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Prof. Carlinho.

QUÍMICA
A QUÍMICA                   A Química estuda
                             A constituição da matéria.
Uma Ciência da natureza.
                             As transformações da matéria.
Uma Ciência experimental.    A energia envolvida nas transformações.
A Química estuda a matéria ( os materiais ) e a energia
que possa estar envolvida.
MATÉRIA →       É tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço.
Exemplos:
                               Nuvens
              Vidro
              Metal

                                      Água                    Ar
  Açúcar
              Sal
ENERGIA → É o que provoca transformação na matéria.
Exemplos:
                             Energia Elétrica
                               ( Eletricidade
                             )




                Energia
                Luminosa

                ( Luz )           Energia Térmica
                                          ( Calor )
Os Níveis de Estudo da Química.
1.) O Nível Microscópico.
   Átomos , moléculas , íons , elétrons , prótons , nêutrons ...

2.) O Nível Macroscópico.
   Mudança de cor , efervescência , formação de precipitado , variação de temperatura ...

3.) O Nível Representacional.
   Símbolos , fórmulas, equações, gráficos , tabelas ...



                                                     Química é uma Ciência
 O Que                                               Experimental que
                                                     estuda a estrutura, a
   é                                                 composição e a
                                                     transformação da
Química?                                             matéria.
AS PROPRIEDADES DA MATÉRIA.
Podemos falar em propriedades gerais, funcionais e específicas.

 1.) Propriedades Gerais.
  São propriedades comuns a todos os tipos de materiais.


  Massa
  ( Inércia )
  Volume
  (extensão)
  Impenetrabilidade
  Compressibilidade
  Divisibilidade
  Elasticidade
2.) Propriedades Funcionais.
São propriedades comuns a certos grupos de compostos,
denominados funções químicas.
As propriedades funcionais serão estudadas oportunamente no
conteúdo de FUNÇÕES QUÍMICAS ( Ácidos, Bases, Sais e Óxidos )


                     PROPRIEDADES
                      FUNCIONAIS

        A C ID E Z     A L C A L IN ID A D E   S A L IN ID A D E
3.) Propriedades Específicas.
São propriedades particulares a cada “substância pura“.
Servem para caracterizar e identificar uma substância química.
Podemos falar em propriedades Químicas, Físicas e Organolépticas
3.1) Propriedades Químicas.
São as diversas reações químicas que uma substância pode sofrer.
Para serem observadas é necessário a transformação de uma
substância em outra(s).
Exemplos:
O ferro se oxida ( transforma-se em ferrugem ) em contato com
o ar e umidade.
O peróxido de hidrogênio ( água oxigenada ) sofre decomposição
sob a ação da luz.
O carvão sofre combustão ( queima ) em contato com oxigênio e
fornecimento de calor.
3.2) Propriedades Físicas.
São propriedades que podem ser observadas e medidas sem a
transformação de uma substância em outra(s).
São as constantes físicas que caracterizam uma substância química.
As principais são:
O Ponto de Fusão ( P.F ) , o Ponto de Ebulição ( P.E ) , a Densidade
( d ) , a Solubilidade ( S ) e a Dureza.

A) Ponto de Fusão ( P.F )
É a temperatura na qual uma substância sólida passa para o estado
líquido. ( derretimento )
O P.F apresenta valor específico para cada “substância pura” e não
depende da quantidade de substância analisada.
Exemplos:
Água → P.F = 0°C                    Cloreto de sódio → P.F = 801°C

Álcool comum → P.F = − 112°C
B) Ponto de Ebulição ( P.E)
É a temperatura na qual uma substância líquida passa para o
estado gasoso de forma rápida e com formação de bolhas.
O P.E apresenta valor específico para cada “substância pura” e não
depende da quantidade de substância analisada.
Exemplos: Água → P.E = 100°C         Cloreto de sódio → P.E = 1490°C
Álcool comum → P.E = 78°C

C) Densidade ( d ) ( Massa Específica )
É definida pela relação entre a massa ( m ) e o volume ( V ) da
substância.
                                          grama ( g )
Matematicamente →
                                          Mililitro ( mL ) ou centímetro cúbico ( cm3 )
Exemplos:
                       Unidade → g/mL ou g/cm3
                  Isso significa que → Cada 1,0 mL            dágua = 1,0 g/mL
detanol = 0,8 g/mL de etanol possui massa de 0,8 g.
IMPORTANTE:
1º) Considerando duas substâncias diferentes A e B,
teremos que:   Se mA = mB então VA ≠ VB

                Se VA = VB    então   mA ≠ mB
Assim podemos concluir que a densidade é uma
propriedade específica.

2º) Analise os sistemas abaixo:
                          * Em 1 a bolinha é mais densa
                             que o líquido.

                          * Em 2 a bolinha é menos densa
                             que o líquido.
D) Solubilidade.
                  Solubilidade é a capacidade de uma substância
                  se dissolver em outra.
                 Podemos medir essa capacidade através
                 da grandeza física denominada Coeficiente
                 de Solubilidade ( C.S )
                  O C.S → Indica a quantidade máxima ( em geral
                  em gramas ) de soluto capaz de se dissolver em
                  uma quantidade padrão de solvente ( 100 g ou
                  100 mL ou 1,0 L ... ) em determinadas
                  condições de temperatura e pressão.
 Exemplos:
1º) NaCl → C.S = 360 g / 1 L de H2O a 20°C.
Isso significa que:   1,0 L de água, a 20°C, dissolve no
                      máximo, 360 g de NaCl

2º) KNO3 → C.S = 46 g / 100 g de H2O a 30°C.
E) Dureza
É a propriedade do material que mede a sua resistência ao risco.
Riscar é retirar partículas e ocorre quando dois materiais
diferentes são colocados em atrito.
                         O objeto de aço
                         risca o tecido.




                          O papel risca       O diamante é o
                          o grafite           material natural de
                                              maior dureza.
3.3) Propriedades Organolépticas
São propriedades que impressionam os nossos sentidos.
A) O sabor.
É percebido pelo paladar.




                    Se a substância possuir sabor ela é
                    sípida e se não possuir é insípida.
B) A Cor.                  Se a substância possuir cor ela é
É percebida pela visão.    colorida e se não possuir é incolor.




                             Se a substância possuir
C) O Odor.                   odor ela é odorífera e se não
É percebido pelo olfato.     possuir é inodora.
D) O Brilho.                 Se a substância possuir brilho ela é
É percebido pela visão .     brilhante e se não possuir é fosca.




E) O Estado de Agregação.
Sólido, líquido ou gasoso.   É percebido pelo tato e pela visão.
IMPORTANTE
1º) Maleabilidade.
Propriedade do material de
poder ser transformado em
lâminas, folhas, chapas ou
placas.

2º) Ductilidade.
Propriedade do material de
poder ser transformado em fios

3º) Propriedades Intensivas.
São aquelas que não dependem da quantidade do material da amostra.
( Só depende da natureza do material ) Ex: Densidade, P.F,
                                       P.E ...
4º) Propriedades Extensivas.
São aquelas que dependem da quantidade da amostra.
Ex: Massa, Volume, Área ...
Os Estados de Agregação da
  Matéria ( Estados Físicos )
A matéria pode ser encontrada em três estados de agregação.




  Apresenta forma e   Apresenta volume      Não apresenta
  volume próprios     próprio e a forma é   forma nem
  ( Não depende do    a do recipiente que   volume próprios.
  recipiente que o    o contém.
  contém )
As Mudanças de Estado Físico.
Podemos transformar um estado físico em outro, por alterações na
temperatura e/ou pressão.
Analise o esquema a seguir.
                                 SUBLIMAÇÃO




                     FUSÃO                      VAPORIZAÇÃO




                SOLIDIFICAÇÃO                   LIQUEFAÇÃO


                                RESSUBLIMAÇÃO
IMPORTANTE            Evaporação →
                                       É lenta e superficial ( Ocorre na
                                       superfície do líquido )
1º) A vaporização
                                         É rápida e ocorre com
pode ocorrer de                          formação de bolhas em todo
                           Ebulição →
três maneiras:                           interior do líquido.


                                   É muito rápida e ocorre quando o
                      Calefação→   líquido entra em contato com uma
                                   superfície material superaquecida.

2º) Previsão Teórica do Estado Físico de uma Substância.
                     Maior que o P.E     GASOSO
                     →
 SUBSTÂNCIA
 ( Temperatura           Entre P.F e P.E → LÍQUIDO
 que se encontra )


                     Menor que o P.F      SÓLIDO
                     →
Sistema e Meio Ambiente.
      É uma parte do            É tudo que não faz
      Universo isolada          parte do sistema.
      para estudo. Logo → Sistema + Meio Ambiente = UNIVERSO

         Classificação dos Sistemas.
1.) Quanto às Trocas de Matéria e Energia
    com o Meio Ambiente.
                          Troca matéria e energia
1.1 ) Sistema Aberto →    com o meio ambiente.


                          Troca apenas energia
1.2) Sistema Fechado → com o meio ambiente.

                         Não troca matéria nem
1.3) Sistema Isolado →   energia com o meio
                         ambiente.
2.) Quanto à Composição Química.
O Sistema poderá ser um Elemento Químico ou uma Substância Pura
ou uma Mistura.

2.1) Elemento Químico. ( Tipos de Átomos )
Um Elemento Químico é um conjunto de átomos quimicamente iguais.
( mesmo número atômico )
São conhecidos atualmente 117 elementos químicos.
( 117 tipos de átomos )    90 naturais e 27 artificiais
                               ( fabricados em laboratórios )

Cada elemento possui um nome e um símbolo representativo.
O nome muda de acordo com a nacionalidade. O símbolo é universal.
Exemplos: Cálcio      →        Ca                     Sódio      →    Na
           Carbono →           C                      Potássio   →    K
           Nitrogênio →        N                      Cloro      →    Cl
           Hidrogênio →        H                      Ouro       →    Au
           Fósforo    →        P                      Prata      →    Ag
           Flúor      →        F                      Chumbo     →    Pb
           Ferro      →        Fe                     Mercúrio    →   Hg
IMPORTANTE.                Idéia Inicial de Molécula.
Molécula é uma partícula formada por átomos unidos quimicamente.
Analise as representações abaixo:
                                                                Fórmula
                                                         H2     Molecular
    H       +      H                           H H
  Átomos de Hidrogênio.               Molécula de Hidrogênio.
                                                                Índice ou
                                                                Atomicidade.




                                                                H2O
H       +    H      +         O                         O           Fórmula

    Átomos de
                                                  H             H   Molecular

    Hidrogênio.           Átomo de
                          Oxigênio.                 Molécula de água.
2.2) Substância Pura. ( Substância Química )
Material formado por “ moléculas “ quimicamente iguais.
Podemos falar em Substância Pura Simples e em Substância Pura
Composta. ( Composto Químico )
SUBSTÂNCIA SIMPLES → É formada por átomos de um mesmo elemento químico.
SUBSTÂNCIA COMPOSTA → É formada por átomos de elementos diferentes.
Analise as representações abaixo: Gás Oxigênio → O
                                                   2

                                     Gás Hidrogênio → H2 Substâncias
                                                             Simples.
                                     Gás Ozônio → O3
                                     Fósforo branco → P4

Substância         Substância        Água → H2O            Substâncias
 Pura               Pura                                   Compostas.
Simples.           Composta.         Amônia → NH3
Cada substância química pode         Gás Carbônico → CO2 Binária.
ser representada por uma única       Ácido Sulfúrico → H2SO4 Ternária.
fórmula molecular, veja:
                                     Uréia → CH4N2O     Quaternária.
2.3) Mistura.
Material formado por “ moléculas “ quimicamente diferentes.
( Mais de um tipo de molécula )

Analise as representações abaixo:
                                              As misturas não são
                                              representadas por
                                              fórmulas químicas.
                                              Podemos representá-
                                              las indicando os seus
                                              componentes.
                                              ( substâncias )

Veja abaixo algumas misturas especiais.
Ar atmosférico filtrado → N2 + O2 + Ar + H2O(v) + ...
Álcool hidratado → C2H5OH + H2O       Gasolina → C7H16 + C8H18 + ...

Gás de Botijão → C3H8 + C4H10 + ...   Vinagre → Água + CH3COOH

Bronze → Liga metálica de Cu + Sn
3.) Quanto à Aparência do Sistema (Aspecto ).
Segundo esse critério, um sistema poderá ser Homogêneo ou
Heterogêneo.
A análise do sistema deve ser feita ao microscópio eletrônico.
Assim, teremos:

 SISTEMA HOMOGÊNEO                 SISTEMA HETEROGÊNEO
 Apresenta aspecto uniforme        Não apresenta aspecto uniforme
 Apresenta propriedades iguais     Não apresenta propriedades
 em toda a sua extensão            iguais em toda a sua extensão
 Apresenta apenas uma fase         Apresenta mais de uma fase
  ( monofásico )                     ( polifásico )

 OBS:      O que é FASE de um sistema ?
Fase é cada porção homogênea do sistema.

Cada fase é sempre   fisicamente      diferente de uma outra.
Analise os sistemas a seguir.
1º) Água.
Ocorre quando um mesmo elemento origina substâncias simples
diferentes.
Essas substâncias simples são denominadas FORMAS ALOTRÓPICAS do
elemento analisado.
Ocorre com os elementos oxigênio , fósforo , enxofre e carbono.
Analise os casos apresentados a seguir.
DIFERENCIAÇÕES ENTRE SUBSTÂNCIA
PURA E MISTURA HOMOGÊNEA.
PARÂMETROS DE ANÁLISES              SUBSTÂNCIA PURA            MISTURA
Composição Química.                Fixa , Constante.           Variável.

Temperatura de Fusão. ( T.F )      Fixa , Constante.           Variável.
                                   ( Numa dada Pressão )

Temperatura de Ebulição. ( T.E )   Fixa , Constante.           Variável.
                                   ( Numa dada Pressão )

Densidade. ( d )                   Fixa , Constante.           Variável.
                                   ( Numa dada Temperatura )

Representação.                     Fórmula Molecular.          Não
                                                               Possui.

Experimentalmente, podemos promover o aquecimento ou o
resfriamento do material e analisar as mudanças de estado físico.
Temperatura (°C) a 1 atm


                                    L + V      Vapor
100°C
                                    Ebulição
                    S + L      L
   0°C
                  Fusão
             S
– 10°C


                                               Tempo
Temperatura (°C) a 1 atm
                                    líquido
                                       e
 t’°C
                                    gasoso     gasoso
                    sólido
                      e
  t°C
                   líquido     líquido


– 15°C
             sólido
                                              Tempo
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  t°C           líquido


– 15°C     sólido

                                          Tempo
ANÁLISE IMEDIATA ( Separação de Misturas )
É o conjunto de processos empregados para separar os componentes
de uma mistura.
Teremos:
                                             Tais processos não
 e           Processos mecânicos.            alteram a natureza química
                                             dos componentes da
             Processos físicos.              mistura.

1.) Processos Para Misturas Heterogêneas.
1.1 ) SÓLIDO + SÓLIDO.
A) CATAÇÃO.
Utilizada para separar
sólidos na forma de
grandes pedaços.

Ex: Separar as pedras
dos grãos de feijão.
B) VENTILAÇÃO.
Uma corrente de
ar separa o sólido
menos denso.
Ex: Separar os
grãos das cascas.




C) PENEIRAÇÃO.
Com o auxílio de uma
peneira podemos
separar sólidos de
tamanhos diferentes.
Ex: Separar a areia
das pedras.
D) LEVIGAÇÃO. ( Método do Garimpeiro )
Uma corrente de água separa o
sólido menos denso.
Ex: Separação do ouro da areia.




E) FLOTAÇÃO.
Utiliza-se um líquido de
densidade intermediária
em relação aos sólidos.
Ex: Areia + Serragem
F) SEPARAÇÃO MAGNÉTICA ( Imantação ) .
Através de um imã
podemos separar
metais, do tipo
ferromagnéticos,
de outros sólidos.
( Ferro, Cobalto e níquel )

Ex: Separar o
ferro do enxofre.


G) SUBLIMAÇÃO .
 Com aquecimento
 podemos separar
 sólidos sublimáveis
 de outros sólidos.
( Iodo, Naftalina, Cânfora )

 Ex: Separação do
 iodo da areia.
H) FUSÃO FRACIONADA .
Aquece a mistura até um dos sólidos passar totalmente para o estado
líquido.
Ex: Areia + enxofre.
H) DISSOLUÇÃO FRACIONADA .
 Adiciona na mistura
 um líquido que
 dissolva apenas um
 dos sólidos.



                  Água.
Ex: Areia + Sal
1.2 ) SÓLIDO + LÍQUIDO. ( Água + Areia )
A) DECANTAÇÃO. ( Sedimentação )
Deixa a mistura em repouso até o sólido depositar ( sedimentar )
totalmente no fundo do recipiente.
Pode-se retirar o líquido entornando ele em outro recipiente
( decantação simples ) ou com a ajuda de um sifão ( sifonação )




DECANTAÇÃO SIMPLES                                 SIFONAÇÃO
A) FILTRAÇÃO. ( Água + Areia ) ( Preparação do Cafezinho )
Despeja a mistura em um filtro ( material poroso )
                       O sólido → Fica retido no
                       filtro.
Assim, teremos:         e
                       O líquido → Passa pelos poros.



          Filtrado




    “Substância Pura” ou
    Mistura Homogênea.

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  • 2. A QUÍMICA A Química estuda  A constituição da matéria. Uma Ciência da natureza.  As transformações da matéria. Uma Ciência experimental.  A energia envolvida nas transformações. A Química estuda a matéria ( os materiais ) e a energia que possa estar envolvida. MATÉRIA → É tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço. Exemplos: Nuvens Vidro Metal Água Ar Açúcar Sal
  • 3. ENERGIA → É o que provoca transformação na matéria. Exemplos: Energia Elétrica ( Eletricidade ) Energia Luminosa ( Luz ) Energia Térmica ( Calor )
  • 4. Os Níveis de Estudo da Química. 1.) O Nível Microscópico. Átomos , moléculas , íons , elétrons , prótons , nêutrons ... 2.) O Nível Macroscópico. Mudança de cor , efervescência , formação de precipitado , variação de temperatura ... 3.) O Nível Representacional. Símbolos , fórmulas, equações, gráficos , tabelas ... Química é uma Ciência O Que Experimental que estuda a estrutura, a é composição e a transformação da Química? matéria.
  • 5. AS PROPRIEDADES DA MATÉRIA. Podemos falar em propriedades gerais, funcionais e específicas. 1.) Propriedades Gerais. São propriedades comuns a todos os tipos de materiais. Massa ( Inércia ) Volume (extensão) Impenetrabilidade Compressibilidade Divisibilidade Elasticidade
  • 6. 2.) Propriedades Funcionais. São propriedades comuns a certos grupos de compostos, denominados funções químicas. As propriedades funcionais serão estudadas oportunamente no conteúdo de FUNÇÕES QUÍMICAS ( Ácidos, Bases, Sais e Óxidos ) PROPRIEDADES FUNCIONAIS A C ID E Z A L C A L IN ID A D E S A L IN ID A D E
  • 7. 3.) Propriedades Específicas. São propriedades particulares a cada “substância pura“. Servem para caracterizar e identificar uma substância química. Podemos falar em propriedades Químicas, Físicas e Organolépticas 3.1) Propriedades Químicas. São as diversas reações químicas que uma substância pode sofrer. Para serem observadas é necessário a transformação de uma substância em outra(s). Exemplos: O ferro se oxida ( transforma-se em ferrugem ) em contato com o ar e umidade. O peróxido de hidrogênio ( água oxigenada ) sofre decomposição sob a ação da luz. O carvão sofre combustão ( queima ) em contato com oxigênio e fornecimento de calor.
  • 8. 3.2) Propriedades Físicas. São propriedades que podem ser observadas e medidas sem a transformação de uma substância em outra(s). São as constantes físicas que caracterizam uma substância química. As principais são: O Ponto de Fusão ( P.F ) , o Ponto de Ebulição ( P.E ) , a Densidade ( d ) , a Solubilidade ( S ) e a Dureza. A) Ponto de Fusão ( P.F ) É a temperatura na qual uma substância sólida passa para o estado líquido. ( derretimento ) O P.F apresenta valor específico para cada “substância pura” e não depende da quantidade de substância analisada. Exemplos: Água → P.F = 0°C Cloreto de sódio → P.F = 801°C Álcool comum → P.F = − 112°C
  • 9. B) Ponto de Ebulição ( P.E) É a temperatura na qual uma substância líquida passa para o estado gasoso de forma rápida e com formação de bolhas. O P.E apresenta valor específico para cada “substância pura” e não depende da quantidade de substância analisada. Exemplos: Água → P.E = 100°C Cloreto de sódio → P.E = 1490°C Álcool comum → P.E = 78°C C) Densidade ( d ) ( Massa Específica ) É definida pela relação entre a massa ( m ) e o volume ( V ) da substância. grama ( g ) Matematicamente → Mililitro ( mL ) ou centímetro cúbico ( cm3 ) Exemplos: Unidade → g/mL ou g/cm3 Isso significa que → Cada 1,0 mL dágua = 1,0 g/mL detanol = 0,8 g/mL de etanol possui massa de 0,8 g.
  • 10. IMPORTANTE: 1º) Considerando duas substâncias diferentes A e B, teremos que: Se mA = mB então VA ≠ VB Se VA = VB então mA ≠ mB Assim podemos concluir que a densidade é uma propriedade específica. 2º) Analise os sistemas abaixo: * Em 1 a bolinha é mais densa que o líquido. * Em 2 a bolinha é menos densa que o líquido.
  • 11. D) Solubilidade. Solubilidade é a capacidade de uma substância se dissolver em outra. Podemos medir essa capacidade através da grandeza física denominada Coeficiente de Solubilidade ( C.S ) O C.S → Indica a quantidade máxima ( em geral em gramas ) de soluto capaz de se dissolver em uma quantidade padrão de solvente ( 100 g ou 100 mL ou 1,0 L ... ) em determinadas condições de temperatura e pressão. Exemplos: 1º) NaCl → C.S = 360 g / 1 L de H2O a 20°C. Isso significa que: 1,0 L de água, a 20°C, dissolve no máximo, 360 g de NaCl 2º) KNO3 → C.S = 46 g / 100 g de H2O a 30°C.
  • 12. E) Dureza É a propriedade do material que mede a sua resistência ao risco. Riscar é retirar partículas e ocorre quando dois materiais diferentes são colocados em atrito. O objeto de aço risca o tecido. O papel risca O diamante é o o grafite material natural de maior dureza.
  • 13. 3.3) Propriedades Organolépticas São propriedades que impressionam os nossos sentidos. A) O sabor. É percebido pelo paladar. Se a substância possuir sabor ela é sípida e se não possuir é insípida.
  • 14. B) A Cor. Se a substância possuir cor ela é É percebida pela visão. colorida e se não possuir é incolor. Se a substância possuir C) O Odor. odor ela é odorífera e se não É percebido pelo olfato. possuir é inodora.
  • 15. D) O Brilho. Se a substância possuir brilho ela é É percebido pela visão . brilhante e se não possuir é fosca. E) O Estado de Agregação. Sólido, líquido ou gasoso. É percebido pelo tato e pela visão.
  • 16. IMPORTANTE 1º) Maleabilidade. Propriedade do material de poder ser transformado em lâminas, folhas, chapas ou placas. 2º) Ductilidade. Propriedade do material de poder ser transformado em fios 3º) Propriedades Intensivas. São aquelas que não dependem da quantidade do material da amostra. ( Só depende da natureza do material ) Ex: Densidade, P.F, P.E ... 4º) Propriedades Extensivas. São aquelas que dependem da quantidade da amostra. Ex: Massa, Volume, Área ...
  • 17. Os Estados de Agregação da Matéria ( Estados Físicos ) A matéria pode ser encontrada em três estados de agregação. Apresenta forma e Apresenta volume Não apresenta volume próprios próprio e a forma é forma nem ( Não depende do a do recipiente que volume próprios. recipiente que o o contém. contém )
  • 18. As Mudanças de Estado Físico. Podemos transformar um estado físico em outro, por alterações na temperatura e/ou pressão. Analise o esquema a seguir. SUBLIMAÇÃO FUSÃO VAPORIZAÇÃO SOLIDIFICAÇÃO LIQUEFAÇÃO RESSUBLIMAÇÃO
  • 19. IMPORTANTE Evaporação → É lenta e superficial ( Ocorre na superfície do líquido ) 1º) A vaporização É rápida e ocorre com pode ocorrer de formação de bolhas em todo Ebulição → três maneiras: interior do líquido. É muito rápida e ocorre quando o Calefação→ líquido entra em contato com uma superfície material superaquecida. 2º) Previsão Teórica do Estado Físico de uma Substância. Maior que o P.E GASOSO → SUBSTÂNCIA ( Temperatura Entre P.F e P.E → LÍQUIDO que se encontra ) Menor que o P.F SÓLIDO →
  • 20. Sistema e Meio Ambiente. É uma parte do É tudo que não faz Universo isolada parte do sistema. para estudo. Logo → Sistema + Meio Ambiente = UNIVERSO Classificação dos Sistemas. 1.) Quanto às Trocas de Matéria e Energia com o Meio Ambiente. Troca matéria e energia 1.1 ) Sistema Aberto → com o meio ambiente. Troca apenas energia 1.2) Sistema Fechado → com o meio ambiente. Não troca matéria nem 1.3) Sistema Isolado → energia com o meio ambiente.
  • 21. 2.) Quanto à Composição Química. O Sistema poderá ser um Elemento Químico ou uma Substância Pura ou uma Mistura. 2.1) Elemento Químico. ( Tipos de Átomos ) Um Elemento Químico é um conjunto de átomos quimicamente iguais. ( mesmo número atômico ) São conhecidos atualmente 117 elementos químicos. ( 117 tipos de átomos ) 90 naturais e 27 artificiais ( fabricados em laboratórios ) Cada elemento possui um nome e um símbolo representativo. O nome muda de acordo com a nacionalidade. O símbolo é universal. Exemplos: Cálcio → Ca Sódio → Na Carbono → C Potássio → K Nitrogênio → N Cloro → Cl Hidrogênio → H Ouro → Au Fósforo → P Prata → Ag Flúor → F Chumbo → Pb Ferro → Fe Mercúrio → Hg
  • 22. IMPORTANTE. Idéia Inicial de Molécula. Molécula é uma partícula formada por átomos unidos quimicamente. Analise as representações abaixo: Fórmula H2 Molecular H + H H H Átomos de Hidrogênio. Molécula de Hidrogênio. Índice ou Atomicidade. H2O H + H + O O Fórmula Átomos de H H Molecular Hidrogênio. Átomo de Oxigênio. Molécula de água.
  • 23. 2.2) Substância Pura. ( Substância Química ) Material formado por “ moléculas “ quimicamente iguais. Podemos falar em Substância Pura Simples e em Substância Pura Composta. ( Composto Químico ) SUBSTÂNCIA SIMPLES → É formada por átomos de um mesmo elemento químico. SUBSTÂNCIA COMPOSTA → É formada por átomos de elementos diferentes. Analise as representações abaixo: Gás Oxigênio → O 2 Gás Hidrogênio → H2 Substâncias Simples. Gás Ozônio → O3 Fósforo branco → P4 Substância Substância Água → H2O Substâncias Pura Pura Compostas. Simples. Composta. Amônia → NH3 Cada substância química pode Gás Carbônico → CO2 Binária. ser representada por uma única Ácido Sulfúrico → H2SO4 Ternária. fórmula molecular, veja: Uréia → CH4N2O Quaternária.
  • 24. 2.3) Mistura. Material formado por “ moléculas “ quimicamente diferentes. ( Mais de um tipo de molécula ) Analise as representações abaixo: As misturas não são representadas por fórmulas químicas. Podemos representá- las indicando os seus componentes. ( substâncias ) Veja abaixo algumas misturas especiais. Ar atmosférico filtrado → N2 + O2 + Ar + H2O(v) + ... Álcool hidratado → C2H5OH + H2O Gasolina → C7H16 + C8H18 + ... Gás de Botijão → C3H8 + C4H10 + ... Vinagre → Água + CH3COOH Bronze → Liga metálica de Cu + Sn
  • 25. 3.) Quanto à Aparência do Sistema (Aspecto ). Segundo esse critério, um sistema poderá ser Homogêneo ou Heterogêneo. A análise do sistema deve ser feita ao microscópio eletrônico. Assim, teremos: SISTEMA HOMOGÊNEO SISTEMA HETEROGÊNEO Apresenta aspecto uniforme Não apresenta aspecto uniforme Apresenta propriedades iguais Não apresenta propriedades em toda a sua extensão iguais em toda a sua extensão Apresenta apenas uma fase Apresenta mais de uma fase ( monofásico ) ( polifásico ) OBS: O que é FASE de um sistema ? Fase é cada porção homogênea do sistema. Cada fase é sempre fisicamente diferente de uma outra.
  • 26. Analise os sistemas a seguir. 1º) Água.
  • 27. Ocorre quando um mesmo elemento origina substâncias simples diferentes. Essas substâncias simples são denominadas FORMAS ALOTRÓPICAS do elemento analisado. Ocorre com os elementos oxigênio , fósforo , enxofre e carbono. Analise os casos apresentados a seguir.
  • 28. DIFERENCIAÇÕES ENTRE SUBSTÂNCIA PURA E MISTURA HOMOGÊNEA. PARÂMETROS DE ANÁLISES SUBSTÂNCIA PURA MISTURA Composição Química. Fixa , Constante. Variável. Temperatura de Fusão. ( T.F ) Fixa , Constante. Variável. ( Numa dada Pressão ) Temperatura de Ebulição. ( T.E ) Fixa , Constante. Variável. ( Numa dada Pressão ) Densidade. ( d ) Fixa , Constante. Variável. ( Numa dada Temperatura ) Representação. Fórmula Molecular. Não Possui. Experimentalmente, podemos promover o aquecimento ou o resfriamento do material e analisar as mudanças de estado físico.
  • 29. Temperatura (°C) a 1 atm L + V Vapor 100°C Ebulição S + L L 0°C Fusão S – 10°C Tempo
  • 30. Temperatura (°C) a 1 atm líquido e t’°C gasoso gasoso sólido e t°C líquido líquido – 15°C sólido Tempo
  • 31. Temperatura (°C) a 1 atm líquido e t’°C gasoso gasoso sólido e líquido t°C líquido – 15°C sólido Tempo
  • 32. Temperatura (°C) a 1 atm líquido e t’°C gasoso gasoso sólido e líquido t°C líquido – 15°C sólido Tempo
  • 33. ANÁLISE IMEDIATA ( Separação de Misturas ) É o conjunto de processos empregados para separar os componentes de uma mistura. Teremos: Tais processos não e Processos mecânicos. alteram a natureza química dos componentes da Processos físicos. mistura. 1.) Processos Para Misturas Heterogêneas. 1.1 ) SÓLIDO + SÓLIDO. A) CATAÇÃO. Utilizada para separar sólidos na forma de grandes pedaços. Ex: Separar as pedras dos grãos de feijão.
  • 34. B) VENTILAÇÃO. Uma corrente de ar separa o sólido menos denso. Ex: Separar os grãos das cascas. C) PENEIRAÇÃO. Com o auxílio de uma peneira podemos separar sólidos de tamanhos diferentes. Ex: Separar a areia das pedras.
  • 35. D) LEVIGAÇÃO. ( Método do Garimpeiro ) Uma corrente de água separa o sólido menos denso. Ex: Separação do ouro da areia. E) FLOTAÇÃO. Utiliza-se um líquido de densidade intermediária em relação aos sólidos. Ex: Areia + Serragem
  • 36. F) SEPARAÇÃO MAGNÉTICA ( Imantação ) . Através de um imã podemos separar metais, do tipo ferromagnéticos, de outros sólidos. ( Ferro, Cobalto e níquel ) Ex: Separar o ferro do enxofre. G) SUBLIMAÇÃO . Com aquecimento podemos separar sólidos sublimáveis de outros sólidos. ( Iodo, Naftalina, Cânfora ) Ex: Separação do iodo da areia.
  • 37. H) FUSÃO FRACIONADA . Aquece a mistura até um dos sólidos passar totalmente para o estado líquido. Ex: Areia + enxofre. H) DISSOLUÇÃO FRACIONADA . Adiciona na mistura um líquido que dissolva apenas um dos sólidos. Água. Ex: Areia + Sal
  • 38. 1.2 ) SÓLIDO + LÍQUIDO. ( Água + Areia ) A) DECANTAÇÃO. ( Sedimentação ) Deixa a mistura em repouso até o sólido depositar ( sedimentar ) totalmente no fundo do recipiente. Pode-se retirar o líquido entornando ele em outro recipiente ( decantação simples ) ou com a ajuda de um sifão ( sifonação ) DECANTAÇÃO SIMPLES SIFONAÇÃO
  • 39. A) FILTRAÇÃO. ( Água + Areia ) ( Preparação do Cafezinho ) Despeja a mistura em um filtro ( material poroso ) O sólido → Fica retido no filtro. Assim, teremos: e O líquido → Passa pelos poros. Filtrado “Substância Pura” ou Mistura Homogênea.