo atômico de Niels Böhr
Níveis e subníveis energéticos
núcleo
Camadas
ou níveis
Níveis de
Energia
Nome da
Camada
n° máximo
elétrons
1° K 2
2° L 8
3° M 18
4° N 32
5° O 32
6° P 18
7° Q 8
Subnível s p d f
n° máx. de e- 2 6 10 14

26. Distribuição eletrônica de 26Fe e
26Fe2+
26Fe = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s2 3d6
26Fe2+ (- 2e-) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
3d6
26
Diagrama de
Linus Pauling
Transferência de e-  camada mais externa do átomo:
CAMADA DE VALÊNCIA
Energia crescente:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d
< 6p < 7s < 5f < 6d

27. Íons e compostos iônicos
27
Átomos podem perder ou ganhar elétrons  ÍONS
Íon (+)  CÁTION Íon (-)  ÂNION
Átomos podem perder ou ganhar mais de um elétron
Cargas iônicas, representadas por índice superior
Nos CÁTIONS: +, 2+, 3+ Nos ÂNIONS: -, 2-, 3-

28. 28
Previsão das cargas iônicas
Posição do elemento na Tabela Periódica
Figura 8: Cargas de alguns íons encontrados em compostos comuns.
Fonte:
BROWN,
T.
L.,
LEMAY,
H.
E.,
BURSTEN.
B.
E.,
BURDGE,
J.
R.
Química
uma
ciência
central.
9
ed.
São
Paulo,
Pearson,
2005
CÁTIONS ÂNIONS
METAIS tendem a perder e- e NÃO METAIS
tendem a ganhar e-
Íons e compostos iônicos

29. Ligações químicas:
transferência ou compartilhamento de e-
Elementos buscam a estabilidade (regra do octeto)
COMPOSTOS IÔNICOS: formados pela combinação
de íons  LIGAÇÃO IÔNICA (transferência de e-)
 Geralmente entre METAL + NÃO METAL
29
Na+ + Cl- NaCl
Íon sódio Íon cloro Composto iônico
(cloreto de sódio)
Íons e compostos iônicos

30.  São ELETRICAMENTE NEUTROS
(cargas positivas = cargas negativas)
Portanto:
- existe um Na+ para cada Cl- gerando NaCl
- existe um Ba2+ para dois Cl- gerando BaCl2
Em geral, a carga de um íon torna-se o índice do
outro (sem sinal): Mg2+ + N3- Mg3N2
íon magnésio íon nitrogênio Composto iônico
(nitreto de magnésio)
30
Compostos iônicos

31. H• + H• H H ou H H O O
C ou O C O
Ligação covalente Ligação covalente coordenada
Moléculas e Compostos Moleculares
31
• Moléculas são reuniões de dois ou mais átomos
ligados entre si (NÃO METAIS):
Compartilhamento de e-
• Suas fórmulas químicas indicam quais átomos
compõem a molécula e em qual proporção são
encontrados.
• Exemplos: H2O, CO2, CO, CH4, H2O2, O2, O3 e
C2H4.

32. Compostos: Iônicos x Moleculares
IÔNICOS
• Formado por íons
• Combinam metais
e não-metais
• Exemplos: NaCl,
CaCl2
MOLECULARES
• Formado por
moléculas
• Em geral, somente
não-metais
• Exemplos: H2O; CH4
32

33. Fechamento
• Matéria e Teoria Atômica
• Tabela Periódica
• Ligações Químicas
• Compostos Iônicos e Moleculares
33

34. Química
Ambiental
Ana Cecília
Bulhões Figueira
Atividade 1

35. Evolução nos modelos atômicos
35
J. Dalton J.J. Thomson E. Rutherford/N. Bohr
Átomos
indivisíveis
Átomos de um
mesmo elemento
são iguais
Átomos
combinam-se
entre si para
formar novos
compostos
Descoberta dos
elétrons (-)
Átomos formados
por uma esfera
maciça positiva
com elétrons
incrustrados
“pudim de passas”
Descoberta dos
prótons (+) e do
átomo nuclear
Elétrons existiam ao
redor do núcleo
(eletrosfera)
Eletrosfera : dividida
em camadas e
subcamadas (por
ordem de energia)

36. 36
Lítio (Li) Flúor (F)
Metal Não Metal
Família 1 ou 1A: Metais
Alcalinos
Família 17 ou 7A: Halogênios
Número atômico = n° e- = 3
Número atômico = n° e- = 9
Distribuição eletrônica
1s2 2s1  C.V. = 2s1 1s2 2s2 2p5 C.V. = 2s2 2p5
Li perde 1e-  cátion Li+ F ganha 1e-  ânion F-
Composto Iônico LiF (fluoreto de lítio)