1) O documento discute vários conceitos químicos como leis de gases, unidades de concentração, métodos de separação de misturas e fórmulas de Lewis. 2) São apresentados os conceitos de ácido e base de acordo com as teorias de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis. 3) A tabela periódica é explicada com detalhes sobre propriedades dos elementos como eletropositividade, eletronegatividade e radioatividade.

1. Prof Telso Ferreira Junior (TJ) Revisão – UFMT - 2007

2. Lei das combinações químicas H 2 SO 4 2 mols de H 1 mol de S 4 mols de O 98 1 Mol H 2 SO 4 98 g H = 1 X 2 = 2 S = 32 X 1 = 32 O = 16 X 4 = 64 2 g de H 32 g de S 64 g de O 6,02 x 10 23 moléculas

3. Unidades de concentração PPM Partes Por Milhão Água = mg/L Ar = L para 10 6 L de Ar Quantidade Mols / L (Molaridade – Conc Molar) 1 L de solução X Mols de soluto Massa g / L (Conc Comum) 1 L de solução X gramas de soluto Molal Mols / Kg (Molalidade) 1 Kg de solvente X Mols de soluto 1 Kg de solvente

4. Unidades de concentração Título Sem unidade (proporção soluto / solução) 100 g solução X g soluto Porcentagem X % 100 X Pureza e Rendimento X % 100 de sistema X da subs m/m (massa/massa) m/v (massa/volume) v/v (volume/volume) gramas mL ou L gramas mL ou L

5. Separação de Misturas - Peneiração

6. Peneiração A figura ao lado mostra diferentes diâmetros de telas, para peneiras.

7. Catação ou seleção manual Separação dos diversos materiais encontrados no lixo, com fins ambientais e econômicos.

8. Separação magnética imã limalha areia

9. Evaporação Extração de NaCl da água do mar, nas salinas.

10. Flotação (ou flutuação)

11. Destilação simples (sem controle de temperatura) Separar NaCl de uma solução aquosa, sem perda da água.

12. Destilação fracionada (com controle de temperatura) Separar os constituintesde uma mistura líquida, que apresentam pontos de ebulição próximos. (H 2 O + álcool)

13. Filtração à vácuo Mistura a ser filtrada Sistema de vácuo

14. Filtração simples ou comum Permite separar sólidos de líquidos.

15. Filtração (câmara de poeira) Permite separar sólidos de gases.

16. Decantação (separando sólidos insolúveis)

17. Decantador (tratamento de água)

18. Decantação (separando líquidos imiscíveis) ampola de decantação Ou Funil de Decantação Ex: água + gasolina

19. Centrifugação

20. Exemplos (fórmulas de Lewis) 1 - Molécula de hidrogênio covalente normal 2 - Molécula de cloro covalente normal

21. Exemplos (fórmulas de Lewis) 3 - Molécula de oxigênio 2 covalentes normais 4 - Molécula de nitrogênio 3 covalentes normais

22. Exemplos (fórmulas de Lewis) 5 - Molécula de ácido clorídrico 1 covalente normal 6 - Molécula de gás carbônico 4 covalentes normais

23. Exemplos (fórmulas de Lewis) 8 - trióxido de enxofre 7 - dióxido de enxofre ligação dativa

24. Exemplos (fórmulas de Lewis) 9 - ânion sulfato (SO 4 -2 ) normal Iônica dativa

25. 1 2 13 14 15 16 17 18 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO Tabela Periódica Metais Alcalinos Alcalinos - TERROSOS Metais GRUPO DO BORO GRUPO DO CARBONO GRUPO DO NITROGÊNIO CALCOGÊNIOS HALOGÊNIOS GASES NOBRES ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

26. - Eletropositivos Sólidos; exceto o Hg (25°C, 1atm); Brilho característico; - Dúcteis (fios); - Maleáveis (lâminas); - São bons condutores de calor e eletricidade. Metais

27. Eletronegativos; Quebradiços; Opacos; Formam Compostos Covalentes (moleculares); - São Péssimos Condutores de Calor e Eletricidade (exceção para o Carbono). Ametais

28. Foram Moléculas Monoatômicas; São Inertes Mas Podem Fazer Ligações apesar da estabilidade (em condições especiais); São Sete: He, Ne, Ar, Xe, Kr, Rn. Gases Nobres

29. 1 - São elementos líquidos: Hg e Br; 2 - São Gases: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Cl, N, O, F, H; 3 - Os demais são sólidos; 4 - Chamam-se cisurânicos os elementos artificiais de Z menor que 92 (urânio): Astato (At); Tecnécio (Tc); Promécio (Pm) e Frâncio (Fr) 5 - Chamam-se transurânicos os elementos artificiais de Z maior que 92: são todos artificiais; 6 - Elementos radioativos: Do bismuto ( 83 Bi) em diante, todos os elementos conhecidos são naturalmente radioativos. Aspectos Importantes

30. B C N O F Cl Br I H Fr É a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons (ametais). Varia da esquerda para a direita e de baixo para cima, excluindo-se os gases nobres. Eletronegatividade

31. F H Li Na K Rb Cs Fr É a capacidade que um átomo tem de perder elétrons (metais). Varia da direita para a esquerda e de cima para baixo excluindo-se os gases nobres. Eletropositividade ou Caráter Metálico

32. He Ne Ar Kr Xe Rn H Fr É a energia necessária para arrancar um elétron de um átomo, no estado gasoso, transformando-o em um íon gasoso. Varia como a eletronegatividade e inclui os gases nobres. A segunda ionização requer maior energia que a primeira e, assim, sucessivamente. Energia de Ionização

33. He H Li Na K Rb Cs Fr É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo. Inclui os gases nobres. Raio Atômico

34. H Fr É a energia liberada quando um átomo recebe um elétron (Afinidade Eletrônica). Varia como o Potencial de Ionização. Não inclui os Gases Nobres. Eletroafinidade

35. É a razão entre a massa e o volume do elemento. Varia das extremidades para o centro e de cima para baixo. Os Ir Densidade

36. Tabela Periódica

37. onde P…pressão V…volume n … quantidade (mol) de gás R … constante universal dos gases T …temperatura absoluta Equação de Clapeyron Sabemos que as variáveis de estado de um gás mantêm uma relação sempre constante: P . V T = constante T Se n = 1 mol de gás, temos: P . V = 0,082 Se n = 2 mol de gás, temos: P . V T = 2 . 0,082 Se temos n de gás, temos: P . V T = n . 0,082 Logo: PV = nRT

38. Transformação Gasosa ISOTÉRMICA (Lei de Boyle) V 1 V 2 P 1 P 2 V P 1 2 P P ( 1 ) ( 2 ) V 1 V 2 2 1 P 1 .V 1 = P 2 .V 2 Isoterma ISOBÁRICA (Lei de Gay-Lussac) V T V 1 V 2 T 1 T 2 Isobárica ISOCÓRICA (Lei de Charles) T T 1 T 2 P 1 P 2 P Isocórica

39. Na mistura há 70% do gás A, logo a sua pressão Parcial será 70% da pressão total: 100%  2 atm 70%  P A = 1,4 atm Na mistura há 30% do gás B, logo a sua pressão parcial será 30% da pressão total: 100%  2 atm 30%  P B = 0,6 atm Mistura Gasosa P total = 2 atm Gás A - Gás B -

40. HCl em água= ácido forte (100% dissociado) Arrhenius NaOH em água= base forte (100% dissociada) Conceitos de ácido-base Arrhenius: ácido + base  sal + água. Problema: a definição se aplica a soluções aquosas. HCl(aq) + H 2 O(aq) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) NaOH(aq) + H 2 O(aq) Na + (aq) + OH - (aq)

41. Bronsted-Lowry Conceitos de ácido-base H + H + HCl(aq) e H 3 O + (aq) são ácidos (doadores de próton  H + ) Cl - (aq) e H 2 O(aq) são bases (receptores de próton  H + ) São pares conjugados HCl(aq) e Cl - (aq) São pares conjugados H 2 O(aq) e H 3 O + (aq) HCl(aq) + H 2 O(aq) H 3 O + (aq) + Cl - (aq)

42. ácido de Lewis: aceptor pares de elétrons base de Lewis: doador de pares de elétrons Lewis Conceitos de ácido-base Ácidos são substâncias receptoras de par eletrônico  Cátios Bases são substâncias doadoras de par eletrônico  Ânions H + (aq) + :OH - (aq) H 2 O Fe 3+ (aq) + SCN - (aq) [FeSCN] 2+( aq) H 3 N + BF 3 H 3 N:BF 3

43. BOA PROVA