QUI109 QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas) 5ª aula /

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1 QUI109 QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas) 5ª aula / Prof. Mauricio X. Coutrim (disponível em: 1

2 REAÇÃO / TITULAÇÃO Definição: É uma reação rápida em solução aquosa na qual um dos reagentes (solução padrão) é adicionado em quantidade controlada e conhecida até que o final da reação seja atingido (detectado), ou seja, até que o outro reagente seja totalmente consumido na reação. No ponto final as quantidades reagidas são estequiométricas. Em uma solução padrão a concentração do analito é conhecida com grande exatidão e precisão. 2

3 REAÇÃO / TITULAÇÃO Questão: Cloreto em água pode ser determinado pela titulação Montagem para uma titulação com íons prata (Ag + ) : Ag + (aq) + Cl - (aq) AgCl (s) 1) Qual a massa, em g, de Cl - numa amostra de água que consome (reage) 20,20 ml de uma solução de 0,1000 mol.l -1 de Ag +? 2) Qual o teor, em %, m/m, de Cl - nessa amostra sabendo que a massa analisada foi igual a 10,00 g? Resposta: a) 7, g de Cl - ; b) 0,7170 %, m/m, de Cl -. 3

4 OS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS As reações estudadas nessa disciplina sempre ocorrerá com interações entre os elétrons dos átomos! Dessa forma, os elétrons de alguns átomos serão mais reativos do que outros. A explicação para isso está na distribuição dos elétrons nos átomos. Para se conhecer melhor o comportamento dos elétrons é necessário entender o comportamento da luz interagindo com a matéria. 4

5 OS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS PORQUÊ EXISTEM CORES? E TANTAS? 5

6 OS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA: Onda eletromagnética (velocidade da luz no vácuo: c = 2, m.s -1 ) amplitude Máximo (pico) l = comprimento de onda (eixo x) A = amplitude da onda (eixo y) v = velocidade (varia com o tempo) c = v = υ. l υ = frequência (s -1 ) l = comprimento (m, nm) v = velocidade (m.s -1 ) c = velocidade da luz l A 6

7 O ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO 7

8 RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA Determine a frequência de uma onda viajando na velocidade da luz com comprimento (tamanho) igual a 190 nm (região do UV). (R. 1, s -1 ) 8

9 RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA / ENERGIA Três fenômenos que relacionam Energia / Luz: Emissão de luz por objetos quentes (radiação do corpo negro) Emissão de elétrons pela luz incidindo num metal (efeito fotoelétrico) Emissão de luz por átomos de gases excitados eletronicamente (espectros de emissão) neônio 9

10 RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA Fótons: São pacotes discretos de energia Cada fóton tem uma componente elétrica e uma magnética (os campos trocam de direção diversas vezes por segundo - frequência - no movimento do fóton) No vácuo todos os fótons: Tem a mesma velocidade: v = c = l. n Sua energia depende da frequência: E = h. n = h. (c/n) E = energia do fóton l = comprimento de onda (m) n = frequência (s -1 ) h = constante de Planck (6, J.s) As energias nos átomos são quantizadas! 10

11 RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA Calcule a energia, em joules, de um fóton da radiação infravermelha com l = 5,00 mm. (R. 3, J) Calcule a energia dessa radiação sabendo que ela é proveniente de 200 ml de uma substância com concentração igual a 2,50 mmol.l -1 e que cada molécula dessa substância contribui com um fóton para a referida radiação. (R. 11,98 J) Qual a faixa de energia de um fóton na região do UV (180 a 380 nm)? (1, J a 5, J) 11

12 ENERGIA DOS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS Modelo de Bohr Como explicar o espectro de linhas de um elemento? Espectro do H já era conhecido no século XIX Equação de Rydberg (Johann Balmer) R H = 1, m -1 n i e n f = números inteiros 12

13 ENERGIA DOS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS Modelo de Bohr 1. Os elétrons ocupam somente certas órbitas que correspondem a energias definidas (níveis quantizados); Energias das órbitas do modelo de Bohr E = -2, J (1 / n2), n = n o inteiro 2. O elétron tende a ocupar sempre o menor nível de energia permitido; 3. O elétron poderá absorver energia mudando para um estado (nível) de energia mais alto e poderá emitir energia retornando ao estado de menor energia A proposta de Bohr explicou bem o espectro de linha do H mas falhou para os demais! 13

14 ENERGIA DOS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS Princípio da Incerteza de Heisenberg De Broglie sugeriu tratar o elétron como onda: l = h/(mv), onde l = comp. onda; h = cte. Planck e mv = momento Problema: Dificuldade para definir precisamente a posição e a velocidade de um objeto quando ele é muito pequeno e muito veloz! Para um elétron não é possível definir sua localização (Dx) e sua velocidade (Dmv) com muita certeza (massa muito pequena e velocidade muito alta). 14

15 ENERGIA DOS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS Princípio da Incerteza de Heisenberg Incerteza de Heisenberg: Dx. Dmv h / (4p); h = 6, J.s Ex. Um elétron de H com 9, Kg a m/s com incerteza de 1% ( m/s): Dx h / (4pmDv) = 6, J.s / [4p(9, Kg) ( m/s)] = m A incerteza ( m) é bem maior do que o diâmetro do H ( m)!!! Para se definir com precisão a energia de um elétron a sua localização deve ser definida em termos de probabilidade 15

16 OS ELÉTRONS E ORBITAIS Equação de Schrödinger A resolução da densidade de probabilidade da Eq. Schrödinger para cada par de elétron define o seu orbital 16

17 OS ELÉTRONS E ORBITAIS Equação de Schrödinger O orbital (local de maior probabilidade de se encontrar o elétron) representa a resolução da função de onda de Schrödinger ao quadrado (densidade de probabilidade) com uma probabilidade determinada (por exemplo, 90%). 17

18 OS ELÉTRONS E ORBITAIS As formas dos orbitais A forma do orbital s. As formas dos orbitais p. As formas dos orbitais d 18

19 OS ELÉTRONS E ORBITAIS Os números quânticos O modelo de Bohr definiu um único nível de energia (órbita) para o elétron (um número quântico = n) Na mecânica quântica utilizam-se três números quânticos para se definir um orbital: n = n o quântico principal (qualquer n o inteiro maior que 1) (nível de energia) l = n o quântico azimutal (depende de n e pode ser n o inteiro de 0 até n-1) (subnível de energia) são representados pelo n e pela letra de l (s, p, d, f, etc) (Ex. 4d) m l = n o quântico magnético (depende de l e pode ser n o inteiro de l a +l, inclusive podendo ser 0) Por isso não é possível, p. ex., a existência do subnível d (-2 < l < +2) no 2º nível de energia (n - 1 = 1), só a partir do 3º nível (n - 1 = 2) m S = no quântico spin (define o elétron no orbital e pode ser + ½ ou ½ ) 19

20 OS ELÉTRONS E ORBITAIS Os números quânticos Cada elétron em um átomo pode ser definido exatamente com quatro números quânticos! Dois elétrons no mesmo átomo não poderá ter os quatro número quânticos iguais (Princípio de Exclusão de Pauli) 20

21 OS ELÉTRONS E ORBITAIS Princípio de Exclusão de Pauli 21

22 REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS Os orbitais de um mesmo subnível de energia possuem todos a mesma energia 22

23 REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS Os orbitais podem ser representados em níveis crescentes de energia conforme o diagrama de Linus Pauling 23

24 REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS Configuração Eletrônica Os elétrons de um átomo tendem a ocuparem sempre o menor nível de energia. Os elétrons em um mesmo subnível de energia (l) ocuparão os orbitais primeiramente com spins pareados (mesmo m s ) (Regra de Hund) O oxigênio tem dois elétrons desemparelhados O flúor tem um elétron desemparelhado 24

25 ENERGIA DOS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS Mesmo o átomo não tendo um nível (subnível) de energia ocupado por elétrons no estado fundamental algum elétron ao receber energia poderá vir a ocupá-lo. O átomo de H (hidrogênio) mesmo com um único elétron poderá ter qualquer nível de energia ocupado por ele (diagrama ao lado). 25

26 1ª Tabela Periódica (Mendelev, Rússia 1869 / Lotar, Alemanha) Moseley, em 1913, utilizou número atômico. PROPRIEDADES PERIÓDICAS TABELA PERIÓDICA Mendelev previu a existência do Gálio (Ga) e do Germânio (Ge) 26

27 PROPRIEDADES PERIÓDICAS TABELA PERIÓDICA 27

28 PROPRIEDADES PERIÓDICAS Carga nuclear efetiva (Z ef ) Representa a carga do núcleo sentida por determinado elétron (carga no núcleo menos a carga média dos elétrons entre o núcleo e o elétron em questão). 28

29 PROPRIEDADES PERIÓDICAS Tamanho de átomos e íons: raios e volumes atômicos e iônicos 29

30 I é a energia mínima necessária para se remover um elétron PROPRIEDADES PERIÓDICAS Energia de Ionização (I) do átomo de um elemento no estado Tabela com as primeiras energias de ionização gasoso e fundamental (I mede a dificuldade para se retirar um é do átomo). 30

31 PROPRIEDADES PERIÓDICAS Energia de Ionização (I) / Potencial de Ionização Gráfico com as primeiras energias de ionização (se requer mais energia para a retirada do segundo elétron e assim por diante) 31

32 PROPRIEDADES PERIÓDICAS Afinidade Eletrônica (c) ou Eletroafinidade c é a energia adquirida pelo átomo ao lhe ser adicionado um elétron (c mede a atração do átomo pelo elétron). Gráfico com as energias de afinidade eletrônica 32

33 PROPRIEDADES PERIÓDICAS Metais / Metalóides / Não metais 33

34 PROPRIEDADES PERIÓDICAS Metais Alcalinos / Alcalinos Terrosos / de Transição Sódio reage violentamente com água Identificação de metais na chama Metais alcalinos Metais alcalinos Metal de transição 34

35 PROPRIEDADES PERIÓDICAS Não Metais: Hidrogênio 35

36 PROPRIEDADES PERIÓDICAS Fluor: participa da composição de fluorcarbonos (teflon), repelentes a solventes (água e óleo). Gases do efeito estufa e destruidores da camada de ozônio. Não Metais: Halogênios Iodo: empregado principalmente na medicina (contra o bócio), fotografia e como corante (pouco solúvel em água). Cloro: é o halogênio mais importante comercialmente (cloreto), composto mais comum é o NaCl. Gases do efeito estufa e destruidores da camada de ozônio. Bromo: diversos compostos de bromo são usados na indústria e na agricultura. 36

37 Ar: utilizado em lâmpadas de bulbo para prevenir a oxidação do filamento de tungstênio. He: utilizado em cilindros de mergulho em grandes profundidades (evita a solubilização do N 2 em altas pressões: efeito tóxico). PROPRIEDADES PERIÓDICAS Não Metais: Gases Nobres Gases Nobres são tipicamente não reativos, exceto quando sob condições particularmente extremas. Gases nobres. Da esquerda para a direita: Hélio, Neônio, Argônio, Criptônio e Xenônio 37