QUÍMICA Básica
Importância da Química
A Química está presente em todos os momentos da vida do
ser humano. Exemplos:
a) No corpo humano: o sangue transporta substâncias químicas
como ácido láctico, ácido cítrico, uréia, glicose, colesterol, água.
b) No supermercado: encontra-se uma variedade de produtos, tais
como detergentes, creme dentais, papel, sal, vinagre, pão, leite,
roupas sintéticas e de algodão.
c) No combustíveis: gasolina, óleo diesel e álcool, obtidos a partir do
petróleo e cana-de-açúcar.
Química
É o ramo da ciência que estuda os materiais que constituem
a
natureza,
suas
composições
e
preparações,
as
transformações que sofrem, e as energias envolvidas nesses
processos e também a produção de novos materiais.
Matéria
Pode ser definida como tudo aquilo que ocupa lugar no espaço e
que tem massa.
Exemplos: granito, madeira, barra de chumbo, ar, água, etc.
Corpo
É qualquer porção limitada de matéria.
Exemplos: Uma tora de madeira, uma tábua, uma placa de alumínio, um
bloco de mármore, etc.
Objeto
É a porção limitada de matéria, que por sua forma especial, presta-se a um
determinado uso.
Exemplos: cadeira; estátua, carro, etc.
Volume, massa e inércia
Volume é o lugar geométrico que um corpo ocupa nos três eixos
de coordenadas cartesianas.
z
y
x
Massa de um corpo exprime a capacidade do mesmo em se manter no
estado de inércia.
Inércia é a resistência de um corpo modificar seu estado de repouso ou
movimento uniforme na presença de uma força aplicada sobre o mesmo.
Peso e Massa
Peso é a medida da força com que uma massa atrai a outra.
Por exemplo, no planeta Terra, o peso de um objeto é a intensidade com
que a força gravitacional da Terra atrai o objeto. O peso de um corpo
depende então da massa do objeto a ser atraído, da massa da Terra e
da distância que este corpo encontra-se do centro da Terra.
PESO

MASSA
Exemplo: Um corpo tem no nível do mar um peso maior do que se
estivesse no topo da mais alta montanha do mundo, o Monte Everest.
Estados da Matéria
Características próprias: volume, densidade e forma.
Pressão e Temperatura
Sólidos
Um sólido apresenta uma estrutura extremamente compacta na
qual as partículas estão fortemente.
Possuem forma e volume próprios
Organizadas
cristalinos.
na
grande
maioria
dos
sólidos
em
retículos
Alterações na pressão e temperatura provocam pequenas
modificações de contração ou expansão, podendo ser em muitos
casos desprezadas.
Líquidos
As moléculas possuem mobilidade no meio onde estão
dispostas, não possuindo forma própria e se adaptando a
forma do recipiente que as contém
Possuem volume definido, sendo a variação deste em relação
a pressão e temperatura pouco considerável (desde que não
haja transformação de estado físico).
Gases
Não possuem nem forma definida nem volume próprio.
Volume é fortemente dependente da pressão e da temperatura
que é exercida sobre o recipiente que contém o gás.
No estado gasoso, as moléculas estão muito mais distanciadas
umas das outras do que nos estados líquido e sólido.
Resumo
Estado
Sólido
Líquido
Gasoso
Característica
Forma
Própria
Volume
constante
Arranjo de partículas
Agregação de partículas
Movimento de partículas
Ordenadas
Muito próximas
Muito forte
Pouca
liberdade
A do recipiente
A do recipiente
constante
O do recipiente
Desordenadas
Próximas
Forte
Relativa
liberdade
Muito desordenadas
Muito distantes
Praticamente
Nenhuma
Grande
liberdade
Mudanças de Estado Físico
FUSÃO
VAPORIZAÇÃO
SÓLIDO
LÍQUIDO
SOLIDIFICAÇÃO
GASOSO
CONDENSAÇÃO
SUBLIMAÇÃO
Átomos
A matéria se apresenta de uma forma descontínua, formada por
entidades denominadas átomos.
São conhecidos 112 tipos de átomos, sendo que 90 são naturais e os
restantes são artificiais (produzidos em laboratório mediante aceleração de
partículas)
Moléculas
As diferentes combinações entre átomos resultam em grupamentos
denominados de moléculas.
Dois ou mais átomos do mesmo ou de diferentes tipos compõem
uma molécula.
Em uma molécula, os átomos permanecem unidos por forças que
são denominadas de ligações químicas.
As moléculas encontram-se unidas por forças intermoleculares no
estado sólido ou líquido ou afastadas como no estado gasoso.
Átomos x Moléculas
Átomos
O
Oxigênio
Molécula
H
Hidrogênio
H2O
Água
Estrutura didática do Átomo
Prótons
Nêutrons
Elétrons
NÚCLEO
Prótons +
Neutrons
ELETROSFERA
Elétrons
Órbitas
quantizadas
Sistema Planetário
Partículas Atômicas
O próton e o elétron possuem carga. O próton possui carga
positiva e o elétron carga negativa. O nêutron, como o nome
sugere, é neutro.
Um átomo pode ser neutro (como o é em seu estado fundamental)
ou pode constituir um íon (se o átomo ou um aglomerado deles ele
possui carga, positiva ou negativa).
O próton e o nêutron possuem massa, sendo a massa deles
quase idêntica e, ambas, aproximadamente igual à unidade de
massa atômica.
O elétron não possui massa, ou melhor, a massa do elétron
representa 1/1837 vezes a massa de um próton, sendo
desprezível até para as dimensões dos átomos.
PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMO
Núcleo
Eletrosfera
Partículas
Massa
relativa (u)
Carga relativa
(u)
Nêutrons (n)
1
0
Prótons (p) ou (Z)
1
+1
Elétrons (e)
1
 0
1840
-1
Número Atômico
Átomos do mesmo tipo são os que possuem o mesmo número
de prótons e são denominados de isótopos quando o número
de nêutrons varia.
Como o número de prótons define o átomo do elemento
químico, este número passou a ser chamado de número
atômico, e é simbolizado pela letra Z.
Número de prótons = Número atômico = Z
Número Atômico
Como os átomos são eletricamente neutros, o números de
prótons (p) é igual ao número de elétrons (e).
Z=p=e
EXEMPLOS:
Nome
Símbolo
Z
Representação
Prótons
Elétrons
ouro
Au
79
79Au
79
79
ferro
Fe
26
26Fe
26
26
Elemento Químico
É o conjunto formado por átomos iguais, de mesmo número
atômico.
São representados por meio de símbolos.
Exemplos: H (hidrogênio), C (carbono) e Cu (cobre).
Índice: é um número que indica a quantidade de átomos de cada
elemento presente na substância.
Fórmula: conjunto de símbolos e índices que representam a
molécula de uma substância.
Exemplo:
Símbolo do
hidrogênio
índice do
hidrogênio
H2O
Símbolo do
oxigênio
índice do
oxigênio
Número de Massa - A
Soma do número de prótons (Z) mais o número de nêutrons (n)
presentes no núcleo do átomo.
A=Z+n
ou
A=p+n
n=A-Z
Número de massa é diferente de massa atômica.
Número de Massa - A
Representação esquemática:
A
X
Z
ou
Z
X
A
EXEMPLOS:
Símbolo
Z
A
Representação
Cr
24
52
79Cr
K
19
39
19K
52
39
Prótons
Elétrons
Nêutrons
24
24
28 (52-24)
19
19
20 (39-19)
Semelhanças Atômicas
A) ISÓTOPOS: são átomos do mesmo elemento químico
(mesmo Z) que diferem na massa atômica (A).
EXEMPLOS:
24
12
Mg
25
12
Mg
26
12
Mg
A ≠
Z=
n≠
B) ISÓBAROS: são átomos de elementos químicos diferentes, mas
com mesma massa atômica (mesmo A).
EXEMPLOS:
28
12
Mg
28
13
Al
28
14
Si
A =
Z≠
n≠
Semelhanças Atômicas
C) ISÓTONOS: são átomos que apresentam o mesmo número de
nêutrons (n), mas diferentes números atômicos (Z) e de massa (A).
EXEMPLOS:
14
7
N
7p
7e
7n
13
C
6
6p
6e
7n
Z≠
A≠
n =
D) ISÓELETRÔNICOS: são átomos e íons que apresentam o
mesmo número de elétrons (e).
EXEMPLOS:
23
11
Na
+
11 p
10 e
12 n
27
13
Al
+3
13 p
10 e
14 n
Z≠
n≠
A≠
e =
Distribuição Eletrônica
Os elétrons estão distribuídos em 7 camadas eletrônicas ao redor do núcleo,
designadas pelas letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P e Q. À medida que as
camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas
localizados.
1º
2º
3º
4º
5º 6º 7º
Nível, subnível e orbital
Cada nível ou camada é subdividido em subníveis de energia.
Os subníveis são simbolizados por letras características, s, p, d, f...
Cada subnível é dividido em orbitais, que representam onde os
elétrons estão alocados. Cada orbital pode comportar até 2 elétrons.
1° subnível – s
(1 orbital)
2º subnível – p (3 orbitais)
3º subnível – d (5 orbitais)
4º subnível – f
(7 orbitais)
Nº de elétrons
2
6
10
14
Distribuição dos elétrons na
eletrosfera
Nível
K–1
L–2
M–3
N–4
O–5
P–6
Q–7
nº de Elétrons
2
8
18
32
32
18
2
Subnível
s2
s2 p6
s2 p6 d10
s2 p6 d10 f14
s2 p6 d10 f14
s2 p6
s2
Orbitais
1
4
9
16
16
9
1
Notação da Configuração
eletrônica
Escreve-se o número quântico principal antes da letra indicada do subnível, a
qual possui um "expoente" que indica o número de elétrons contidos nesse
subnível.
Exemplo: 4p4
O coeficiente "4" significa número referente a camada N.
No subnível p contendo 4 elétrons
Distribuição eletrônica de
Pauling
Esta distribuição nos dá a ordem de energia dos subníveis.
Distribuição eletrônica por
subnível
EXEMPLO:
17
Cl

camada
1s
2
2s 2p
2
6
3s 3p
2
n=1
n=2
n=3
2 e-
8 e-
7 e-
K
K=2
L
L=8
M
M=7
6
Camada e elétron de valência
Átomo de Potássio (Z = 19), cuja distribuição eletrônica é dada por:
K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Camada de
valência
nível mais externo do
átomo
Elétron de
valência
Camada e elétron de valência
Átomo de Sc (Z = 21)
Distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Subnível de maior
energia
OBS.: O subnível mais energético nem sempre é o mais afastado.
Então, ordenando os subníveis pelo nº de níveis, obtém-se a
ordem geométrica ou de distância.
21Sc:
1s2
K=2
2s2 2p6
L=6
3s2 3p6 3d1
4s2
M=9
N=2
Subnível mais
externo
Íons
É a espécie química que apresenta o número de prótons diferentes
do números de elétrons.
Os átomos aos ganharem ou perderem elétrons originam dois
tipos de íons: ânions e cátions.
Cátions: apresenta carga positiva por ter perdido elétrons. A
carga indica o número de elétrons perdidos.
Ânions: apresenta carga negativa por ter recebido elétrons. A
carga indica o número de elétrons recebidos.
Íons
EXEMPLO DE CÁTIONS:
Símbolo
Z
A
Carga
Neutro
Perder e-
27 +3
13Al
13
27
+3
Carga
Neutro
Ganhar e-
-2
p = 16
n = 16
e = 18
p = 16
n = 16
e = 18
p = 13
n = 14
e = 13
p = 13
n = 14
e = 10
EXEMPLO DE ÂNIONS:
Símbolo
32 -2
16S
Z
16
A
32
Íons
Íon negativo
chama-se ânion
17Cl
Íon positivo
chama-se cátion
11Na
Cl
+ 1 e-
Átomo de cloro
Neutro
p = 17
e = 11
Ânion cloreto
Uma carga negativa
e = 18
- 1 e-
Átomo de sódio
Neutro
p = 11
-
p = 17
e = 17
Na0
Cl
Na+
Cátion sódio
Uma carga positiva
p = 11
e = 10
Íons
Conclusão:
• O íon não possui o mesmo tamanho que o átomo que lhe deu
origem.
• Os elétrons causa um efeito denominada de blindagem do
núcleo atômico.
• Com a retirada de elétrons, o núcleo consegue atrair os
elétrons remanescentes com maior intensidade, fazendo com que
seu raio diminua.
• Com a adição de um elétrons ao átomo, o núcleo perde força
na atração dos elétrons e o raio aumenta.
CLASSIFICAÇÃO
DA MATÉRIA
SUBSTÂNCIAS PURAS
· Composição definida;
· N ão podem ser separadas
apenas com processos físicos;
· T emperatura constante
durante mudança de estado
físico.
SUBSTÂNCIA
SIMPLES
Formada por
um tipo de
elemento
ELEMENTOS
SUBSTÂNCIA
COMPOSTA
Constituídos
de 2 ou mais
elementos;
Substâncias puras
mais simples que
existem;
MISTURAS
· Composição variável;
· S ão separadas por
processos físicos;
· T emperatura variável
durante mudança de estado
físico
MISTURAS
HOMOGÊNEAS
(SOLUÇÕES)
· Constituídas por
duas ou mais
substâncias;
· São monofásicas.
MISTURAS
HETEROGÊNEAS
· Constituídas por
duas ou mais
substâncias;
· P ossui duas ou
mais fases.
Substâncias Simples fenômeno de Alotropia
Uma substância simples pura é capaz de tomar forma como substâncias
distintas (geralmente duas)
Diamante
Grafite
Misturas
Podem ser sólidas, líquidas ou gasosas, podendo ser separada
mediante processos físicos de acordo com as propriedades
físicas das substâncias que a compõe.
Pode ser obtida em qualquer proporção
As propriedades físicas da mistura (ponto de congelamento, ponto
de ebulição, densidade, etc.) são função da composição da mistura.
Exemplo de mistura é o petróleo, que é uma mistura de vários
hidrocarbonetos e outros compostos. O leite, o granito, a água
do mar, o ar, todos estes são exemplos de misturas.
Misturas
Misturas homogêneas
Misturas heterogêneas. O que define o tipo de mistura são as
fases que a mistura possui.
Fase é qualquer região com as mesmas características
•
•
•
•
Monofásicas – 1 única fase.
Bifásicas – 2 fases.
Trifásica – 3 fases.
Polifásicas – misturas que envolvem 4 ou mais fases.
Fases
SISTEMA
FASES
1 – água
1 – água (líquida)
2 – água e sal
1 – solução de água salgada (líquida)
2 – água e areia
2 – água(líquida) e areia (sólida)
2 – óleo e água
2 – água e óleo (líquidas)
2 – óleo, água
3 – água (líquida), gelo (água sólida)
e óleo(líquida)
2 – água e gás carbônico
3 – água (líquida), gelo (sólida) e gás
carbônico (gasosa)
4 – óleo, água, sal,
granito
6 – óleo (líq.), sol. de água salgada (líq.),
gelo, quartzo, mica e feldspato (sólidas)
2–LIGAÇÕES
QUÍMICAS
Ligações Químicas
Os elementos reagem buscando um estado energético mais
favorável, mais estável.
Regra do octeto: toda a ligação química busca a estabilidade
eletrônica de um gás nobre, com oito elétrons na camada de
valência [s2 p6] ou com dois elétrons no caso do hélio [s2].
elétrons de valência (últimos elétrons em termos de energia) dos
elementos químicos teriam a capacidade de serem doados ou
compartilhados
Potencial de ionização
Energia necessária para se retirar de um átomo neutro um
elétron e transforma-lo em um íon (no caso, um cátion).
Este valor é representativo da estabilidade da estrutura
eletrônica de um átomo.
Metais tem maior tendência em perder estes elétrons da camada
de valência pois possuem baixo potencial de ionização.
Afinidade eletrônica
Energia liberada quando um átomo adquire um elétron para
tentar completar sua configuração eletrônica. Também é
representativo da estabilidade do elemento, pois quanto menor a
energia liberada, menor é a capacidade de um átomo em receber
um elétron.
Os átomos que possuem maior afinidade eletrônica são os não
metais (ficam a direita na tabela periódica) e os metais tem
afinidade eletrônica desprezível.
Eletronegatividade
Representa a habilidade relativa de um átomo em uma molécula
em atrair para si a densidade eletrônica.
Mede a capacidade de átomos em doar ou receber elétrons, em
função do potencial de ionização e da eletroafinidade dos
elementos envolvidos na ligação química.
Quanto maior o potencial de ionização e a afinidade
eletrônica de um elemento da ligação e menor for o
potencial de ionização e a afinidade eletrônica do outro
elemento, maior é a diferença de eletronegatividade.
Ligação Iônica
Diferença de eletronegatividade
entre os átomos envolvidos
grande
Sólidos iônicos
Sólido iônico geralmente racha em um
plano definido
Apresentam elevado ponto de fusão
em função da força da ligação iônica
São maus condutores de eletricidade
no estado sólido
Ligação Covalente
Dois ou mais átomos de uma ligação compartilham um ou mais
pares eletrônicos com 1 elétron de cada par proveniente de um
átomo.
O efeito da eletronegatividade semelhante entre os constituintes
desta ligação está no fato de que o elétron de um átomo não é
retirado dele, mas é deslocado para formar o par com o elétron
do outro átomo
Esta ligação ocorre entre não metal com não metal, não metal
com hidrogênio e hidrogênio com hidrogênio
Fórmula eletrônica ou de Lewis
Todos os elétrons da última camada são representados ao redor de
cada um dos átomos envolvidos na ligação, colocando lado a lado
os elétrons que serão compartilhados.
H. +
.H
H
. .
H
Fórmula estrutural
Mostra a estrutura molecular através de barras (traços),
mostrando a posição dos átomos na ligação química.
Cada traço representa um par de elétrons compartilhado.
C
C
Fórmula Molecular
Mostra apenas os elementos
molécula e suas quantidades
envolvidos
na
formação
da
Escreve-se o elemento menos eletronegativo, seguindo a ordem
crescente de eletronegatividade da esquerda para a direita a
medida que vai se escrevendo a molécula, sendo que átomos
do mesmo elementos são representados juntos na fórmula
molecular
A quantidade de átomo de cada elemento que compõe a
molécula é mostrada pelo sub-índice ao lado direito dos
elementos sendo que o sub-índice 1 não é necessário
Exemplo: H2, HCl, CaCO3, C2H6
Ligações duplas e triplas
Existem situações onde dois átomos podem compartilhar mais
de um par de elétrons, originando então as ligações duplas e
triplas entre alguns elementos.
H
H
C
O2
C
O
H
H
O
ou
H
H
N2
C
C
N
N
H
H
Ligações metálicas
A condução de eletricidade se dá através da nuvem eletrônica