Fundamentos de Química. PROFª LORAINE JACOBS

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1 Fundamentos de Química PROFª LORAINE JACOBS

2 Matéria e Energia

3 Matéria e Energia Matéria Essência Tem existência física real Tem massa e ocupa lugar no espaço (isto é, tem volume). Substância Forma simples e pura da matéria. Existe em 3 diferentes formas: Sólido: forma rígida da matéria Líquido: forma fluida da matéria, com superfície bem definida e que toma a forma do recipiente que o contém. Gás: forma fluida da matéria, que ocupa todo recipiente que o contém.

4 Matéria e Energia

5 Matéria e Energia Propriedades Gerais Físicas: não mudam a identidade da substância (Massa, TE, TF) Químicas: mudam a identidade da substância (Capacidade de reação, ex: eletrólise da água) Extensivas: dependem da massa da amostra (Densidade) Intensivas: não dependem da massa da amostra (Temperatura)

6 Matéria e Energia Transformações Físicas

7 Matéria e Energia Transformações Químicas

8 Matéria e Energia Propriedades Intensivas e Extensivas Volume - Extensiva 2kg de água ocuparão maior volume do que 1kg de água Densidade (relação entre massa e volume) - Intensiva densidade = massa volume ou d = m V A densidade independe do tamanho da amostra pois, quando o volume dobre, sua massa dobra e sua relação com o volume permanece constante

9 Matéria e Energia Propriedades Intensivas e Extensivas Temperatura Não importa a quantidade de substância presente a temperatura de fusão e ebulição da substância será sempre constante. Ponto de fusão: Temperatura na qual uma substância passa do estado sólido para o estado líquido. Ponto de ebulição: Temperatura na qual uma substancia passa do estado líquido para o gasoso.

10 Matéria e Energia Energia Capacidade de um sistema em realizar trabalho Descongelamento de montanhas Dilatação do mercúrio com variação de temperatura Recuperação de sal de cozinha em uma solução por evaporação

11 Matéria e Energia Energia Capacidade de um sistema em realizar trabalho Queima da madeira Corrosão Cozinhar um ovo

12 Matéria e Energia Energia Capacidade de um sistema em realizar trabalho Energia Elétrica movimentação de objetos Energia Térmica dilatação de objetos Energia Química reações violentas explosões de objetos

13 Matéria e Energia Energia Capacidade de um sistema em realizar trabalho Quanto maior a energia de um objeto, maior a sua capacidade em realizar trabalho. A Unidade SI de energia é o Joule (J) onde: 1J = 1kg.m 2.s -2

14 Matéria e Energia Unidades SI Sistema Internacional de Medidas Propriedade Unidade, abreviação Massa Kilograma, kg Tempo Segundo, s Distância Metro, m Corrente Elétrica Ampére, A Temperatura Kelvin, K Nº de partículas Mol, mol

15 Matéria e Energia Unidades SI Sistema Internacional de Medidas Ponto de Ebulição da água o F = (1.8 x o C) + 32 o C = ( o F - 32)/1.8 K = o C o C = K Ponto de Congelamento da água

16 Matéria e Energia Unidades SI Sistema Internacional de Medidas

17 Elementos e Átomos

18 Elementos e Átomos Átomo Menor partícula possível de um elemento químico Estudos sobre o átomos Dalton Thomson Rutherford

19 Elementos e Átomos Dalton Todos os átomos de um elemento são idênticos Os átomos de elementos diferentes tem massas diferentes Um composto tem combinação específica de átomos de mais de um elemento. Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, porém trocam de parceiros para produzir novas substâncias.

20 Elementos e Átomos Thomson Estrutura interna dos átomos Presença de partículas subatômicas: elétron Medida da massa e carga do elétron Massa: 9, kg Carga: - 1, C Estabilização com cargas positivas, em uma bolha de material gelatinoso.

21 Elementos e Átomos Rutherford Refutou a teoria de Thomson através de observações experimentais utilizando raios alfa (). Descoberta do núcleo do átomo x menor do que o átomo Prótons: partículas de carga positiva encontradas no núcleo do átomo.

22 Elementos e Átomos nº atômico Quantidade de prótons Z Para átomos neutros Z = nº de elétrons

23 Elementos e Átomos Dalton Bola de bilhar Homogênea Esfera maciça Indestrutível Thomson Rutherford Pudim de passas Tubos de raios catódicos Descobriu o elétron. Planetário Descobriu o núcleo Átomo imenso vazio Núcleo x menor que o átomo

25 Elementos e Átomos Cálculo do número de átomos em uma amostra Sabendo-se a massa de um átomo, sabe-se o número total de átomos de uma amostra. Ex: Quantos átomos estão presentes em uma amostra de 10,0g de Carbono sabendo que massa do átomo de carbono é de 1, kg nº de átomos de C = massa da amostra massa de um átomo = 1, kg 1, kg = 5,

26 Elementos e Átomos prótons + nêutrons prótons prótons + nêutrons prótons A ZE 7 3ELi nº de Massa nº Atômico

27 Elementos e Átomos Os elementos podem ser: Isótopos: Possuem o mesmo número de prótons (mesmo elemento) (Z e P) Isótonos: Possuem o mesmo número de nêutrons (N) Isóbaros: Possuem o mesmo número de massa (A)

28 Elementos e Átomos Isótopos Possuem o mesmo número de prótons, variando apenas a massa atômica do elemento.

29 Elementos e Átomos Isótonos Possuem o mesmo número de nêutrons, variando o número atômico e a massa atômica do elemento.

30 Elementos e Átomos Isóbaros Possuem o mesmo número de massa (A), variando o número atômico e a quantidade de nêutrons do elemento.

32 Mol e Massas Molares

33 Mol e Massas Molares Mol Descreve o número de átomos, moléculas e íons de um determinado elemento. Constante de Avogadro: 6, mol de objetos (íons, átomos, moléculas) = 6, objetos N = n.n A

34 Mol e Massas Molares Exercício: Uma amostra de Vitamina C contém 1, átomos de hidrogênio. Qual a quantidade em mols de átomos de hidrogênio na amostra? N = n. NA n = N N A n = 1, , = 2,14 mol H

35 Mol e Massas Molares Massa Molar Massa por mol de partículas. Unidade (g.mol -1 ) Massa (g) = quantidade (mol). massa molar (g.mol -1 ) m = n.m

36 Mol e Massas Molares Calcule o nº de mols e o nº de átomos de F em 22,5g de Flúor. Dado: massa molar do flúor 19g.mol -1 m = n. M ou n = m M n = 22,5g 19g. mol 1 = 1,18mol de F N = n. N A N = 1,18mol de F x 6, mol 1 = 7, átomos de F

37 Mol e Massas Molares Massa molar média Elementos Ocorrência na Natureza Isótopos Para se trabalhar com as massas utiliza-se o cálculo da massa molar média entre os isótopos encontrados na natureza As massas molares encontradas na Tabela Periódica já são as massas molares médias calculadas.

38 Mol e Massas Molares Exercício: Cl 35 e Cl 37. A massa de um átomo de cloro-35 é 5, g e a de um átomo de Cl-37 é de 6, g. A composição do cloro é de 75,77% (Cl - 35) e 24,23% (Cl-37). Qual a massa molar típica de um átomo de Cloro? m Clmédia = 0,7577.(5, g)+0,2423. (6, g) m Clmédia = 4, g + 1, g = 5, g M Cl = m Clmédia x N A M Cl = 5, g. 6, mol -1 = 35,45g.mol -1

39 Mol e Massas Molares Exercício: Calcular a massa molar do (a) fenol C 6 H 5 OH e (b) etanol C 2 H 5 OH Dados: C = 12g.mol -1 ; H = 1g.mol -1 ; O = 16g.mol -1 a) C = 12x6 + H = 6x1 + O = 1x16 = = 94g.mol -1 b) C = 12x2 + H = 6x1 + O = 1x16 = = 46g.mol -1

40 Mol e Massas Molares Exercício: Calcular a massa de KMnO 4 presente em 0,1mol deste composto. Dados: K = 39g.mol -1 ; Mn= 55g.mol -1 ; O = 16g.mol -1 m = n.m M = (1x 39g.mol -1 )+(1x 55g.mol -1 )+(4x 16g.mol -1 ) = = 158g.mol -1 m = 0,1mol. (158g.mol -1 ) m = 15,8g

41 Determinação de Fórmulas Químicas

42 Determinação de Fórmulas Químicas Fórmula Molecular: mostra o número real de átomos de cada elemento do composto Fórmula Empírica: mostra o número relativo de átomos de cada elemento do composto Mostra a proporção de átomos independente do tamanho da amostra. Exemplos: Composto Fórmula Molecular Fórmula Empírica Razão Formaldeído CH 2 O CH 2 O 1:2:1 Ácido Acético C 2 H 4 O 2 CH 2 O 1:2:1 Ácido Lático C 3 H 6 O 3 CH 2 O 1:2:1

43 Determinação de Fórmulas Químicas Porcentagem em massa Expressa a porcentagem em massa de cada elemento em relação a massa total. %massa do elemento = massa do elemento na amostra x100% massa total da amostra

44 Determinação de Fórmulas Químicas Porcentagem em massa Exercício: A análise de uma amostra de eucaliptol de massa total 3,16g mostrou sua composição com 2,46g de Carbono, 0,373g de Hidrogênio e 0,329g de Oxigênio. Determine as percentagens de cada elemento no eucaliptol. %C = 2,46g x100% = 77,8% 3,16g %H = 0,373g 3,16g x100 = 11,8% %O = 0,329g 3,16g x100% = 10,4%

45 Determinação de Fórmulas Químicas Percentagem em massa Quando a fórmula empírica já for conhecida, pode-se determinar a composição percentual da massa à partir da fórmula. Ex: Qual a percentagem em massa, de hidrogênio na água? H = 1g.mol -1 e O = 16g.mol -1 %H = 2mol x(1g. mol 1 ) 1mol x(18g. mol 1 x100% = 11,19% )

46 Determinação de Fórmulas Químicas Determinação das fórmulas empíricas Imagina-se uma amostra com 100g e os percentuais dados como massa em gramas de cada um dos elementos: Ex: Para uma amostra com 40,9% de C; 4,58% de H e 54,5%g de O n = m M n C = 40,9g = 3,41 mol de C 12g. mol 1 n H = 4,58g = 4,58 mol de H 1g. mol 1 n O = 54,5g = 3,41 mol de O 16g. mol 1

47 Determinação de Fórmulas Químicas Determinação das fórmulas empíricas Após encontrarmos a razão entre os átomos, necessitamos expressar esta razão pelos números inteiros mais simples (Divide-se cada número pelo menor valor: 3,41 = 1 C 4,54 = 1,33 H 3,41 = 1 O 3,41 3,41 3,41 Moléculas só podem conter números inteiros assim temos de multiplicar todos os números de forma a alcançar um número inteiro. Multiplicando-se por 3 obteremos a razão 3:4:3 e a fórmula empírica do composto será C 3 H 4 O 3

48 Determinação de Fórmulas Químicas Determinação das fórmulas moleculares Através da massa da molécula e da fórmula empírica é possível determinar as fórmulas moleculares dos compostos. Exemplo: Vitamina C (Fórmula Empírica: C 3 H 4 O 3 ); Massa molar: 176,12g.mol -1 Passo1: Calcular a massa da fórmula empírica: m =(3x12) + (4x1)+(3x16) = 88g.mol -1 Passo 2: Encontramos a relação entre as massas Masssa molar do composto Massa molar da fórmula empírica = 176,12 = 2 88 Passo 3: Multiplicamos a fórmula empírica pela relação encontrada C 3 H 4 O 3 x 2 = C 6 H 8 O 6 (fórmula molecular do composto)

49 Exercícios 1. Um garimpeiro coletou 12,3g de finas peças de ouro em um riacho. Sabendo que a massa de um átomo de ouro é 3, kg quantos átomos de ouro o garimpeiro coletou? 2. Que parte da hipótese sugerida por Dalton foi refutada pelos experimentos de Thomson? Resuma a evidência que refuta essa hipótese. 3. Dê o número de prótons, nêutrons e elétrons de um átomo de: a) Boro -11 b) Boro 10 c) Fósforo 31 d) Urânio Que características tem em comum os átomos de : a) Argônio-40, Potássio-40 e Cálcio-40 b) Em que estes elementos são diferentes? 5. Identifique o isótopo que contém átomos com: a) 117 nêutrons, 77 prótons e 77 elétrons b) 68 nêutrons, 50 prótons e 50 elétrons 6. Uma xícara de café contém 3,14mol de H 2 O. Qual o número de átomos de hidrogênio presentes nesta xícara? 7. Uma moeda de cobre tem massa de 3,2g. Quantos mols Cu haverá na moeda? Quantos átomos de Cu estão presentes nesta mesma moeda? Sabe-se que a massa molecular do Cu=63,54g.mol A composição de uma amostra típica de Magnésio é 78,99% de Mg-24 (massa atômica: 3, g), 10% Mg-25 (massa atômica: 4, g) e 11,01% Mg-26 (massa atômica: 4, g). Calcule a massa molar típica do Magnésio.

50 Exercícios 9. Calcule o número de mols de moléculas em 2, kg de uréia, OC(NH2)2. Sabendo-se que: C = 12g.mol -1 ; N = 14g.mol -1 ; O = 16g.mol -1 e H = 1g.mol Que massa de ácido acético você deveria pesar para obter 1,5mol de CH 3 COOH? 11. Qual a composição percentual em massa da L-carnitina, C 7 H 15 NO 3, um composto usado na dieta diária para reduzir a fadiga muscular? Dados: C = 12g.mol -1 ; N = 14g.mol - 1 ; O = 16g.mol -1 e H = 1g.mol A composição percentual da massa da criolita é de 32,79%Na; 13,02% Al; 54,19% F. Determine a fórmula empírica deste composto. Na = 23g.mol -1 ; Al = 27g.mol -1 ; F = 19g.mol O Ferro forma um composto chamado ferroceno, de composição 64,56%C, 5,42%H e 30,02%Fe. Determine a fórmula empírica deste composto. C = 12g.mol -1 ; H = 1g.mol -1 ; Fe = 56g.mol A cafeína tem massa molar 194,19g.mol -1 e composição de massa 49,48%C; 5,19%H; 28,85%N e 16,48%O. Qual é a fórmula molecular da cafeína? Dados: C = 12g.mol -1 ; N = 14g.mol -1 ; O = 16g.mol -1 e H = 1g.mol O ósmio forma vários compostos com monóxido de carbono. Um composto amarelo claro foi analisado e apresentou a seguinte composição elementar: 15,89%C; 21,18%O, 62,93%Os. Qual a fórmula empírica deste composto? Sabendo que a massa molar deste composto é de 907g.mol -1, qual a sua fórmula molecular?