Unidade 1 nova friburgo

UNIDADE 1: CONCEITOS FUNDAMENTAIS
 Química: é o estudo da composição e das propriedades
da matéria, que inclui todas as substâncias químicas que
compõem as coisas tangíveis.
 Estrutura básica da matéria
 Forças que determinam as propriedades que observamos
 Método científico: processo cíclico no qual obtemos e
acumulamos informação sobre a natureza, formulamos
explicações para o que nós observamos e, então,
testamos as explicações com novas experiências.
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Criação de novos materiais
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 Fatos empíricos (observações / dados).
 Leis científicas baseadas nos resultados de muitas
experiências.
 Hipótese (tentativa de explicação).
 Teoria (explicação testada, embora nunca seja provada
de forma absoluta).
 Todas as substâncias são compostas por partículas
menores (átomos);
 Os átomos individuais combinam-se de diversas
maneiras para formar partículas mais complexas
(moléculas). 3
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 Exemplo: C e H
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Metano Butano Benzeno
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 Matéria: é qualquer coisa que ocupe espaço e tenha
massa.
 Obs: Massa  Peso
 Massa é a quantidade de matéria que existe em um
objeto. A massa fornece uma indicação da
quantidade de movimento de um objeto ou da
resistência que ele oferece a uma mudança de
movimento.
 Peso = é a força que atua sobre um objeto quando
ele está em um campo gravitacional.
 Reação química: são transformações que alteram a
composição química das substâncias.
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 Exemplo: Reação de decomposição
2 NaCl (s)  2 Na (s) + Cl2 (g)
 Substâncias que não podem ser decompostas em outras
mais simples através de reações químicas – elementos.
Os elementos são representados por símbolos,
encontram-se na Tabela Periódica (90 existentes na
Natureza e 27 artificiais).
 Exemplos: Hg, Fe, He, K, Na, F,... 6
Sólido metálico, branco-prateado
Gás verde-pálido
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 Composto: substância formada de dois ou mais elementos diferentes,
na qual esses elementos estão sempre combinados na mesma
proporção fixa (isto é, constante) de massas.
Exemplos: H2O, NaOH, CaCO3
 Substância pura: elementos, substâncias simples e compostos (a
composição sempre é a mesma independentemente da sua fonte);
 Misturas: misturas de elementos ou de substâncias
 Homogêneas: tem as mesmas propriedades em qualquer ponto da
mistura (ligas – s/s, soluções – s/l, l/l, ou misturas gasosas).
 Heterogêneas: consiste de duas ou mais regiões que têm as
propriedades diferentes (fases).
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 Transformação física: não há formação de novas
substâncias químicas.
Exemplos: processo de criação de uma mistura
(mistura de Fe(s) e S(s)), dissolução de açúcar em
água, evaporação de um líquido,...
 Transformação química: é uma reação química. A
composição química das substâncias envolvidas é
alterada.
Exemplo: Fe (s) + S (s)  FeS (s)
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Matéria
Mistura
(composição
variável)
Mistura homogênea
(água / álcool,...)
Mistura
heterogênea
(água / óleo,...)
Substâncias puras
(composição
constante)
Composto (NaCl)
Substância simples
(H2, Cl2...)
Elementos
(Fe, K, Cu...) 9
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 Curva de aquecimento: um levantamento de dados muito útil na química é a
chamada curva de aquecimento. Pega-se uma amostra no estado sólido a uma
determinada temperatura e submete-se a mesma a um aquecimento constante. A
amostra sólida vai aquecendo até que começa a fundir. Transformada em líquido
continua aquecendo até entrar em ebulição. Mesmo depois de transformada em
gás, pode continuar sendo aquecida. Tomando nota das temperaturas de tempos
em tempos, podemos construir o seguinte gráfico:
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Substância pura
Mistura
Mistura azeotrópica (PE constante; ex: 4% água / 96%
álcool)
Mistura eutética (PF constante; ex: 37% Pb / 63% Sn)
Mistura simples
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Propriedades
(características) dos
materiais: são usadas
para distinguir uma
espécie da outra
Propriedade física: a
composição química do
objeto de estudo não
muda no ato da
observação
Cor, ponto de fusão,
ponto de ebulição,...
Propriedade química:
descreve uma
transformação química
(uma reação química)
que uma substância
sofre
Resistência à ácidos,
resistência ao oxigênio,
degradação,...
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 Estados físicos mais comuns da matéria
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Sólido Líquido Gás
fusão vaporização
solidificação condensação
sublimação
sublimação
Processo endotérmico
Processo exotérmico
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Em física, termodinâmica, química, físico-química e
física da matéria condensada, um ponto crítico,
também chamado de estado crítico, é uma
condição específica de temperatura e pressão acima
da qual não se pode mais diferenciar as fases da
matéria.
Em Física, o ponto triplo de uma
substância é a temperatura e a pressão
nas quais os três estados da matéria
(sólido, líquido e gasoso) coexistem em
equilíbrio termodinâmico. O ponto triplo a
temperatura da água é exatamente
273,16 kelvin (0,01 °C) e a pressão é
611,73 pascal (cerca de 4,59 mmHg).
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 O ponto de ebulição ou temperatura de ebulição é a temperatura em que
uma substância passa do estado líquido ao estado gasoso.
 No ponto de ebulição, a pressão do vapor saturado de um líquido é igual à
pressão ambiente (do sistema), a qual pode ser considerada a pressão
atmosférica (760 mmHg), caso o sistema esteja comunicante com a atmosfera
terrestre e ao nível do mar. Neste último caso, deve-se levar em conta que o
ponto de ebulição varia com a altitude, já que a pressão atmosférica varia com a
mesma.
 Quanto mais baixa for a pressão do sistema, menor será o ponto de ebulição e
vice-versa. O ponto de ebulição da água em condições de atmosfera padrão é
de 100C. Vale citar, como exemplo que, a água, em pressões muito baixas,
ferve à temperaturas bem inferiores à 100C.
 De acordo com a definição IUPAC, ponto de ebulição é a temperatura na qual a
pressão de líquido iguala-se a pressão atmosférica.
 No princípio do funcionamento de uma panela de pressão, há o aumento da
pressão atmosférica dentro da panela e isso faz com que o seu ponto de
ebulição seja maior, podendo atingir temperaturas de até 120°C da água e haja
um cozimento mais rápido do alimento.
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 Em Física, o plasma é denominado o quarto estado da matéria. Difere-se dos sólidos,
líquidos e gasosos por ser um gás ionizado, constituídos por átomos ionizados e
elétrons em uma distribuição quase-neutra (concentrações de íons positivos e
negativos praticamente iguais) que possuem comportamento coletivo. A pequena
diferença de cargas torna o plasma eletricamente condutível, fazendo com que ele
tenha uma forte resposta a campos eletromagnéticos.
 Esta mudança de estado físico acontece da seguinte forma: ao transferirmos energia
em nível atômico (calor, por exemplo) a um corpo de massa sólida, este aumenta sua
temperatura até o ponto de fusão, tornando sua massa líquida; se transferirmos ainda
mais energia, este atingirá a temperatura de ebulição e sua massa tornar-se-á
gasosa, ainda se aumentarmos a energia transferida ao gás a altíssimas
temperaturas, obteremos o plasma.
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Lâmpadas de plasma: são essencialmente constituídas por uma esfera de vidro
com um gás a baixa pressão e por um eletrodo central a alta voltagem. Descargas
elétricas provocam a excitação e a ionização de alguns átomos de gás. Os
átomos excitados, ao voltarem ao estado inicial, emitem luz.
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 Os condensados de Bose-Einstein são fluidos de baixas temperaturas
com propriedades não totalmente compreendidas, como fluir
espontaneamente para fora do seu recipiente. Este efeito é uma
consequência da mecânica quântica, que postula que qualquer sistema
só pode adquirir energia em quantidades discretas. Se um sistema está a
uma temperatura tão baixa que esteja no seu estado de energia mínima,
não é possível reduzir a sua energia, nem sequer por fricção. Assim
sendo, sem fricção, o fluido facilmente supera a gravidade devido às
forças de adesão entre o fluido e a parede do seu recipiente e tomará a
posição mais favorável, ou seja, a toda a volta do recipiente.
 A existência deste estado da matéria como consequência da mecânica
quântica foi inicialmente prevista por Albert Einstein em 1925, no
seguimento do trabalho efetuado por Satyendra Nath Bose. O primeiro
condensado deste tipo foi produzido setenta anos mais tarde por Eric
Cornell e Carl Wieman em 1995, na Universidade de Colorado em
Boulder, usando um gás de átomos de rubídio arrefecido a 170
nanokelvins (nK). 16
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 Propriedades extensivas da matéria: dependem do
tamanho da amostra. Exemplo: volume, massa,...
 Propriedades intensivas da matéria: são
independentes do tamanho da amostra. Exemplos:
cor, ponto de fusão, ponto de ebulição,...
 Observação: na identificação de substâncias, as
propriedades intensivas (propriedades físicas e/ou
químicas) são muito úteis.
 Observação: medidas qualitativas não informam
numericamente e são, em geral, de valor limitado.
Exemplo: cor de uma substância.
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 Medidas quantitativas envolvem comparações –
sistema de unidades padronizado.
 1960: Sistema Internacional de Unidades (SI)
 Unidades básicas:
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Medida Unidade
Comprimento Metro (m)
Massa Quilograma (kg)
Tempo Segundo (s)
Temperatura Kelvin (K)
Corrente elétrica Ampère (A)
Quantidade de substância Mol (mol)
Intensidade luminosa Candela (cd)
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 Unidades derivadas:
Exemplo:
Área = comprimento x largura = m x m = m2
Quantidade de movimento = massa x velocidade =
massa x comprimento / tempo = kg x m / s = kg.m.s-1
 Unidades de qualquer tamanho:
 Múltiplos: mega (106), quilo (103)
 Submúltiplos: deci (10-1), centi (10-2), mili (10-3),
micro (10-6), nano (10-9), pico (10-12)
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 Unidades de medida que não fazem parte do SI e
ainda estão presentes nos laboratórios e na
literatura científica.
 Comprimento: 1 Å (angstrom) = 10-10 m
 Massa: 1 u (amu) (unidade de massa atômica) =
1,66054 x 10-23 kg
 Temperatura: C (grau Celsius), C + 273,15 = K
 Volume: litro (L), 1 L = 1.000 cm3
 Tempo: hora, 1 h = 60 min; minuto, 1 min = 60 s
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 Sistema inglês de unidades:
 Comprimento:
Polegada: 1 in = 2,54 cm
Pé: 1 ft = 30,48 cm
Jarda: 1 yd = 0,9144 m
Milha terrestre: 1 mi = 1,609 km
 Massa:
Libra: 1 lb = 453,6 g
Onça: 1 oz = 28,35 g
 Volume:
Galão: 1 gal = 3,785 L
Quarto: 1 qt = 946,34 mL
Onça-fluida: 1 oz = 29,6 mL
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 Medidas não são exatas, elas contêm incertezas (erros);
 Erros: ocorrem por limitações do observador e/ou por
limitações nos instrumentos. Também contribuem
variações incontroláveis impostas pelo tempo.
 A confiabilidade da medida dos dados é indicada pelo
número de algarismos significativos usados. Exemplo:
24,4  0,1C  três algarismos significativos (2 exatos e 1
estimado);
24,32  0,01C  quatro algarismos significativos (3 exatos
e 1 estimado)  leitura com maior confiabilidade;
Obs: Na prática executa-se várias medidas e representa-se
a leitura como: média  desvio-padrão (Estatística). 22
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 Observação:
 Exatidão: quão próximo do valor correto ou
verdadeiro é o resultado da medida;
 Precisão: refere-se ao grau de proximidade entre si
das repetidas medidas de uma grandeza e ao grau
de proximidade em relação à média aritmética.
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Preciso
Inexato
Impreciso
Inexato
Preciso
Exato
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 Operações com algarismos significativos (a.s.):
 Zeros à direita de uma vírgula decimal são sempre contados como
algarismos significativos: 4,500  4 a.s.
 Zeros à esquerda do primeiro algarismo diferente de zero nunca são
contados como significativos: 0,0023  2 a.s.
 Zero no final de um números sem vírgula decimal não são considerados
significativos: 45.000  2. a.s.
 Multiplicação / Divisão
(3,148 x 2,7651) / (0,164) = 53,1 (o menor número de a.s.)
 Soma / Subtração
3,247 + 41,36 + 125,2 – 23,768 = 146,0 (a grandeza com menor número de
casas decimais)
▲ Observação: números provenientes de definições (ex: 12 in = 1 ft) e
aqueles que provêm de contagem direta (ex: número de alunos na sala)
não têm incertezas  números exatos, ou seja, com um número infinito
de a.s. 24
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