química geral

2. Definições
Química: estudo das propriedades dos materiais e das mudanças
sofridas por esses.
Por que estudar Química: fornece explicações importantes
sobre nosso mundo e como ele funciona. É uma ciência
extremamente prática que tem grande impacto no dia-a-dia.
Por que o gelo derrete?
Por que a água evapora?
Como um fósforo acende?
Como um medicamento pode curar?

3. Definições

4. Definições
Matéria: material físico, tudo que tem massa e ocupa espaço no
universo.
Elementos: substâncias básicas ou elementares que origina toda
matéria conhecida (aproximadamente 100).
Átomos: partículas pequeníssimas que formam os elementos.
Moléculas: Combinação de 2 ou + átomos, ligados de forma
específica.

5. Definições

6. Definições
Compostos: constituídos moléculas de 2 ou mais elementos.
Substância pura (substância): matéria que tem propriedades
distintas e uma composição que não varia de amostra para
amostra.
Misturas: combinações de duas ou mais substâncias nas quais
cada uma mantém sua própria identidade química.

7. Definições

8. Definições

9. Propriedades da Matéria
Classificação:
 Propriedades extensivas: aquelas cujos valores medidos
dependem do tamanho ou da extensão da amostra. Exemplos:
1. Medida de massa
2. Medida de volume
Propriedades intensivas: são aquelas que não dependem do
tamanho da amostra. Quando diferentes amostras exibem
valores idênticos de propriedades intensivas, é razoável
supormos que elas são constituídas do mesmo material.
Exemplo: Densidade

10. Propriedades da Matéria
1. Densidade
A densidade absoluta ou massa específica é a razão entre a
massa de uma amostra de um material e seu respectivo
volume.
Aplicação 1: Uma amostra de NaCO3 possui 5,66 g e ocupa um
volume de 2 cm3. Qual a sua densidade?
V
m
=

3
3
/
83
,
2
2
66
,
5
cm
g
cm
g
V
m
=

=

= 



11. Propriedades da Matéria
Aplicação 2: Um engenheiro deseja medir a densidade de um
prego para confirmar se é de cobre. O prego possui massa de
55,4 g e volume de 6,2 mL. O parafuso é de cobre? Dado: ρCu
= 8,96 g/mL.
Resposta: O parafuso provavelmente é de cobre.
mL
g
mL
g
V
m
/
94
,
8
2
,
6
4
,
55
=

=

= 



12. Propriedades da Matéria

13. Propriedades da Matéria
A curiosa particularidade da água.
Como regra geral, um material líquido é menos denso que o
mesmo material em estado sólido. É estranho, portanto, o fato
de o gelo flutuar no seu próprio líquido. Isto ocorre quando a
temperatura do gelo está entre 0 °C e 4 °C.

14. Propriedades da Matéria

15. Propriedades da Matéria
Estados físicos da matéria:
Dependendo da temperatura e da pressão, a matéria pode-se
apresentar nos seguintes estados físicos:
1) Sólido: possui forma e volume definidos, isto é, não depende
do recipiente em que está;
2) Líquido: possui volume definido (temperatura e pressão cte.)
porém não possui forma definida, adquirindo a forma do
recipiente;
3) Gasoso: não possui volume nem forma definida. Pode-se
expandir ou contrair seu volume com relativa facilidade.

16. Propriedades da Matéria
Estados físicos da matéria:
4) Plasma: gás ionizado, constituído por átomos e elétrons em
uma distribuição quase-neutra, com comportamento coletivo.
Pequena diferença de cargas torna-o eletricamente condutível,
com uma forte resposta a campos eletromagnéticos;
5) Condensado (ou gás) de Bose-Einstein: é obtido quando a
temperatura chega a ser tão baixa que as moléculas entram em
colapso.
6) Condensado (ou gás) Fermiônico: acontece quando certa
matéria é aquecida a ponto de suas moléculas ficarem
completamente livres.

17. Propriedades da Matéria
Estados físicos da matéria:
7) Superfluido de polaritons: com características de um
supercondutor e de um raio laser é capaz de levar energia de
um lugar para outro através de um feixe de luz, utilizando
uma quantidade muito pequena de energia. Também pode
gerar raios laser potentes com baixo consumo e fazer
transporte de bits em meio sólido.

18. Propriedades da Matéria
Mudanças de fase:

19. Propriedades da Matéria
Exemplos de mudanças de fase:
Fusão e solidificação

20. Propriedades da Matéria
Exemplos de mudanças de fase:
Vaporização e condensação

21. Propriedades da Matéria
Exemplos de mudanças de fase:
Sublimação

22. Propriedades da Matéria
Ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE):
A uma pressão constante, a temperatura na qual uma substância
pura passa do estado sólido para o estado líquido é chamada
de temperatura (ou ponto) de fusão. Do mesmo modo, a
temperatura na qual uma substância pura passa do estado
líquido para o estado gasoso é chamada de temperatura (ou
ponto) de ebulição.

23. Propriedades da Matéria
Exemplo da água (pura):

24. Propriedades da Matéria
Aplicação 3: De acordo com a tabela abaixo, que apresenta as
temperaturas de fusão e de ebulição de algumas substâncias,
responda: Qual o estado físico delas à temperatura ambiente
(25 °C)?
Resposta: I – líquido; II – líquido; III – sólido; IV – sólido; V –
líquido
Substância I II III IV V
PF (°C) -117,3 -94 801 3550 -95
PE (°C) 78,5 65 1413 4827 110,6

25. Modelos Atômicos
A ESTRUTURAATÔMICA
Modelos: a interpretação conceitual mais próxima do que
supomos ser a realidade invisível.
Com o tempo, os cientistas vêm obtendo mais informações sobre
o átomo. Mas, como são invisíveis, os desenhos
(representações) de átomos são descrições dadas pelo modelo.
O modelo atômico procura explicar, sob o ponto de vista da
ciência, fenômenos relacionados à estrutura da matéria e às
formas como ela se expressa.

26. Modelos Atômicos
O modelo de Dalton
Baseados em trabalhos anteriores, John Dalton propôs (1803) o
modelo:
 A matéria é formada por minúsculas partículas indivisíveis,
denominadas átomos;
 Átomos de cada elemento seriam iguais, átomos de diferentes
elementos teriam massas diferentes;
 A combinação química ocorreriam quando átomos de dois ou
mais elementos formassem uma “união livre”;
 Os átomos não seriam nem destruídos nem criados numa
reação química.

27. Modelos Atômicos
O modelo de Dalton
Dalton imaginou os átomos maciços. Suas ideias estavam quase
todas equivocadas, mas eram coerentes com as observações
da época. Até hoje, quando conveniente, usamos sua maneira
simplificada de representar os átomos.

28. Modelos Atômicos
A natureza elétrica da matéria
William Crookes (1832-1919)
desenvolveu um tubo para estudo
do comportamento de gases, com um
par de eletrodos. Quando se
aplicava uma voltagem alta entre
eles, ocorria uma descarga elétrica
do gás e via-se um fluxo luminoso
do cátodo em direção ao ânodo (CRT), logo, tinham natureza
negativa.

29. Modelos Atômicos
A natureza elétrica da matéria
Experimentos mostravam
que os feixes eram desviados
usando-se campos
eletromagnéticos, logo,
eram partículas. As
partículas eram menores que
um átomo. Joseph
Thomson (1856-1940) denominou-as de elétrons. Previu-se,
assim, a existência de cargas positivas.

30. Modelos Atômicos
A natureza elétrica da matéria
Eugen Goldstein, em 1886, utilizando uma adaptação do tubo
de Crookes, observou um foco luminoso do ânodo para o cátodo,
partículas positivas.
A massa dos íons positivos
variava dependendo do gás
e o hidrogênio era o de
menor massa. A essa
partícula chamou-se próton
(Rutherford).

31. Modelos Atômicos
A natureza elétrica da matéria
Em 1913, Henry Moseley demonstrou que cada elemento
químico possuía um número atômico diferente em sequência,
desde o hidrogênio (Z = 1) até o urânio (Z = 92).

32. Modelos Atômicos
O modelo atômico de Thomson
Em 1898, propôs que os átomos deveriam ser formados por
uma esfera uniforme de matéria carregada positivamente,
incrustada de elétrons, de modo que a carga total fosse nula. Este
foi o primeiro modelo eletrônico de átomo.
Apesar de ter vida curta, a importância desse modelo é
reconhecida por ser o primeiro modelo a considerar que o átomo
seria formado por partículas menores que ele (partículas
subatômica).

33. Modelos Atômicos

34. Modelos Atômicos
O modelo atômico de Rutherford
Rutherford (1871-1937) bombardeou uma fina lâmina de ouro
com partículas α (provenientes do núcleo do átomo, com carga +)
e observou que a grande maioria delas atravessava a lâmina sem
sofrer desvios (vazios). Uma pequena parcela das partículas
sofria desvios e algumas até eram refletidas de volta.

35. Modelos Atômicos
O modelo atômico de Rutherford
Para explicar os resultados, Rutherford imaginou um novo
modelo do átomo: ele seria esférico, com um núcleo, no centro,
contendo a maior parte da massa, com carga positiva e a região
fora do núcleo deveria ser ocupada pelos elétrons (carga
negativa), orbitando o núcleo.

36. Modelos Atômicos
O modelo atômico de Rutherford

37. Modelos Atômicos
A descoberta do nêutron
Em 1932, James Chadwick confirmou a existência do nêutron
no núcleo, partícula sem carga, com massa semelhante à do
próton.
A descoberta do nêutron
esclareceu algumas dúvidas a
respeito das massas atômicas
e da existência dos isótopos
(átomos do mesmo elemento
com massas diferentes).

38. Modelos Atômicos
Alguns conceitos continuavam em aberto: O elétron não
poderia estar parado, pois senão eles se aproximariam do núcleo
por atração elétrica. Mas como era seu movimento?

39. Modelos Atômicos
O átomo de Bohr
Niels Bohr (1885-1962) sugeriu órbitas circulares e elípticas
para os elétrons. Bohr propôs que os elétrons possuem
quantidades fixas de energia (em função da localização ao redor
do núcleo atômico – órbitas).
O modelo de Bohr segue a hipótese que os elétrons não
emitem energia ao percorrer sua respectiva órbita, mas quando
ele passa de uma órbita para outra emite ou absorve uma
quantidade de energia.
A essas órbitas, Bohr chamou de camadas eletrônicas.

40. Modelos Atômicos
O átomo de Bohr

41. Distribuição dos Elétrons
Os quatro números quânticos
1) Número quântico principal (n): representa o nível principal
(camada) de energia do elétron e pode apresentar valores
inteiros positivos a partir do 1.
2) Número quântico azimutal (l): representa o subnível
(subcamada), ou melhor, a forma do orbital. Seu valor
depende do valor de n e pode apresentar valores inteiros de
zero até n-1. n = 1 => l = 0 l = 0 – subnível s
l = 1 – subnível p
l = 2 – subnível d
l = 3 – subnível f
Os próximos seguem a ordem
alfabética
n = 2 => l = 0, 1
n = 3 => l = 0, 1, 2
n = 4 => l = 0, 1, 2, 3
e assim por diante

42. Distribuição dos Elétrons
Os quatro números quânticos
3) Número quântico magnético (ml): fornece a informação a
respeito da orientação de um orbital no espaço, podendo
assumir valores inteiros de –l a l (zero inclusive).
l = 0 => ml = 0
l = 1 => ml = -1, 0, 1
l = 2 => ml = -2, -1, 0, 1, 2
l = 3 => ml = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
2) Número quântico de spin (ms): diz respeito a seu movimento
rotacional (horário ou anti-horário). Pode-se utilizar setas para
representá-lo (↑ ou ↓).

43. Distribuição dos Elétrons
Níveis e subníveis de energia
O formalismo apresentado anteriormente pode ser resumido
em um diagrama de energia:
1ª camada (K) – 1s
2ª camada (L) – 2s 2p
3ª camada (M) –3s 3p 3d
4ª camada (N) – 4s 4p 4d 4f
5ª camada (O) – 5s 5p 5d 5f
6ª camada (P) – 6s 6p 6d
7ª camada (Q) – 7s 7p

44. Distribuição dos Elétrons
Diagrama de Linus Pauling
(K) – 1s
(L) – 2s 2p
(M) – 3s 3p 3d
(N) – 4s 4p 4d 4f
(O) – 5s 5p 5d 5f
(P) – 6s 6p 6d
(Q) – 7s 7p

45. Distribuição dos Elétrons
A distribuição para os alguns elementos na tabela periódica
ficaria:
H (Z=1): 1s1
He (Z=2): 1s2
Li (Z=3): 1s2, 2s1
Be (Z=4): 1s2, 2s2
B (Z=5): 1s2, 2s2, 2p1
Ne (Z=10): 1s2, 2s2, 2p6
Na (Z=11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
Ar (Z=18): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6
K (Z=19): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1
Sc (Z=21): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,
4s2, 3d1

46. Distribuição dos Elétrons
Observação: O diagrama de Linus Pauling permite prever a
configuração para a maioria dos elementos; em vários casos,
a configuração prevista não coincide exatamente com o
determinado experimentalmente.
Camada de valência: é a última camada que acomoda elétrons.
Ela é importante no estudo das ligações, pois é a parte que
interage com outros átomos para formar as substâncias.
S (Z=16): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4 (6 e- na CV)
La (Z=57): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10,
5p6, 6s2, 4f1 (2 e- na CV)

47. Propriedades dos Átomos
Número atômico e número de massa:
Podemos identificar um átomo por:
 Número atômico (Z): número de prótons contido no núcleo;
 Número de massa (A): é o número de partículas existentes no
núcleo (prótons + nêutrons)
Exemplo:
Essa representação indica que o sódio tem número atômico 11
(11 p) e número de massa 23. Podemos determinar a quantidade
de elétrons (11) e a quantidade de nêutrons (23-11=12).
Na
23
11

48. Propriedades dos Átomos
 Massa do elétron = 9,10939 x 10-31 kg
 Carga do elétron = 1,602177 x 10-19 C

49. Propriedades dos Átomos
Isótopos
Na natureza, existem átomos que possuem a mesma
quantidade de prótons, mas apresentam diferentes quantidades de
nêutrons (diferentes números de massa). Esses átomos pertencem
ao mesmo elemento químico e são considerados isótopos.
Em geral, existe na natureza a predominância de um dos
isótopos, enquanto outros aparecem em porcentagens pequenas.
A massa atômica está relacionada à abundância relativa dos
diferentes tipos de átomos (de um dado elemento) na natureza.

50. Propriedades dos Átomos

51. Aula 1
Lista de Exercícios
Maia & Bianchi:
- Capítulo 1: Questões 7, 8, 10, 11, 12, 13, 14, 21, 22.
- Capítulo 2: Questões 15, 16, 24, 25, 26
Brown et al.:
- Capítulo 1: Questões 1.23, 1.24, 1.25, 1.26, 1.27, 1.29, 1.64,
1.67, 1.74, 1.75, 1.76.

52. FIM
alexandre.lima@ctec.ufal.br