Importância da Química

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1 QUÍMICA Básica

2 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.

3 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.

4 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.

5 Corpo É qualquer porção limitada de matéria. Exemplos: Uma tora de madeira, uma tábua, uma placa de alumínio, um bloco de mármore, etc.

6 Objeto É a porção limitada de matéria, que por sua forma especial, presta-se a um determinado uso. Exemplos: cadeira; estátua, carro, etc.

7 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.

8 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.

9 Estados da Matéria Características próprias: volume, densidade e forma. Pressão e Temperatura

10 Sólidos Um sólido apresenta uma estrutura extremamente compacta na qual as partículas estão fortemente. Possuem forma e volume próprios Organizadas na grande maioria dos sólidos em retículos cristalinos. Alterações na pressão e temperatura provocam pequenas modificações de contração ou expansão, podendo ser em muitos casos desprezadas.

11 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).

12 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.

13 Resumo Estado Sólido Líquido Gasoso Característica Forma Volume Própria A do recipiente A do recipiente constante constante O do recipiente Arranjo de partículas Ordenadas Muito próximas Desordenadas Próximas Muito desordenadas Muito distantes Agregação de partículas Muito forte Forte Praticamente Nenhuma Movimento de partículas Pouca liberdade Relativa liberdade Grande liberdade

14 Mudanças de Estado Físico FUSÃO VAPORIZAÇÃO SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO SOLIDIFICAÇÃO CONDENSAÇÃO SUBLIMAÇÃO

15 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)

16 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.

17 Átomos x Moléculas Átomos Molécula O Oxigênio H Hidrogênio H 2 O Água

18 Estrutura didática do Átomo Prótons Nêutrons Elétrons NÚCLEO Prótons + Neutrons ELETROSFERA Elétrons Órbitas quantizadas Sistema Planetário

19 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.

20 PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMO Partículas Massa relativa (u) Carga relativa (u) Nêutrons (n) 1 0 Núcleo Prótons (p) ou (Z) 1 +1 Eletrosfera Elétrons (e)

21 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

22 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 ferro Fe 26 26Fe 26 26

23 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 H O 2 Símbolo do oxigênio índice do oxigênio

24 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.

25 Número de Massa - A Representação esquemática: A Z X ou X A Z EXEMPLOS: Símbolo Z A Representação Prótons Elétrons Nêutrons Cr Cr (52-24) K K (39-19)

26 Semelhanças Atômicas A) ISÓTOPOS: são átomos do mesmo elemento químico (mesmo Z) que diferem na massa atômica (A). EXEMPLOS: Mg Mg Mg A Z = n B) ISÓBAROS: são átomos de elementos químicos diferentes, mas com mesma massa atômica (mesmo A). EXEMPLOS: Mg Al Si A = Z n

27 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 7 p 7 e 7 n 13 6 C 6 p Z 6 e 7 n A n = D) ISÓELETRÔNICOS: são átomos e íons que apresentam o mesmo número de elétrons (e). EXEMPLOS: Na + 11 p 10 e 12 n p Al e 14 n Z A n e =

28 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

29 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. Nº de elétrons 1 subnível s (1 orbital) 2º subnível p (3 orbitais) 3º subnível d (5 orbitais) 4º subnível f (7 orbitais)

30 Distribuição dos elétrons na eletrosfera Nível K 1 2 L 2 8 M 3 18 N 4 32 O 5 32 P 6 18 Q 7 nº de Elétrons 2 Subnível s 2 1 s 2 p 6 4 Orbitais s 2 p 6 d 10 9 s 2 p 6 d 10 f s 2 p 6 d 10 f 14 s 2 p 6 s

31 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: 4p 4 O coeficiente "4" significa número referente a camada N. No subnível p contendo 4 elétrons

32 Distribuição eletrônica de Pauling Esta distribuição nos dá a ordem de energia dos subníveis.

33 Distribuição eletrônica por subnível EXEMPLO: 17 Cl 1s 2s 2p 3s 3p n = 1 n = 2 n = 3 camada K L M 2 e - 8 e - 7 e - K = 2 L = 8 M = 7

34 Camada e elétron de valência Átomo de Potássio (Z = 19), cuja distribuição eletrônica é dada por: K = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 Camada de valência nível mais externo do átomo Elétron de valência

35 Camada e elétron de valência Átomo de Sc (Z = 21) Distribuição eletrônica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 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: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 K = 2 L = 6 M = 9 N = 2 Subnível mais externo

36 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.

37 Íons EXEMPLO DE CÁTIONS: Símbolo Z A Carga Neutro Perder e Al p = 13 n = 14 e = 13 p = 13 n = 14 e = 10 EXEMPLO DE ÂNIONS: Símbolo Z A Carga Neutro Ganhar e S p = 16 n = 16 e = 18 p = 16 n = 16 e = 18

38 Íons Íon negativo chama-se ânion 17Cl Cl Átomo de cloro Neutro p = 17 e = e - Cl - Ânion cloreto Uma carga negativa p = 17 e = 18 Íon positivo chama-se cátion 11Na Na 0-1 e - Na + Átomo de sódio Neutro p = 11 e = 11 Cátion sódio Uma carga positiva p = 11 e = 10

39 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.

40 CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA SUBSTÂNCIAS PURAS Composição definida; N ão podem ser separadas apenas com processos físicos; T emperatura constante durante mudança de estado físico. MISTURAS Composição variável; S ão separadas por processos físicos; T emperatura variável durante mudança de estado físico SUBSTÂNCIA SIMPLES SUBSTÂNCIA COMPOSTA MISTURAS HOMOGÊNEAS MISTURAS HETEROGÊNEAS Formada por um tipo de elemento Constituídos de 2 ou mais elementos; (SOLUÇÕES) Constituídas por duas ou mais Constituídas por duas ou mais substâncias; substâncias; P ossui duas ou São monofásicas. mais fases. ELEMENTOS Substâncias puras mais simples que existem;

41 Substâncias Simples fenômeno de Alotropia Uma substância simples pura é capaz de tomar forma como substâncias distintas (geralmente duas) Diamante Grafite

42 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.

43 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.

44 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)

45

46 2 LIGAÇÕES QUÍMICAS

47 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 [s 2 p 6 ] ou com dois elétrons no caso do hélio [s 2 ]. elétrons de valência (últimos elétrons em termos de energia) dos elementos químicos teriam a capacidade de serem doados ou compartilhados

48 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.

49 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.

50 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.

51 Ligação Iônica Diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos grande

52 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

53 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

54 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

55 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

56 Fórmula Molecular Mostra apenas os elementos envolvidos na formação da molécula e suas quantidades 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: H 2, HCl, CaCO 3, C 2 H 6

57 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 C H H ou H H C C H H O 2 O O N 2 N N

58 Ligações metálicas A condução de eletricidade se dá através da nuvem eletrônica

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