Estrutura da Matéria Hipótese Atômica 1. Hipótese na antiquidade 2.Conceito de elementos e lei da proporções 3.Hipótese de Avogadro 4.

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1 Estrutura da Matéria Hipótese Atômica 1. Hipótese na antiquidade 2.Conceito de elementos e lei da proporções 3.Hipótese de Avogadro 4.Massa Atômica e molecular 5.Lei dos gases ideais 6.Lei de Van der Waals 7.Teoria cinética 8.Movimento Browniano 9.Livre caminho médio 10.Formação dos sólidos 11.Dificuldades da hipótese

2 Hipótese na Antiquidade Entre o séc. V ac e II ac, conjecturou-se que a matéria seria composta de partículas minúsculas indestrutíveis que caminha no vazio (vácuo). Demócrito Leucipo Epicuro Os átomos de Várias formas

3 Hipótese na antiquidade As substâncias, como a água ou o ferro, seria formada de átomos idênticos, porém eles teriam formas diferentes para substâncias diferentes.

4 Conceito de elementos Até o século XVII preveleceu a ideia dos 4 elementos primordiais: Água Fogo Terra Ar

5 Conceito de elementos Boyle define elementos como sendo certos corpos não formados por quaisquer outros corpos. Esses elementos são ingredientes dos quais todos os corpos são feitos.

6 Conceito de elementos Lavoisier classifica os elementos Döbereiner Determinou Outros Elementos

7 Conceito de substância A substância de algo tem, em química, relação ao que possa compor a matéria. Dessa forma, em uma observação, podemos classificar em termos de dois tipos de substância. Substância Pura Mistura

8 Substância pura Um substância pura tem composição fixa. A água e o sal de cozinha são substâncias puras, porém não são elementos, são compostos formados por elementos em proporções fixas.

9 Misturas Uma mistura é uma substância que contém várias substâncias podendo variar as proporções dos diversos componentes. Uma mistura pode ser: Heterogênea diferentes porções pode ter composições diferentes Homogênea a composição é uniforme e ocorre nas soluções heterogênea homogênea

10 Os elementos químicos Elementos são substâncias puras que não podem ser decompostas em qualquer outra transformação química.

11 Composto químico Compostos químicos são substâncias puras que foram formadas pela reação química de dois ou mais compostos.

12 Transformação Química Uma substância em contato com outra ou em ambiente com condições diferentes, pode mudar seu estado formando uma terceira ou quarta cujas características químicas e físicas são totalmente distintas das iniciais. A esse processo chamamos de Transformação Química.

13 Lei da conservação das massas Em uma situação de extremo controle e num sistema totalmente fechado, uma transformação química de uma ou mais substâncias reagentes produzindo uma ou mais substâncias produtos, tem a massa total sendo conservada. Esse resultado foi proposto por Lavoisier e é uma das lei mais difundida entre os químicos.

14 Aplicação da Lei de conservação Assim, por exemplo, quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; do mesmo modo, quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.

15 Exercício sobre 12 gramas de carbono reagiu com gás de oxigênio ocorrendo a formação de 44 gramas de gás carbônico. Quantas gramas de oxigênio foram consumida? R.: 32 gramas

16 Lei das proporções definidas Lei de Proust: Na formação de um determinado composto, seus elementos constituintes combinam-se sempre na mesma proporção de peso, independente da origem ou do modo de preparação do composto.

17 Hipóteses de Dalton John Dalton expôs as seguintes ideias: 1.A existência de átomos, indivisíveis e imutáveis 2.Todos os átomos de um mesmo elementos são idênticos 3.Compostos químicos são formados por combinações de átomos o que chamamos de moléculas.

18 Interpretação de Dalton para lei de Proust Para Dalton, as proporções em massas dos diferentes elementos num composto representam as diferentes massas atômicas dos elementos. 12g decarbono+ 16g deoxigenio 28g monoxidodecarbono 12 massade 1 atomodecarbono= massade 1 atomodeoxigenio 16 C+O CO

19 Lei das proporções mútiplas Se dois elementos formam mais de um composto, então os diferentes pesos de um deles que se combinam com o mesmo peso do outro guardam entre si uma razão de números inteiros simples.

20 Variáveis termodinâmicas Além do volume, a matéria tem como propriedade a temperatura e a pressão.

21 Temperatura A temperatura é uma propriedade da matéria e está relacionada com a energia interna do objeto. Medimos a temperatura com termômetros cuja medida pode ser dada em C ou em K,

22 Pressão Outra variável que define o objeto e a pressão que ele está sofrendo. A pressão é a intensidade da força que a superfície do objeto sofre dividido pela área que a força está sendo aplicada. P=F/A

23 Unidade de pressão A unidade de pressão é o Pascal 1Pa=1N/m² Uma outra unidade usual é atmosfera 1atm=1,013X105Pa

24 Lei das combinações volumétricas Mantendo a temperatura e a pressão sobre volumes de gases, temos a lei de Gay-Lussac: Os volumes de gases que se combinam nessas condições guardam entre si proporções simples. 2m³ de gás hidrogênio + 1m³ de gás oxigênio =2m³ de vapor de água 1m³ de gás nitrogênio + 3m³ de gás hidrogênio =2m³ de vapor de amônia 1m³ de gás hidrogênio + 1m³ de gás cloro =2m³ de ácido clorídrico

25 Confrontando com Dalton Das ideias de Dalton temos volumes iguais de todos os gases contêm o mesmo número de partículas. Assim, o último exemplo sugere que há o mesmo número de partículas de H e Cl em volumes iguais desses gases para formar a moléculas HCl.

26 Confrontando com Dalton Isso levava a uma dificuldade pois deveríamos ter 1m³ de HCl ao invés de 2m³. A dificuldade era perceber que o gás de hidrogênio é formado por uma molécula de dois hidrogênio, H2

27 Hipótese de Avogadro Avogadro enunciou duas hipóteses: 1.As partículas constituíntes de um gás não necessariamente são formadas por um único átomo 2.Nas mesmas condições de temperatura e pressão, volumes iguais de todos os gases contêm o mesmo número de partículas.

28 Hipótese de Avogadro Assim, aplicando a hipótese de Avogadro

29 Hipótese de Avogadro Com essas hipótese podemos escrever as reações químicas como: 2H 2 +O 2 2H 2 O N 2 +3H 2 2NH3 H 2 +Cl 2 2HCl

30 Massa atômica e molecular Uma vez conhecidas as fórmulas químicas das substâncias, as hipóteses de Dalton podem ser empregadas para estabelecer uma escala relativa de massas atômicas e moleculares.

31 Massa atômica e molecular A unidade de massa atômica é definida convencionando que a massa atômica do isótopo do carbono 12 é exatamente 12 u.m.a.

32 Mol É conveniente adotar como unidade de quantidade de substância o mol, como uma massa em gramas de uma substância pura igual a sua massa molecular: 1mol(H2 )=2g 1mol(O2 )=32g 1mol(H2O)=18g

33 Mol Dessa forma, 1mol de qualquer substância tem sempre o mesmo número de moléculas, chamado de número de Avogadro 23 1 N A =6, mol Assim,. nº de moléculas=n de mols X n de Avogadro N N=nN A n= NA

34 Exercício sobre Em uma amostra de 0,4mol de H2S (H->1u.m.a, S->32u.m.a.), determine: a) massa de H2S b) número de moles de H e S c) a massa de H e S d) número de moléculas de H2S e) número de átomos de H e S

35 Mais exercícios Quantos moles estão em 6,85g de CO 2?

36 mol Ex. Suponha que uma amostra de vitamina C contenha 1,24X1024 átomos de hidrogênio. Qual a quantidade química (em mols) de átomos de hidrogênio na amostra? 24 N 1,29 10 H n=,n= =2,14 molh 23 1 NA 6, mol

37 Massa molar A massa molar de um elemento é a massa por mol de seus átomos. A massa molar de um composto molecular é a massa por mol de suas moléculas. Massa = quantidade X massa molar m=nm

38 Massa molar As massas molares dos elementos são determinadas por espectroscopia de massa.

39 Massa molar A massa por mol dos átomos é a massa de um átomo multiplicada pelo número de Avogadro M=m atomo N A

40 Exercício sobre Determine a massa molar de : a) K2IrCl6 b) SiHF3

41 Equações química As equações químicas é a forma de expressar e descrever as mudanças que ocorrem durante uma reação química.

42 Balanço das equações Para construir uma equação química é necessário balancear a equação elementar fazendo a contagem dos símbolos atômicos e ajustando por fatores denominados de coeficientes estequiométricos.

43 Exercícios sobre Balanceie as seguintes reações: Ag2 O Ag+O 2 Zn+HCl ZnCl 2 +H 2 NaOH+H 2 SO 4 Na2 SO 4 +H 2 O

44 Cálculo estequiométrico Considere a equação: 2CO+O2=>2CO2 Podemos considerar: o número de Avogadro de moléculas envolvido na reação dizendo que 2mol de CO reage com 1mol de O2 para formar 2mol de CO2.

45 Exercício Um metal tem massa atômica igual a 24u.m.a. Quando reage com um não metal de massa atômica igual a 80u.m.a. Faz isso numa razão de 1 átomo para 2 átomos. Com esta informação, quantas gramas de não metal irão combinar com 33,3g de metal? Se 1g do metal reagir com 5g do não metal, qual a massa em gramas do produto da reação?

46 Mais exercício Dada a equação balanceada, quantos gramas de NH3 são requeridos para reagir com 80g de O 2? 4NH 3 + 5O 2 4NO+6H 2 O

47 Exercício Uma amostra pura de cálcio metálico com massa de 1,35g foi quantitativamente convertida em 1,88g de CaO puro. Se a massa atômica do oxigênio é 16, qual é a massa atômica do cálcio?

48 Lei do gás ideal As medidas do comportamento de muitos gases conduzem a três conclusões: O volume é proporcional ao número de moles. O volume é inversamente proporcional à pressão absoluta. A pressão é proporcional à temperatura absoluta. R=8,3144J/mol.K

49 Exercicio Um recipiente de aço com capacidade para 25 litros contém gás nitrogênio sob pressão de 100 atm e temperatura de 23 C negativos. Calcule o número de mols de moléculas e a massa de gás no interior do recipiente.

50 Mais exercício 2C2 H 6 +7O 2 4CO 2 + 6H 2 O Gás etano queima com a presença do ar. Responda: a) quantos moles de gás carbônico e água são produzidos da queima de 1mol de etano? b) qual volume de gás de oxigênio necessário para queimar 1l de etano? c) quantas gramas de gás carbônico são formados da queima de 25l de etano? d) quantas moléculas de gás carbônico são formado na queima de 25l de etano?

51 Lei dos gases Porém essa é uma equação para um gás ideal, para um gás real temos discrepâncias quando a pressão é alta.

52 Lei de Van der Waals Van der Waals propôs uma equação que desse conta dos gases a alta pressão

53 Modelo cinético dos gases Levando em conta a hipótese atômica, seria possível termos uma descrição dos gases? A resposta é sim e foi dada primeiramente por Daniel Bernoulli

54 Modelo cinético-molecular de um gás ideal As hipóteses do modelo: O gás é constituido de um número extremamente grande de moléculas idênticas Nº de arroz muito menor

55 Modelo cinético-molecular de um gás ideal: hipóteses O tamanho de uma molécula de gás é desprezível em confronto com a distância média entre as moléculas (O vapor de água em CNTP ocupa 1/1000 do volume total.)

56 Modelo cinético-molecular de um gás ideal: hipóteses As moléculas estão em movimento constante em todas as direções

57 Modelo cinético-molecular de um gás ideal: hipóteses As forças de interação entre as moléculas são de curto alcance

58 Modelo cinético-molecular de um gás ideal: hipóteses Tanto as colisões entre moléculas como as colisões entre elas e a parede do recipiente são perfeitamente elásticas

59 Teoria cinética Em um gás a uma determinada temperatura, vemos que as moléculas apresenta uma distribuição de velocidade. i. e., para uma determinada velocidade tem uma possibilidade de encontra um número de moléculas.

60 Teoria cinética Maxwell e Boltzman descobriram uma distribuição para essas frequências e perceberam que essa depende da temperatura do gás.

61 Teoria cinética Dada uma distribuição é possível ter uma velocidade média e uma velocidade quadrática média. 3RT v rms= M

62 Velocidade das moléculas do ar

63 Exercício A velocidade média quadrática das moléculas de H2em uma temperatura fixa é de 1600m/s. Qual a velocidade média quadrática das moléculas de O2 considerando que o gás esteja na mesma temperatura?

64 Teoria cinética Dessa forma podemos associar a pressão que os átomos fazem na superfície do recipiente com a velocidade quadrática média. 2 PV= E cin 3 3 E cin= nrt 2 E cin =N 2 mvrms 2 PV=nRT

65 Livre Caminho Médio Quando destampamos um vidro de perfume numa extremidade de um quarto, o cheiro leva um tempo apreciável para se transmitir até a outra extremidade do quarto.

66 Livre Caminho Médio Trajetória típica de uma molécula

67 Área de bloqueio Uma colisão acontece quando os centros de duas moléculas ficam a uma distância d, onde d é o diâmetro das moléculas.

68 Volume varrido No intervalo de tempo t, a molécula em movimento varre um cilindro de comprimento vt e raio d

69 Livre Caminho Médio Livre caminho médio é a distância média que uma molécula percorre sem que colida com outras. V l = 2 2 Nd RT l = 2 2 N A Pd

70 Formação dos sólidos O que ocorre quando a temperatura é tão baixa que o livre caminho médio é da ordem do tamanho da molécula?

71 Problemas da hipótese Vemos vários problemas com a hipótese pois essa não explica: O estado líquido Tensão superficial Propriedades elétricas do material Estrutura das moléculas Reações químicas

72 Problemas da hipótese Para solucionarmos precisamos conhecer mais sobre os átomos e sua natureza e faremos isso na próxima semana falando sobre interações eletromagnéticas