Química Geral - 2014/2015
Professor Valentim Nunes, Unidade Departamental de Engenharia
email: [email protected]
Gabinete: J207
Pág. Web:
http://www.docentes.ipt.pt/valentim/ensino/quimica1.htm
(é bastante útil a consulta desta página!)
Why study chemistry?
• Porque é necessário para obter a graduação em Engenharia!!!
• Pela inúmeras aplicações no nosso dia-a-dia
•Diferentes disciplinas dependem da Química: materiais, reacção
química, energia, ambiente, bioquímica, etc.
• Compreensão de aspectos ambientais: camada de ozono, chuva
ácida, reacções nucleares, medicamentos, reciclagem, etc.
Ver lição de apresentação!
Planificação das aulas teóricas
1ª Semana
2ª Semana
18/09
25/09
Apresentação; Química e o nosso futuro
Ferramentas da Química I
3ª Semana
4ª Semana
5ª Semana
6ª Semana
02/10
09/10
16/10
23/10
Ferramentas da Química II
Ferramentas da Química III - Termoquímica
Estrutura Atómica
Tabela Periódica
7ª Semana
8ª Semana
9ª Semana
10ª Semana
11ª Semana
30/10
06/11
13/11
20/11
27/11
Ligação Química
Estados da Matéria - Estado Gasoso
(Cont.)Líquidos, Sólidos e Mudanças de Fase
Propriedades Físicas das Soluções
Equilíbrio Químico - Lei da Acção de Massas
12ª Semana
13ª Semana
14ª Semana
04/12
11/12
18/12
(Cont.) Equilíbrio Ácido-Base
(Cont.) Equilíbrio de Solubilidade
Revisões
Ferramentas básicas da Química
Química - É uma Ciência experimental que se ocupa do estudo da Matéria e das
transformações que nela ocorrem.
Matéria: Tudo o que possui massa e ocupa espaço.
Substância pura: forma de matéria com composição bem definida e propriedades
próprias. Exº: H2O, ouro, O2, etc..
Elementos: blocos básicos da matéria! Não podem ser
decompostos por meios químicos em substâncias mais simples
Compostos: combinação de dois ou mais elementos unidos
quimicamente em proporções bem definidas e constantes.
Misturas: combinação de duas ou mais substâncias que mantêm a sua identidade.
Homogéneas: Constituídas por uma única fase uniforme
Heterogéneas: múltiplas fases.
Classificação da Matéria
Elementos
Elements…
Elementos
Elements…
Estados da Matéria
Todas as substâncias podem, em princípio, existir em três estados:
Sólido
Líquido
Gasoso
Unidades do Sistema Internacional (SI)
Unidades de Base: comprimento (m); massa (kg); tempo (s),
corrente (A); Temperatura (K); intensidade luminosa (cd);
quantidade de substância (mol).
Unidades derivadas: exº volume (m3); força (N); energia (J), etc.
Conversão de unidades --> método do factor unitário
 = 1300 kg/m3
= 1300 kg/ m3  (1 m3/ 1106 cm3)  (1000 g/ 1 kg)
 = 1.3 g/ cm3
Propriedades dos materiais
Propriedades intensivas: não dependem da quantidade de
matéria: exº densidade, temperatura…
Propriedades extensivas: dependem da quantidade de matéria:
exº massa, volume…
Propriedades físicas: características que não alteram a
composição química do material: exº ponto de fusão,
temperatura, dureza, condutividade,..
Propriedades químicas: envolvem a mudança de composição
química: exº reactividade química, combustão, polimerização,
explosividade,….
Densidade….
Density - an Intensive, Physical Property
• For Most materials, density decreases with temperature as the
volume increases -- not so for water
If the density of ice at 0° C is 0.917 g / ml how much mass of ice is
there in 75 ml of ice?
 = m/V  m = V = 0.91775 = 69 g
Teoria atómica
Dalton: elementos são constituídos por partículas pequenas, chamados átomos. Os
átomos de um dado elemento são iguais, indivisíveis e indestrutíveis (Not true!!)
Estrutura do átomo
Thomson: electrões
Rutherford: protões e o núcleo.
Chadwick: neutrões.
The Nuclear Atom
Relações mássicas
Número atómico, Z: número de protões do núcleo.
Número de massa, A: número de protões + número de neutrões do núcleo.
Um átomo X é designado por
A
Z
X
Isótopos: átomos de um mesmo elemento mas com diferente número de massa.
Unidade de massa atómica: propriedade fundamental dos átomos. Por Convenção
Internacional 1 u.m.a. é igual a 1/12 da massa de um átomo de carbono 12, 12C
6
Massa atómica: é a massa média pesada de um elemento, tendo em conta a
abundância natural relativa dos isótopos desse elemento.
Relações mássicas
Mole, mol: Quantidade de substância que contem o mesmo número de entidades
elementares (átomos, moléculas, iões ou outras partículas) quantos os átomos
existentes em exactamente 12 g de carbono-12. 1 mol contem sempre o mesmo
número de partículas.
Constante de Avogadro: NA  6.022 1023 mol-1
Massa molar: a massa em gramas de 1 mol de átomos de um elemento. A massa molar
é a quantidade em gramas numericamente igual à massa atómica em u.m.a.
Moléculas, Iões e seus compostos
Molécula: agregado de pelo menos dois átomos ligados por forças químicas. É a mais
pequena entidade em que uma substância pura, como o açúcar ou água, pode ser
dividida e ainda reter a composição e propriedades químicas da substância. São
representadas por fórmulas:
molecular: C2H6O
condensada: CH3CH2OH
estruturais:
Iões: Um ião é um átomo ou grupo de átomos que tem uma carga positiva ou negativa
- monoatómicos ou poliatómicos.
Catiões: Al3+, Cu2+, NH4+, …..
Aniões: O2-, F-, CO32-, ….
Compostos
Compostos iónicos
Para escrever a fórmula de um composto iónico usamos a “regra do abraço”:o índice
do catião é numericamente igual á carga do anião, e o índice do anião é
numericamente igual à carga do catião.
Ca2+ + Cl-  CaCl2 ; Al3+ + O2-  Al2O3
Compostos moleculares: não-iónicos, resultam geralmente da combinação de dois
elementos não-metálicos.
Massa molar de um composto: é a massa em gramas do número de Avogadro de
moléculas (ou unidades de fórmula num composto iónico). Calcula-se pela soma das
massas atómicas dos elementos constituintes.
Composição percentual dos Compostos
Composição percentual de um composto: é a percentagem em massa de cada
elemento num composto.
Exº NH3
%N = (massa N/massa de NH3) x100 = (14.007/17.031)x100 = 82.24%
%H = (3xmassa de H/massa de NH3)x100 = 17.76%
Obtenção de fórmulas empíricas e moleculares:
--> converter massa em %
--> converter massa em número de moles
--> encontrar a razão entre o número de moles de cada elemento
(permite obter a fórmula empírica)
--> a partir da massa molar, obter a fórmula molecular
Nomenclatura de compostos Inorgânicos
Compostos iónicos: muitos compostos iónicos são binários ou formados apenas por
dois elementos. O primeiro elemento nomeado é o anião não-metálico, seguido do
catião. O nome do anião obtém-se adicionando a terminação “eto”
A terminação em “eto” é também usada para alguns grupos aniónicos com elementos
diferentes como o ião cianeto (CN-).
Com excepção do ião amónio (NH4+), todos os catiões com interesse resultam de
átomos de metais e recebem o nome dos seus elementos.
Exemplos:
NaCl : cloreto de sódio
KBr : brometo de potássio
ZnI2 : iodeto de zinco
Al2O3 : óxido de alumínio (!)
Nomenclatura de compostos Inorgânicos
Nomes e fórmulas de alguns catiões e aniões inorgânicos comuns
Catião
Anião
__________________________________________________________________
Amónio, NH4+
Carbonato, CO32Bário, Ba2+
Clorato, ClO3Sistema de Stock:
Cádmio, Cd2+
Cloreto, ClCálcio, Ca2+
Cromato, CrO42FeCl2: cloreto de ferro (II)
+
2Césio, Cs
Dicromato, Cr2O7
FeCl3: cloreto de ferro (III)
Chumbo(II), Pb2+
Fluoreto, FCrómio, Cr3+
Hidreto, HCobre(I) ou cuproso, Cu+
Hidrogenocarbonato ou bicarbonato, HCO3Cobre(II) ou cúprico, Cu2+
Iodeto, IFerro(II) ou ferroso, Fe2+
Nitrato, NO3Ferro(III) ou férrico, Fe3+
Nitreto, N3Lítio, Li+
Óxido, O2Potássio, K+
Peróxido, O22Sódio, Na+
Sulfato, SO42Zinco, Zn2+
Sulfureto, S2____________________________________________________________________________________________________________
Nomenclatura de compostos Inorgânicos
Compostos moleculares: Ao contrário dos compostos iónicos, os compostos
moleculares contêm unidades moleculares discretas. A nomenclatura de compostos
binários é semelhante aos compostos iónicos.
Exemplos:
HCl : cloreto de hidrogénio; SiC: carboneto de silício
Para outros compostos utilizam-se os prefixos gregos para indicar o número de
átomos de cada elemento na molécula:
Exemplos:
CO: monóxido de carbono
CO2: dióxido de carbono
SO3: trióxido de enxofre
PCl3: tricloreto de fósforo
Nomenclatura de compostos Inorgânicos
Ácidos e Bases: um ácido pode ser descrito como uma substância que liberta iões de
hidrogénio, H+, quando dissolvida em água, enquanto uma base pode ser descrita como
uma substância que cede iões hidróxido, OH-, quando dissolvida em água.
Aniões cujo nome termina em “eto” formam ácidos com uma terminação em “ico”
Exemplos:
F- ,fluoreto
HF, ácido fluorídrico
Cl-, cloreto
HCl, ácido clorídrico
CN-, cianeto
HCN, ácido cianídrico
Nomenclatura de compostos Inorgânicos
Os oxoácidos são ácidos que contêm hidrogénio, oxigénio e
um outro elemento.
Oxoácido
ácido “per---ico”
Remoção de todos os iões H+
Oxoanião
“per--ato”
+O
ácido “--ico”
“--ato”
-O
ácido “--oso”
“--ito”
-O
ácido “hipo--oso”
“hipo--ito”
Nomenclatura de compostos Inorgânicos
Ácido
HClO4 (ácido perclórico)
HClO3 (ácido clórico)
HClO2 (ácido cloroso)
HClO (ácido hipocloroso)
Anião
ClO4- (perclorato)
ClO3- (clorato)
ClO2- (clorito)
ClO- (hipoclorito)
Hidratos: são compostos que possuem um número específico de moléculas de água
ligadas a si.
Exemplos:
BaCl2 ·2H2O
MgSO4 ·7 H2O
dihidrato de cloreto de bário
heptahidrato de sulfato de magnésio
Recomendações Finais
Utilizem estes “slides” em conjuntos com as vossa notas da lição!
Complementem o vosso estudo com a leitura do Capítulo 1 e 2
do Chang (R.Chang, Química, 11ª ed., McGraw-Hill, Lisboa, 2013)
Resolvam os exercícios da 1ª série!
Boa semana!