QUÍMICA GERAL
LICENCIATURA EM QUÍMICA
Prof. Dr. Sérgio Henrique Pezzin
MATÉRIA E ENERGIA

Matéria:


Substância:


Tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço.
Forma simples e pura da matéria.
Estados da Matéria:



Sólido – Forma rígida da matéria
Líquido – Forma fluida da matéria que tem superfície
bem definida e toma forma do recipiente que a contém.
Gás – Forma fluida da matéria que ocupa todo o
recipiente que a contém.
ATKINS, P e.; Jones, L. “Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio
Ambiente”, Porto Alegre: Bookman, 2001.
http://www.joinville.udesc.br/portal/professores/sergiohp/
PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS

Propriedade Física:



Característica que podemos observar ou medir sem
alterar a identidade da substância.
Ponto de fusão (PF), dureza, cor, estado, densidade.
Propriedade Química:


Habilidade de uma substância em se transformar em
outra(s) substância(s).
P.ex.: hidrogênio reage com oxigênio para formar água.
PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS

Identifique todas as propriedades e
transformações químicas nesta afirmação:
 “O
cobre é um elemento marromavermelhado obtido do sulfeto de cobre
mineral por aquecimento no ar, que forma
óxido de cobre. Aquecendo óxido de cobre
com carbono se produz cobre impuro, que
é purificado por eletrólise
PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS

Propriedade Intensiva:



Independe do tamanho da amostra.
Temperatura, densidade.
Propriedade Extensiva:


Depende do tamanho da amostra.
Massa, volume.
PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS

Calcule a densidade média de um único
átomo de carbono assumindo que é uma
esfera de raio 77 pm e que a massa de um
átomo de carbono é 2,0 x 10-23g.
densidade do diamante é 3,5 g cm-3. O
que sua resposta lhe sugere sobre o modo
como os átomos estão empacotados no
diamante ?
A
ENERGIA

Medida da capacidade de realizar trabalho.


Energia Cinética:


Ec = ½ mv2
Energia Potencial:


Unidade SI: joule (J) – 1J = 1 kg.m2.s-2
Ep = mgh
Energia Potencial de Coulomb:
 q1q2 
EP  

 r 
ENERGIA

Energia do campo eletromagnético


Ondas (rádio, luz, raios-X)
Transporta energia pelo espaço
ENERGIA

Conservação da Energia

Energia total: E = Ec + Ep

Dissipação de energia:
Movimento

térmico
Variação de energia:
ΔE
= Efinal - Einicial
FORÇA E PRESSÃO

Força


Pressão



ma = F
P=F/A
Moléculas chocando-se contra uma parede.
Trabalho

w = F. Δx = P. ΔV
ELEMENTOS E ÁTOMOS

Do que é constituída a matéria ?



Tales de Mileto: água
Heráclito: fogo
Aristóteles / Empédocles:


Água, Terra, Fogo, Ar
Elementos

Substâncias fundamentais a partir das quais todas
as formas de matéria podem ser construídas.
ELEMENTOS E ÁTOMOS
Propriedades dos Elementos
ELEMENTOS E ÁTOMOS

Átomo Filosófico
Atomistas: Demócrito e Leucipo (400-500 aC.)
 Átomo: indivisível
 Aceitação do vazio !


Átomo Científico

Experimentação: Lavoisier, Proust, Dalton

Séculos XVIII e XIX
ELEMENTOS E ÁTOMOS
Superfície de GaAs (Microscopia eletrônica de tunelamento)
ELEMENTOS E ÁTOMOS

O modelo atômico de Dalton (1807)




Todos os átomos de um dado
elemento são idênticos.
Os átomos de diferentes elementos
têm massas diferentes.
Um composto é uma combinação
específica de átomos de mais de um
elemento.
Em uma reação química, os átomos
não são criados nem destruídos, mas
trocam de parceiros para produzir
novas substâncias.
ELEMENTOS E ÁTOMOS

Definição moderna de elemento:

Substância composta de uma única
espécie de átomo.

Atualmente 112 elementos já foram
descobertos ou criados.
ELEMENTOS E ÁTOMOS
O modelo nuclear
J.J.Thompson (1897) desenvolveu experimentos para a descoberta da
partícula sub-atômica: o elétron, e mediu a sua razão carga/massa.
ELEMENTOS E ÁTOMOS
O modelo nuclear
ELEMENTOS E ÁTOMOS
O modelo nuclear
Diâmetro do núcleo ≈ 10-14 m
Diâmetro do átomo ≈ 10-9 m
Partícula
Elétron (e-)
Próton (p)
Nêutron (n)
Carga
-1
+1
0
Massa
9,109 x 10-31
1,673 x 10-27
1,675 x 10-27
ELEMENTOS E ÁTOMOS
Espectrometria
de massa
≠ massa entre
átomos de um
elemento
Nêutrons
ELEMENTOS E ÁTOMOS

Número atômico (Z):


Número de massa (A):


Número de prótons em um núcleo
atômico.
Número de prótons e nêutrons em um
núcleo atômico.
Isótopos:

Átomos com mesmo Z, mas A diferente.
ELEMENTOS E ÁTOMOS
Alguns isótopos de elementos comuns
Elemento
Símbolo
Z
A
Abundância,
%
hidrogênio
1H
1
1
99,985
deutério
2H
1
2
0,015
trítio
3H
1
3
Raro*
Carbono-12
12C
6
12
98,90
Carbono-13
13C
6
13
1,10
Oxigênio-16
16O
8
16
99,76
*radioativo, vida curta
ELEMENTOS E ÁTOMOS
Exercício 1:
Quantos prótons, nêutrons e elétrons estão
presentes em um átomo neutro de:
(a) carbono-14
(b) ferro-56
(c) urânio-235
TABELA PERIÓDICA
ELEMENTOS E ÁTOMOS
Exercício 2:
Quais características têm em comum os átomos de:
(a) Ar-40
(b) K-40
(c) Ca-40
Em que eles são diferentes ?
ELEMENTOS E ÁTOMOS
Exercício 3:
Determine o número total de prótons,
nêutrons e elétrons em uma molécula de
água, H2O.
Que fração de sua própria massa é devida
aos nêutrons do seu corpo, assumindo que
consiste basicamente de água ?
COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS

Análise:


Descoberta de quais elementos se
combinaram para formar uma substância.
Síntese:

Produção de novas combinações de
átomos, novos materiais.
COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS

Composto:

Substância que consiste de dois ou mais
elementos diferentes combinados em uma
proporção definida.

Compostos Orgânicos


(metano, glicose, polietileno, etc)
Compostos Inorgânicos

(água, sílica, amônia, cloreto de sódio, etc.)
COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS

Molécula:


Grupo discreto de átomos ligados em um
arranjo específico (covalente).
Íon:

Átomo (ou grupo de átomos ligados)
carregado eletricamente
Cátion – íon carregado positivamente
 Ânion – íon carregado negativamente

COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS

Composto Molecular:

Consiste de moléculas.


Em geral compostos binários de dois nãometais são moleculares.
Composto Iônico:

Consiste de íons.

Em geral compostos binários de um metal e
um não-metal são iônicos.
COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS

Moléculas e Compostos Moleculares

Fórmula química:


Fórmula molecular:


Forma de expressar sua composição em
termos de símbolos químicos.
Mostra quantos átomos de cada elemento
compõem uma única molécula do composto.
Fórmula estrutural:

Indica como os átomos estão ligados.
COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS

Íons e Compostos Iônicos

Cristais – Célula Unitária


Não falamos em molécula de um composto
iônico .
Fórmula unitária:

Mostra a razão entre o número de átomos de
cada elemento presente no composto em
termos da menor quantidade de número de
íons.
COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS
Exercício 4:
Escreva a fórmula do composto binário
formado por
(a) Cálcio e cloro
(b) Alumínio e oxigênio
NOMENCLATURA DE COMPOSTOS

Exercício 5
Dê
o nome dos compostos
 (a)
Ag2S
 (b) Mg(OH)2
 (c) NiSO4.6H2O
 (d) H2SO3
NOMENCLATURA DE COMPOSTOS

Exercício 6
Escreva a fórmula para os compostos
 (a) fosfato de alumínio
 (b) bromato de cobre(II)
 (c) sílica
 (d) ácido perclórico
ESTEQUIOMETRIA
 Cálculos
envolvendo as massas das
substâncias que participam nas reações
químicas:

(do grego stoicheion, constituinte elementar, e
metrein, medir).
 Extrema

importância prática:
Previsão teórica da quantidade de reagentes a ser
usada para se obter determinada quantidade de
produtos, numa reação química, em condições préfixadas.
MASSA ATÔMICA
 Padrão
de massas atômicas (1961):
a massa de 1/12 do átomo do isótopo do
carbono com A igual a 12 (12C).
 chamado
unidade de massa atômica
(u.m.a).

 Massa
atômica de um átomo é a massa
deste átomo expressa em u.m.a.
MASSA ATÔMICA
 Espectrometria

de massas:
permite a determinação da massa atômica
com grande precisão.
atômica do átomo 24Mg = 23,985 u.m.a
 24 u.m.a = 24 x massa de 1/12 do 12C
 Massa
atômica do átomo 35Cl = 34,997 u.m.a
 35 u.m.a = 35 x massa de 1/12 do 12C
 Massa
MASSA ATÔMICA
 Massa

O
atômica de um elemento:
média ponderada das massas atômicas dos
átomos de seus isótopos constituintes.
elemento cloro é formado pelos isótopos:
 35Cl,
37Cl,

com abundância natural de 75,4%, e
com abundância de 24,6%
Massa atômica do elemento Cl =
[(34,997 x 75,4) + (36,975 x 24,6)]/100 = 35,453 u.m.a.

não existe átomo de Cl com massa 35,453 u.m.a;
esse é o valor médio da massa dos átomos de Cl.
MASSA MOLECULAR

É a massa de uma molécula da substância
expressa em u.m.a.

É igual à soma das massas atômicas de todos
os átomos constituintes da molécula.

Exemplo:
MA do H  1 u.m.a.
MA do O  16 u.m.a.
Massa molecular do H2O = (2 x 1) + 16  18 u.m.a.
FÓRMULA-MASSA


No caso de substâncias iônicas, o termo massa
molecular é substituído por fórmula-massa, pois
não existe molécula de substância iônica.
Exemplo:
MA do Na  23 u.m.a.
MA do Cl  35,5 u.m.a.
Fórmula-massa do NaCl = 23 + 35,5  58,5 u.m.a.
MOL

É a quantidade de átomos, moléculas, íons,
elétrons, etc., igual ao número de átomos que
há em 12 g de carbono-12.

Este número é igual a 6,02 x 1023 (conhecido
como número de Avogadro).

Assim como uma dúzia são 12 unidades e uma
centena são 100 unidades,
um mol são 6,02 x 1023 unidades.
MASSA MOLAR

Massa molar é a massa de um mol de
entidades (átomos, moléculas, íons, etc.).
Unidade: g.mol-1

Massa molar de um elemento é a massa de
6,02 x 1023 átomos desse elemento.

É numericamente igual à sua massa atômica.
MA do Cl = 35,5 u.m.a.
Massa molar do Cl = 35,5 g.mol-1
ESTEQUIOMETRIA
 Exercício 7
O ferro (massa atômica 56) é essencial à vida
do homem porque está presente, na forma
iônica, no glóbulo vermelho do sangue e
transporta oxigênio para os tecidos.
No sangue de um adulto há 2,9 g de ferro, que
estão contidos em cerca de 2,6 x 1013 glóbulos
vermelhos.
Qual é o número de átomos de ferro em cada
glóbulo vermelho ?
ESTEQUIOMETRIA
 Cálculos
envolvendo reações químicas:

Escrever a equação química que
representa o fenômeno descrito no
problema.

Balancear a equação.

Relacionar os dados do problema com a
incógnita.
EQUAÇÕES QUÍMICAS
 São
descrições
abreviadas
das
modificações que ocorrem durante uma
reação química.

Permitem determinar relações quantitativas
entre reagentes e produtos.

as equações devem estar balanceadas:

devem obedecer à lei da conservação da
massa, tendo o mesmo número de átomos
de cada elemento em ambos lados da seta.
EQUAÇÕES QUÍMICAS
 Consideremos,
p.ex., a equação para a
combustão do etanol, C2H5OH :
C2H5OH + O2  2 CO2 + 3 H2O
 No

nível molecular podemos ler:
1 molécula de C2H5OH + 3 moléculas de
O2  2 moléculas de CO2 + 3 moléculas de
H2O
EQUAÇÕES QUÍMICAS
 Redimensionando
para uma escala de
laboratório:

1 mol de C2H5OH + 3 mols de O2 
2 mol de CO2 + 3 mol de H2O
 A equação
balanceada fornece as
relações quantitativas entre todos os
reagentes e produtos.
EQUAÇÕES QUÍMICAS
 Exercício
8
Uma amostra de um minério de carbonato
de cálcio pesando 2,0 g, ao ser tratada com
ácido clorídrico em excesso, produziu 1,5 x
10-2 mol de dióxido de carbono.
 Equacione a reação química
correspondente e calcule a porcentagem,
em massa, de carbonato de cálcio.

EQUAÇÕES QUÍMICAS
 Exercício

9
A obtenção de etanol, a partir de sacarose
(açúcar) por fermentação, pode ser
representada pela seguinte equação:
C12H22O11 + H2O  4 C2H5OH + 4 CO2

Admitindo-se rendimento de 100% e que o
etanol seja anidro (puro), calcule a massa (em
kg) de açúcar necessária para produzir 50 L de
etanol.

(detanol = 0,8 g/cm3)
MISTURAS E SOLUÇÕES
 Soluções:
Misturas homogêneas
 Solventes e solutos


Cristalização:


Evaporação de solvente – processo lento
Precipitação:

Processo
rápido
(microcristalino)
–
precipitado
MISTURAS E SOLUÇÕES

Unidades de Concentração
Molaridade
mol.L-1
Molalidade
mol.kg-1
Volume percentual
%
Massa percentual
%
Fração molar ()
------
Partes por milhão
ppm (mg/kg)
MISTURAS E SOLUÇÕES
 Titulação
Um volume de 10,0 mL de KOH(aq) 3,0 mol.L-1 é
transferido para um frasco volumétrico de 250 mL e
diluído até a marca. Foi constatado que 38,5 mL
desta solução diluída foi necessário para atingir o
ponto estequiométrico em uma titulação de 10,0 mL
de uma solução de ácido fosfórico.
 Calcule:
 (a) a molaridade de H3PO4 na solução,
 (b) a massa de H3PO4 na solução inicial

MISTURAS E SOLUÇÕES

Eletrólitos


Não eletrólitos


Formam soluções que não contêm íons e, portanto, não
conduzem eletricidade.
Eletrólito forte



Substâncias que dissolvem dando uma solução que conduz
eletricidade.
Soluto presente quase totalmente como íons.
Solução consiste de íons hidratados que estão livres para
mover-se pelo solvente
Eletrólito fraco

Baixo grau de ionização.
MISTURAS E SOLUÇÕES

Exercício 10:

Identifique as substâncias como eletrólitos ou
não-eletrólitos e preveja quais conduzirão
eletricidade quando dissolvida em água:

A) NaOH
B) Br2
C) CH3CH2OH

D) Pb(NO3)2


REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO
 Formação de um produto sólido insolúvel
quando duas soluções eletrolíticas fortes são
misturadas.
AgNO3(aq) + NaCl(aq)
AgCl(s) + NaNO3(aq)
Equação iônica simplificada:
Ag+(aq) + Cl-(aq)
AgCl(s)
Regras de solubilidadeEAÇÕES
PRECIPITAÇÃO
DE
Compostos
Solubilidade
Observações
Óxidos de metais alcalinos e
alcalino-terrosos
a
Reagem com água e formam bases
Óxidos de não-metais
a
Reagem com água e formam ácidos
Óxidos de outros elementos
Insolúveis
a
Ácidos
Solúveis
a
Bases de metais alcalinos
Solúveis
É também solúvel o NH4OH
Bases de metais alcalinosterrosos
Parcialmente
Solúveis
a
Bases de outros metais
Insolúveis
a
Sais: Nitratos, Cloratos, Acetatos
Solúveis
a
Sais: Cloretos, Brometos,
Iodetos
Solúveis
São insolúveis: Ag, Cu, Hg(2+)2,
Pb(2+), HgI2 e BiI3
Sais: Sulfatos
Solúveis
São insolúveis: Ca(2+), Sr(2+),
Ba(2+) e Pb(2+)
Sais: Sulfetos
Insolúveis
São solúveis os sulfetos de metais
alcalinos e NH(+)4
Outros ânions
Insolúveis
São solúveis os sais de metais
alcalinos e NH(+)4
REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO

Exercício 11

20 mL de solução de nitrato de prata, AgNO3,
reagiram com solução de cloreto de sódio em
excesso.
O AgCl formado foi recolhido, seco e pesado, dando
0,2867 g. Qual foi a concentração da solução original
de AgNO3, em mol dm-3 ?


Massas atômicas: Ag = 107,9; N = 14,0; O = 16,0; Na
= 23,0; Cl = 35,5
ÁCIDOS E BASES

Arrhenius


Ácido: libera íons H+ em água
Base: produz OH- em água
 Bronsted-Lowry


Ácido: doador de prótons
Base: receptor de prótons
REAÇÕES REDOX

Oxidação

Perda de elétrons
 Redução

Ganho de elétrons
 Agente

Espécie que produz redução (e se oxida)
 Agente

Redutor
Oxidante
Espécie que produz oxidação (e se reduz)
NÚMEROS DE OXIDAÇÃO
 REGRAS GERAIS
1. O número de oxidação de um elemento em uma substância

simples é zero
2. A soma dos números de oxidação de todos os átomos em uma
espécie química é zero


REGRAS ESPECÍFICAS
1. O número de oxidação do hidrogênio é +1 quando ele está


ligado a não metais (CH4, HCl etc) e -1 quando ligado a metais
2. O número de oxidação do oxigênio é -2 na maioria dos
compostos; nos peróxidos (O22-) seu número de oxidação é -1
3. O número de oxidação dos halogênios é geralmente -1 exceto
se combinado com oxigênio ou outros halogênios mais
eletronegativos. No caso do flúor seu número de oxidação é
sempre -1
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. ATKINS, P e.; Jones, L. “Princípios de Química:
Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente”,
Porto Alegre: Bookman, 2001.