QUI109 QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas) 2ª aula / Prof. Mauricio X. Coutrim Sala 29 ICEB II inferior

Tamanho: px

Começar a partir da página:

Download "QUI109 QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas) 2ª aula / Prof. Mauricio X. Coutrim Sala 29 ICEB II inferior"

Raul Benevides da Silva
6 Há anos
Visualizações:

1 QUI109 QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas) 2ª aula / Prof. Mauricio X. Coutrim Sala 29 ICEB II inferior

2 Modelo Atômico de Dalton As observações de John Dalton entre 1803 e 1807 o levou a estabelecer os seguintes postulados: 1. Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas chamadas átomos; 2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; os átomos de diferentes elementos são diferentes e têm diferentes propriedades (diferentes massas, p. ex.); 3. Os átomos de um elemento não se convertem em diferentes tipos de átomos por meio de reações químicas, os átomos não são criados nem destruídos nas reações químicas (esse postulado foi a base para a lei da conservação da matéria); 4. Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam; um determinado composto tem sempre o mesmo número relativo dos mesmos tipos de átomos.

3 Modelo Atômico de Dalton Lei das proporções múltiplas: Se dois elementos se combinam para formar mais de um composto, as massas de B que podem se combinar com a massa de A estão na proporção de números pequenos e inteiros. Ex. Se para formar água 8,0 g de O se combinam com 1,0 g de H E para formar água oxigenada 16,0 g de O se combinam com 1,0 de H Então, em massa, a proporção de O para a de H da água para a água oxigenada é de 2:1, ou seja, H 2 O 2 contém duas vezes mais átomos de O por átomos de H do que a H 2 O.

4 Modelo Atômico de Thomson J. J. Thomson publicado em 1897 que os raios catódicos eram partículas com massa carregadas negativamente (elétron). Das medidas de calor (E cinética ) veio a velocidade das partículas (v é ). Da v é e da quantidade de carga total (Q) ele obteve para o elétron: Relação carga / massa (z/m) ~ 1, C/g (C = Coulomb, no SI). Mais precisamente = 1, C/g.

5 Modelo Atômico de Thomson Em 1909, R. Melikian, com o experimento das pequenas gotas de óleo entre duas placas paralelas carregadas eletricamente (as velocidade de queda eram alteradas conforme a voltagem aplicada). Os valores de carga nas gotas eram sempre múltiplos entre si. Conclusão: a carga de um elétron = z = 1, C. De z/m veio que massa do elétron (m é ) = 1, C / 1, C/g m é = 9, g. Assim, Thomson sugeriu que o átomo seria uma esfera uniforme com carga positiva contendo pequenas partículas carregadas negativamente incrustadas em seu interior (pudim de ameixa).

6 Modelo Atômico de Rutherford Em 1896 H. Becquerel descobriu a que o radioatividade (Urânio). M. Curie, seu marido e E. Rutherford descobriram três tipos de radiação (a, b e g) e concluíram que; 1. As partículas b são elétrons em alta velocidade (carga 1-) 2. As partículas a têm carga positiva (carga 2+). 3. E que g (raios) não são partículas e têm alta energia (carga 0).

7 Modelo Atômico de Rutherford Em 1910, Rutherford, incidiu partículas a numa folha fina de ouro. Conclusão: A maioria da m e da z+ (carga positiva) do átomo estava numa região pequena e densa (núcleo). Mais tarde Rutherford descobriu o próton em 1919 e J. Chadwick descobriu o nêutron em 1923.

8 Visão atual do átomo O comportamento químico do átomo depende apenas de 3 partículas subatômicas Partículas Carga Massa (g) Massa (u) Próton 1+ 1, ,0073 Nêutron neutra 1, ,0087 Elétron 1-9, , u (unidade de massa atômica) = 1, g

9 Visão atual do átomo Todos os átomos de um mesmo elemento (símbolo X) possuem o mesmo número de próton (número atômico, Z). A soma da quantidade de prótons e de neutros num determinado átomo é chamada de número de massa, A. Átomos de um mesmo elemento que possua diferente número de massa (apresentam diferentes números de nêutrons) são chamados de isótopos. Átomos com o mesmo o número de prótons e elétrons não apresentam carga residual (átomos neutros). Espécies que apresentam carga residual são chamadas de íons (com átomos de um único elemento ou de vários elementos). Notação do elemento atômico: A X Z Na Tabela Periódica: Z X A

10 Tabela Periódica Gases Nobre diferenciado Calcolgênios Metais alcalinos Halogênios Metais alcalinos terrosos Grupo ou família

11 Tabela Periódica

12 Moléculas e Compostos Moleculares Moléculas: são constituídas de dois ou mais átomos firmemente ligados entre si As moléculas das substâncias moleculares normalmente são formadas por elementos não metálicos e são representadas pelas fórmulas químicas, mas há outras maneiras de representá-las. Em perspectiva

, o átomo Na (z = 11 e A = 23) possui 11 prótons e 11 elétrons e o átomo Cl (z = 17 e A = 35,5) possui 17 prótons e 17 elétrons.

13 Íons e Compostos Iônicos Íons: são constituídas de átomo ou conjunto de átomos que ganharam (ânions) ou perderam elétrons (cátions). Ânion é um íon com uma carga negativa (geralmente não metais). Cátion é um íon com uma carga positiva (geralmente metais). P. ex., o átomo Na (z = 11 e A = 23) possui 11 prótons e 11 elétrons e o átomo Cl (z = 17 e A = 35,5) possui 17 prótons e 17 elétrons. Mas Na perde facilmente 1 elétron e Cl aceita bem 1 elétron, assim, têm-se Na + e Cl -. Cátion sódio (Na perde 1 é) Ânion cloreto (Cl ganha 1 é)

o Na elementar reage com o Cl elementar transferindo 1 elétron do Na para o Cl.

14 Íons e Compostos Iônicos Compostos iônicos: são formados pela transferência de elétrons entre átomo ou conjunto de átomos neutros. Normalmente formado por metais e não metais. P. ex. o Na elementar reage com o Cl elementar transferindo 1 elétron do Na para o Cl. Os íons formados (Na + e Cl - ) são mantidos juntos por atração eletrostática (cargas opostas) formando o composto iônico NaCl (fórmula mínima do cloreto de sódio). Celas unitárias dos arranjos tridimensionais de compostos iônicos

15 Íons e Compostos Iônicos Nomes e fórmulas Cátions 1) De metal: tem o mesmo nome do metal Na + íon sódio; Zn 2+ íon zinco; Al 3+ íon alumínio 2) De mesmo metal com diferentes cargas: Fe 2+ íon ferro II ou ferroso e Fe 3+ ferro III ou férrico Cu + íon cobre I ou cuproso e Cu 2+ íon cobre II ou cúprico 3) De não metal: o nome termina em ônio NH + 4 íon amônio e H 3 O + íon hidrônio

16 Íons e Compostos Iônicos Cátions mais comuns

17 Íons e Compostos Iônicos Nomes e fórmulas Ânions 1) monoatômicos: nome termina em eto H - íon hidreto; N 3- íon nitreto; Cl - íon cloreto 2) Poliatômicos com oxigênio: até dois termina em ato e ito NO - 3 íon nitrato (mais O) e NO - 2 íon nitrito (menos O) SO 2-4 íon sulfato (mais O) e SO 2-3 íon sulfito (menos O) 3) Poliatômicos com oxigênio: mais que dois ClO - 4 íon perclorato (1 O a mais que o ato: acrescenta per antes) ClO - 3 íon clorato (com exemplo 2) ClO - 2 íon clorito (com exemplo 2) ClO - íon hiploclorito (1 O a menos que o ito: acrescenta hipo antes)

18 Íons e Compostos Iônicos Nomes e fórmulas Ânions 4) Poliatômicos com oxigênio e adição de H + : a) CO 2-3 íon carbonato e HCO - 3 íon hidrogenocarbonato b) PO 3-4 íon fosfato e HPO 2-4 íon hidrogenocarbonato e H 2 PO - 4 íon dihidrogenofosfato Nome dos compostos iônicos Nome do ânion + de + nome do cátion CaCl 2 = cloreto de cálcio

19 Íons e Compostos Iônicos Ânions mais comuns

20 Íons e Compostos Iônicos Ânions mais comuns

Íons e Compostos Iônicos Ácidos Arrhenius: ácido são moléculas que liberam H + em água Ácido é um composto iônico: [cátion (H+) + ânion] seu nome Exemplo: Cl - (cloreto); HCl (ácido clorídrico) NO -

21 Íons e Compostos Iônicos Ácidos Arrhenius: ácido são moléculas que liberam H + em água Ácido é um composto iônico: [cátion (H+) + ânion] seu nome Exemplo: Cl - (cloreto); HCl (ácido clorídrico) NO - 2 (nitrito); HNO 2 (ácido nitroso) SO 2-4 (sulfato); H 2 SO 4 (ácido sulfúrico) Dê o nome dos seguintes compostos iônicos: Fe(OH) 2 ; Cu(NO 3 ); Cu(NO 3 ) 2 ; Ba(ClO 4 ) 2 ; Li 3 PO 4 ; Sr(CN) 2 ; KMnO 4 ; H 2 CO 3 ; KH 2 PO 4 ; N 2 O; NO; NO 2 ; N 2 O 5 ; Cr(OH) 3 ; Fe 2 (CO 3 ) 3 ; FeCO 3 ; KBr; KBrO 3 ; H 3 BO 3 ; Ca 3 (PO 4 ) 2

22 Estequiometria A estequiometria é a relação quantitativa existente entre as espécies químicas que reagem entre si. Lei da conservação das massas: A massa total de uma substância presente ao final de uma reação química é a mesma massa total do início da reação (A. Lavoisier, 1789). Os átomos não são criados e nem destruídos numa reação química

23 Estequiometria A equação química representa de forma concisa uma reação química (nela é possível se saber as condições essenciais da reação) Exemplo: reação de formação da água (g) (g) (L) Etapas 1) Equação química (estados físicos, etc) 2) Balanceamento (coeficientes estequiométricos) 3) Relações molares 4) Relações mássicas (pela massa molar)

24 Estequiometria Tipos de reação 1) Reação de combinação ou composição

25 Estequiometria Tipos de reação 1) Reação de combinação quando um dos reagentes é o O 2 REAÇÃO DE COMBUSTÃO 2 Mg (s) + O 2(g) 2MgO (s) C 8 H 18(L) + O 2(g) 8CO 2(g) + 9H 2 O (L)

26 Estequiometria Tipos de reação 2) Reação de decomposição

27 Massa / Mol Massa é uma medida invariável da quantidade de matéria contida em um objeto. Peso é a força da atração entre um objeto e sua vizinhança (Terra). Mol é uma quantidade definida (de matéria) = 6, (Número de Avogadro). Massa Molar é a massa, em g, de uma quantidade igual a 1 mol (6, ) de matéria (molécula, íons, etc).

28 Massa / Mol Questão: Qual a massa, em g, de 6, (1 mol) átomos do isótopo 12 do carbono ( 12 C)? Resposta: Exatamente 12,000 g! Questão: Qual a massa, em g, de 1 átomo do isótopo 12 do carbono ( 12 C)? Resposta: Exatamente 12,000 g / 6, = 1, g = 12u (unidade de massa atômica). Questão: Qual a massa, em g, de 1 u? Resposta: Exatamente 12,000 g / 12 = 1, g

Documentos relacionados

Moléculas e Compostos

Moléculas e Compostos Moléculas e Fórmulas Químicas As moléculas são espécies químicas eletricamente neutras constituídas por pelo menos dois átomos. A fórmula química indica: quais átomos são encontrados