Universidade do Estado de Santa Catarina Departamento de Química QGE Química Geral. Introdução à Química. Profº Dr.

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1 Universidade do Estado de Santa Catarina Departamento de Química QGE Química Geral Introdução à Química Profº Dr. Edmar Martendal

2 Química É a ciência que estuda as propriedades e a composição da matéria, bem como as transformações que esta pode sofrer. Matéria: Qualquer coisa que tem massa e ocupa lugar no espaço. Química é uma ciência muito abrangente! 2

3 Ramos da Química -Química Orgânica: estuda os compostos de carbono; -Química inorgânica: estuda os demais elementos e seus compostos; -Físico-química: estuda os princípios da química -Química Analítica: estuda as técnicas de identificação e quantificação de espécies químicas em amostras; -Bioquímica: estuda os compostos químicos e suas reações/processos em sistemas vivos; -Química teórica: estuda a estrutura molecular e suas propriedades em função de modelos matemáticos; -Química medicinal: aplica conceitos químicos no desenvolvimento de fármacos; 3

4 Ramos da Química -Química biológica: aplicação de princípios químicos em estruturas e processos biológicos; -Biologia molecular: aplicação de conceitos químicos ao estudo de genes e proteínas relacionados a funções biológicas e diversidade biológica; -Engenharia química: estuda e projeta processos químicos industriais, incluindo construção de plantas industriais e sua operação; -Ciência dos materiais: estudo da estrutura química na composição/propriedades dos materiais macroscópicos 4

5 Química em três níveis... -Macroscópico: transformações visíveis da matéria; -Nível microscópico: transformações que não podemos ver diretamente: interpretação em termos do rearranjo atômico -Nível simbólico: descrição dos fenômenos químicos através de símbolos e equações 5

6 Química: a ciência da Matéria - Matéria: tudo aquilo que possui massa e ocupa lugar no espaço: elementos, compostos e misturas Apresentam-se em três estados físicos: a)sólido: forma rígida; b)líquido: forma fluida, toma a forma do recipiente que o contém (max. área superf.) c) Gás: forma fluida, mas ocupa todo volume do recipiente que o contém (max. Vol.) Vapor: forma gasosa de uma substância que geralmente é sólida ou líquida 6

7 Matéria e energia Forças de interação entre as partículas: Sólido>líquido>gás 7

8 Matéria: Propriedades físicas e químicas O que distingue (diferencia) uma porção de matéria de outra são suas propriedades físicas e químicas - Propriedades físicas: características que podemos medir ou observar sem mudar a identidade da amostra Ex: massa, volume, densidade, viscosidade, índice de refração, ponto de ebulição, ponto de fusão, cor, turbidez, condutividade térmica, elétrica, etc... 8

9 Matéria: Propriedades físicas e químicas - Propriedades químicas: refere-se à capacidade de uma substância de se transformar em outra. Intimamente ligada à reatividade. Ex: o metal Au reage com uma mistura de HNO 3 e HCl, mas não reage com nenhum dos dois ácidos separadamente. - Zn reage com HCl e produz H 2(g). - Zn 2+ não reage com HCl 9

10 Matéria: Propriedades físicas e químicas Ex: - Sais de Fe 3+ são insolúveis em ph na faixa de 3-10, mas são solúveis em phs mais baixos ou mais altos - Fenol é nitrado muito mais rapidamente do que o benzeno. - Ácido perclórico está totalmente ionizado em água; - Amônia está parcialmente ionizada em água - Etc, etc... ` 10

11 Energia Reações químicas acontecem com liberação ou absorção de energia para ou do meio... Energia é uma medida da capacidade de realizar trabalho (1 J = 1 kg m 2 s -2 ) - Energia cinética: energia de um corpo de massa m devido à sua velocidade v: E = 1 m v

12 Energia A temperatura de um corpo é uma medida da energia cinética média de suas partículas formadoras: Temperatura afeta velocidade Velocidade afeta energia cinética 12

13 Energia - Energia potencial: é uma função da posição do corpo em um dado campo de força: a)quando o campo de força é gravitacional: E p = mgh b)quando o campo de força é devido à força de atração Coulombica: E p = q 1 q 2 4Пε o r Energia total de um corpo é conservada= E total = E c + E p 13

14 Energia - Energia total de um corpo de massa m: E = mc 2 Conversão total de massa em energia! - Energia eletromagnética: energia de uma onda com comprimento de onda λ: E = hc λ 14

15 Elementos e átomos Toda a complexidade da matéria que nos rodeia é constituída de pouco mais de 100 elementos químicos Átomo: do grego não-divisível Pode ser considerado como a menor partícula obtida após sucessivas divisões de uma porção da matéria. 15

16 Hipótese atômica de Dalton ( ) Experimentos medindo a relação entre as massas dos elementos que se combinam formando compostos 1) Todos os átomos de um dado elemento químico são idênticos; 2) Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes; 3) Um compostos tem uma combinação bem definida de átomos de mais de um elemento; 4) Em uma reação química, os átomos não podem ser criados nem destruídos, apenas recombinam-se. 16

17 Hipótese atômica de Dalton ( ) Modelo de Dalton: átomos seriam esferas perfeitas, como uma única composição Hoje sabe-se, contudo, que os átomos são constituídos de partículas sub-atômicas: prótons, nêutrons e elétrons. 17

18 Partículas sub-atômicas Experimentos realizados por Thomson ( ) e Millikan ( ) permitiram a descoberta do elétron, assim como sua carga e massa: e = -1,602 x C m e = 9,109 x kg 18

19 Experimentos de Thomson e Millikan Relação carga/massa do e massa do e - 19

20 Modelo atômico de Thomson Descoberto o elétron e sabendo da eletroneutralidade do átomo, onde estariam as cargas positivas? Thomson propôs um modelo atômico como uma bola de material gelatinoso com carga positiva e os elétrons suspensos nesta, tal como passas em um pudim! 20

21 Modelo atômico de Thomson Pudim de passas 21

22 Modelo atômico de Rutherford ( ) Borbardeamento de uma fina camada de Pt (Au) com partículas α positivas que eram emitidas do elemento Radônio Resultado: 1 em partículas emitidas sofria uma deflexão grande (>90º) O restante passava pela folha de platina sem sofrer qualquer deflexão. 22

23 Modelo atômico de Rutherford ( ) Resultado diferente do esperado para um modelo segundo Thomson, para o qual se esperava deflexão para todas as partículas. Rutherford sugeriu um novo modelo no qual praticamente toda a massa do átomo estaria concentrada em seu núcleo com carga positiva. Os elétrons se distribuem ao redor do núcleo ocupando um grande volume. 23

24 Modelo atômico de Rutherford ( ) 24

25 A terceira partícula sub-atômica: o nêutron Com o advento da eletrônica no início do século XX, inventou-se um equipamento chamado espectrômetro de massa - Impacto eletrônico com átomos/moléculas ioniza a espécie; - Os íons positivos são expulsos (acelerados) da câmara de ionização por um campo elétrico aplicado; 25

26 A terceira partícula sub-atômica: o nêutron - As velocidades atingidas pelos íons positivos dependem das suas relações m/z. - Um campo magnético encurva a trajetória dos íons periodicamente, de maneira que íons com diferentes m/z atinjam o detector Espectro de massas do neônio 26

27 A terceira partícula sub-atômica: o nêutron Espectros de massa A massa de um mesmo elemento químico não é necessariamente igual: Existência de isótopos: mesmo número de prótons no núcleo, mas diferentes números de nêutrons 27

28 Um resumo do modelo nuclear do átomo: 1)Os átomos são feitos de partículas subatômicas chamadas elétrons, prótons e nêutrons; 2)Prótons e nêutrons formam um corpo central, muito pequeno e denso (núcleo) 3)Os elétrons se distribuem em um grande volume (comparativamente ao núcleo) em torno do núcleo. 4)Estrutura planetária: núcleo=sol. Elétrons = planetas viajando em órbita fixa. 28

29 Falhas no modelo de Rutherford O modelo de estrutura planetária é falho, pois os elétrons estando parados ou em movimento tenderiam a ser atraídos imediatamente em direção ao núcleo! Isso simplesmente não acontece!!! Niels Bohr ( ) propôs um novo modelo atômico... 29

30 Algumas propriedades da luz Uma onda eletromagnética tem velocidade de 3,00x10 8 m/s no vácuo Frequência υ: número de ciclos por segundo: Hz (s -1 ) Comprimento de onda: λ (m) υλ = c E = h c λ 30

31 Algumas propriedades da luz O espectro eletromagnético 31

32 Algumas propriedades da luz O espectro da luz visível Cada cor tem um comprimento de onda, e, portanto, uma energia diferente... 32

33 Algumas propriedades da luz O espectro de linhas do Hidrogênio 33

34 Algumas propriedades da luz O espectro do hidrogênio no ultravioleta, visível e infravermelho Equação de Rydberg Série de Lyman nf=1 e ni=2,3,4,5... Série de Balmer nf=2 e ni=3,4,5,6... Série de Paschen nf=3 e ni=4,5,6,

35 Conclusões de Bohr através dos espectros atômicos... - Espectros não-contínuos, mas sim um conjunto de linhas. - Cada linha corresponde a uma cor, ou seja, a um comprimento de onda λ. - Cada λ é função de dois números inteiros: nf e ni, e não números fracionários... - O uso de n não inteiro na equação leva a λ que não é observado experimentalmente! 35

36 Conclusões de Bohr através dos espectros atômicos... - Em um átomo, um elétron não está livre para ter qualquer quantidade de energia: - A energia de um elétron em um átomo é quantizada - Os valores de n correspondem aos níveis de energia que os elétrons podem assumir em um átomo de hidrogênio. 36

37 Conclusões de Bohr através dos espectros atômicos... - Quando o elétron se encontra no nível n = 1, o átomo encontra-se no estado fundamental (o estado de mais baixa energia possível) - Para n>1, o átomo está em um nível excitado; - Para n, significa que o átomo perdeu o elétron, ou seja, formou-se um íon - Modelo de órbita fixa, mas com energia quantizada 37

38 Falhas no modelo atômico de Bohr - Embora o modelo de Bohr tenha grande habilidade de prever e explicar o espectro de emissão do átomo de hidrogênio, ele falha para átomos com mais elétrons - O modelo de órbita eletrônica circular fixa e estável com raio quantizado parecia não ser adequado pois o tratamento utilizado por Bohr foi o da física clássica, ou seja, tratou o elétron como sendo pura e simplesmente uma partícula... 38

39 Mecânica clássica vc Mecânica Quântica - Mecânica clássica falha na descrição do movimento de pequenas partículas, tal como o elétron. - Esse insucesso contribuiu para o surgimento da mecânica quântica - Hoje em dia, a mecânica clássica pode ser considerada uma simplificação da mecânica quântica, que é perfeitamente adequada para explicar o movimento de objetos grandes. 39

40 Princípio da Incerteza de Heisenberg -É impossível conhecer simultaneamente e com certeza a posição e o momento (mv) de uma partícula - Para sabermos algo sobre a posição e a velocidade de uma partícula, temos que interagir de alguma maneira com esta. Esta interação produz a incerteza na medida. - Essa incerteza é tão maior quanto menor a massa da partícula! 40

41 Princípio da Incerteza de Heisenberg -Matematicamente: h = constante de Planck = 6,62608 x J.s p=incerteza no momento linear (m.v) x=incerteza na posição 41

42 A dualidade onda-partícula E = mc 2 Energia de uma partícula de massa m E = hc/λ Energia de uma onda de comprimento de onda λ Combinando as duas expressões e isolando m: m = h λc h = constante de Planck = 6,62608 x J.s c = velocidade da luz = 3,00x10 8 m/s 42

43 Dualidade: evidências experimentais - A difração da luz já era um fenômeno bem conhecido na época. - Curvatura ou reflexão da luz por ângulos específicos obtida quando esta é transmitida ou refletida por uma grade de difração. Esse fenômeno só ocorre quando a largura da fenda de difração tem a mesma ordem de grandeza do λ da luz. Luz incidindo numa fenda d P 0 P 1 P 2 D 43

44 Dualidade: evidências experimentais 44

45 Dualidade: evidências experimentais - Davison e Germer em 1925 usaram um cristal de níquel como grade de difração (fenda) para difratar um feixe de elétrons - Espaçamento interatômico de 0,22 nm Elétron tem propriedades de onda! 45

46 Exercícios 1) Calcular a incerteza na velocidade de um elétron dentro de um diâmetro típico de um átomo (200 pm). 2) Estimar a incerteza na posição de um carro (1000 kg) viajando a (120 ±8) km/h. 3) Calcular o comprimento de onda de um elétron (9,1x10-31 kg) a uma velocidade de 1/100 da velocidade da luz. 4) Calcular o comprimento de onda de uma bola de 1 kg a uma velocidade de 100 km/h 46

47 Elétrons nos átomos: ondas estacionárias - Um exemplo de onda estacionária unidimensional: a vibração de uma corda - Diferentes modos de vibração permitidos. -Modos proibidos são aqueles em que o espaçamento entre os nós não são regulares. 47

48 Elétrons nos átomos: ondas estacionárias - As vibrações de uma corda esticada também são quantizadas!!!! - O número de nós sempre é um número inteiro! - Quanto maior k, mais alta a energia da corda 48

49 Elétrons nos átomos: ondas estacionárias - Assim como a vibração de uma corda é quantizada em energia (só é possível em níveis específicos), assim também se comportam os elétrons nos átomos: ondas estacionárias tridimensionais. 49

50 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons - A mecânica Quântica evita contradizer o princípio da incerteza: em vez de tentar especificar exatamente a posição e o movimento de um elétron, a teoria fornece probabilidades de encontrar o elétron em várias posições 50

51 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons - Erwin Schödinger escreveu uma equação de onda para descrever o elétron num átomo de hidrogênio: Equação de onda de Schödinger - A equação de onda é uma equação diferencial, que possui um conjunto de soluções, e não somente uma solução. - Cada solução de uma equação de onda estacionária fornece informações como frequência, comprimento de onda, energia e número de nós e antinós para um dado modo permitido de vibração. 51

52 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons -A resolução da equação leva à função de onda representada pela letra Ψ (psi). -O quadrado da função de onda Ψ, ou seja, Ψ 2, é proporcional à probabilidade de se encontrar o elétron numa pequena região ou volume. Ψ 2 é proporcional à densidade de probabilidade (probabilidade por unidade de volume) 52

53 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons -A resolução da equação leva à função de onda representada pela letra Ψ (psi). -O quadrado da função de onda Ψ, ou seja, Ψ 2, é proporcional à probabilidade de se encontrar o elétron numa pequena região ou volume. Ψ 2 é proporcional à densidade de probabilidade (probabilidade por unidade de volume). Uma função de onda também é chamada de orbital. 53

54 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons Uma forma inicial da equação de Schödinger Necessita de três números quânticos: n, l e ml 54

55 Os números quânticos 1)Número quântico principal: a medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron mais distante do núcleo. Varia de n=1 até 7 2) Número quântico azimutal l: depende do valor de n, representando os orbitais s, p, d, f (l = 0,1,2,3). Especifica a forma do orbital. 3) Número quântico magnético ml: depende de l, podendo variar de -l até +l. O orbital s tem por definição ml = 0. Define a orientação do orbital no espaço. 55

56 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons Os orbitais s: esféricos 56

57 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons Os orbitais s: esféricos 57

58 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons Os orbitais s: esféricos Todos os orbitais s são esféricos. À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores. À medida que n aumenta, aumenta o número de nós. Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron é zero. Em um nó, 2 = 0 58

59 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons Os orbitais p: forma de halteres Existem três orbitais p, p x, p y, e p z. Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um sistema cartesiano. As letras correspondem aos valores permitidos de m l, -1, 0, e +1. Os orbitais têm a forma de halteres. À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores. Todos os orbitais p têm um nó no núcleo. 59

60 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons Os orbitais p: forma de halteres 60

61 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons Os orbitais d e f: formas complexas Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z. Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- e z. Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada. Um orbital d tem dois lóbulos e um anel. 61

62 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons Os orbitais d: formas complexas 62

63 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons Os orbitais f: formas complexas 63

64 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons As energias dos orbitais 64

65 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons - Diagrama de distribuição eletrônica 65

66 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha como um par de linhas minimamente espaçado. Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o porquê. Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo magnético e os átomos foram então detectados. Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando em um sentido e uma com os elétrons girando no sentido oposto. 66

67 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons 67

68 Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos m s = número quântico de rotação = ½. O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos. 68

69 Configurações eletrônica condensadas O neônio tem o subnível 2p completo. O sódio marca o início de um novo período. Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como Na: [Ne] 3s 1 [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre]. 69

70 Configurações eletrônicas e a tabela periódica

71 Configurações eletrônicas e a tabela periódica

72 A tabela periódica e a periodicidade 115 elementos conhecidos. A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos fazer previsões sobre elementos não descobertos?

73 A tabela periódica e a periodicidade Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências nas propriedades químicas e físicas. A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos em ordem crescente de massa atômica. Faltaram alguns elementos nesse esquema. Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição mais adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele previu um número de propriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge se equiparam bem à previsão de Mendeleev.

74 Uma tabela periódica primitiva

75 A tabela periódica e a periodicidade A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem crescente de número atômico, e não de massa atômica. Carga nuclear efetiva A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico. A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo, devido ao efeito dos elétrons internos (efeito de blindagem).

76 A tabela periódica e a periodicidade

77 A tabela periódica e a periodicidade Considere uma molécula diatômica simples. A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação. Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo.

78 A tabela periódica e o raio atômico e iônico Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades dos elementos variam periodicamente. O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica. Ao descermos em um período, os átomos aumentam. Ao longo dos grupos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores. Existem dois fatores agindo: Número quântico principal, n, e a carga nuclear efetiva, Z ef.

79 A tabela periódica e o raio atômico e iônico

80 A tabela periódica e o raio atômico e iônico À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um período), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta. Ao longo dos grupos na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua.

81 A tabela periódica e o raio atômico e iônico Tendências nos raios iônicos O tamanho do íon é a medida da distância entre os íons em um composto iônico. O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência. Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os átomos que lhes dão origem. Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que os átomos que lhe dão origem.

82 A tabela periódica e o raio atômico e iônico

83 A tabela periódica e o raio atômico e iônico Tendência nos raios iônicos Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos em um período na tabela periódica. Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons. Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se menores : O 2- > F - > Na + > Mg 2+ > Al 3+

84 A tabela periódica e a energia de ionização A primeira energia de ionização, I 1, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso: Na(g) Na + (g) + e -. A segunda energia de ionização, I 2, é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso: Na + (g) Na 2+ (g) + e -. Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.

85 A tabela periódica e a energia de ionização Energias de ionização sucessivas Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.

86 A tabela periódica e a energia de ionização A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um grupo. À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital mais volumoso. Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo de um período. Ao longo de um período, Z ef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil remover um elétron. São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p.

87 A tabela periódica e a energia de ionização Tendências periódicas nas 1 as energias de ionização Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Conseqüentemente, a formação de s 2 p 0 se torna mais favorável. Quando um quarto elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração s 2 p 3 resultante é mais estável do que a configuração inicial s 2 p 4. Portanto, há uma diminuição na energia de ionização.

88 A tabela periódica e a energia de ionização

89 A tabela periódica e a energia de ionização - Mesmo sentido da eletronegatividade

90 A tabela periódica e a periodicidade química Configurações eletrônicas de íons Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número quântico principal, n: Li (1s 2 2s 1 ) Li + (1s 2 ) Fe ([Ar]3d 6 4s 2 ) Fe 3+ ([Ar]3d 5 ) Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível: F (1s 2 2s 2 2p 5 ) F (1s 2 2s 2 2p 6 )

91 A tabela periódica e a afinidade eletrônica A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização. A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso: Cl(g) + e - Cl - (g) A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (acima) quanto endotérmica: Ar(g) + e - Ar - (g)

92 A tabela periódica e a afinidade eletrônica As configurações eletrônicas precisam ser analisadas para determinar se a afinidade eletrônica é positiva ou negativa. O elétron extra no Ar precisa ser adicinado ao orbital 4s, que tem uma energia significativamente maior do que a energia do orbital 3p.

93 A tabela periódica e a afinidade eletrônica

94 A tabela periódica e o caráter metálico -Sentido inverso da eletronegatividade - Eletronegatividade é calculada através de um balanço entre carga nuclear efetiva e da distância entre o núcleo e os elétrons de valência. Leva em conta o efeito de blindagem das camadas mais internas e também o raio atômico.

95 A tabela periódica e o caráter metálico

96 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Metais O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou lustroso, maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar cátions em solução aquosa). O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo. O caráter metálico diminui ao longo do período. Os metais têm energias de ionização baixas. A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução.

97 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Metais Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions característicos. Todos metais do grupo 1 formam íons M +. Todos metais do grupo 2 formam íons M 2+. A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.

98 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Estados de oxidação mais frequentes

99 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides A maior parte dos óxidos metálicos são básicos: Óxido metálico + água hidróxido metálico Na 2 O(s) + H 2 O(l) 2NaOH(aq) Não-metais Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais. Quando os não-metais reagem com os metais, os nãometais tendem a ganhar elétrons: metal + não-metal sal 2Al(s) + 3Br 2 (l) 2AlBr 3 (s)

100 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Não-metais A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos: óxido não-metálicos + água ácido P 4 O 10 (s) + H 2 O(l) 4H 3 PO 4 (aq) Metalóides Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço. Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.

101 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Grupo 1: os metais alcalinos Todos os metais alcalinos são macios. A química é dominada pela perda de seu único elétron s: M M + + e - A reatividade aumenta ao descermos no grupo. Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás hidrogênio: 2M(s) + 2H 2 O(l) 2MOH(aq) + H 2 (g)

102 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Grupo 1: os metais alcalinos Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O 2 : 4Li(s) + O 2 (g) 2Li 2 O(s) 2Na(s) + O 2 (g) Na 2 O 2 (s) K(s) + O 2 (g) KO 2 (s) (óxido) (peróxido) (superóxido) Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em uma chama à alta temperatura. O elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando retorna ao estado fundamental.

103 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides

104 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides

105 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Grupo 2: os metais alcalinos terrosos Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do que os metais alcalinos. A química é dominada pela perda de dois elétrons s: M M e -. Mg(s) + Cl 2 (g) MgCl 2 (s) 2Mg(s) + O 2 (g) 2MgO(s) O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor de água. Do Ca em diante: Ca(s) + 2H 2 O(l) Ca(OH) 2 (aq) + H 2 (g)

106 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides

107 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Hidrogênio O hidrogênio é um elemento singular. Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico incolor, H 2. Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto, H, como perder seu elétron para formar H + : 2Na(s) + H 2 (g) 2NaH(s) 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(g) O H + é um próton. A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H + (aq).

108 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Grupo 16: o grupo do oxigênio

109 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Grupo 16: o grupo do oxigênio Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O 2 é um gás, o Te é um metalóide, o Po é um metal). Há duas formas importantes de oxigênio: O 2 e ozônio (O 3 ). O ozônio pode ser preparado a partir do oxigênio: 3O 2 (g) 2O 3 (g) H = 284,6 kj. O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.

110 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Grupo 16: o grupo do oxigênio O oxigênio (ou dioxigênio, O 2 ) é um agente de oxidação potente, uma vez que o íon O 2- tem uma configuração de gás nobre. Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por exemplo, H 2 O) e 1- (por exemplo, H 2 O 2 ). O enxofre é outro importante membro desse grupo. A forma mais comum do enxofre é o S 8 amarelo. O enxofre tende a formar S 2- nos compostos (sulfetos).

111 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Grupo 17: os halogênios

112 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Grupo 17: os halogênios A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um elétron para formar um ânion: X 2 + 2e - 2X -. O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece: 2F 2 (g) + 2H 2 O(l) 4HF(aq) + O 2 (g) H = -758,9 kj. Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X 2 ).

113 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Grupo 17: os halogênios O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é produzido pela eletrólise do sal grosso (NaCl): 2NaCl(aq) + 2H 2 O(l) 2NaOH(aq) + H 2 (g) + Cl 2 (g). A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso (HOCl) que é amplamente utilizado como desinfetante: Cl 2 (g) + H 2 O(l) HCl(aq) + HOCl(aq). Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos fortes, com exceção do HF.

114 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Grupo 18: os gases nobres

115 A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides Grupo 18: os gases nobres Todos esses são não-metais e monoatômicos. Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e p completamente preenchidos. Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: XeF 2, XeF 4 e XeF 6.

116 Universidade do Estado de Santa Catarina Departamento de Química QGE Química Geral Reações químicas e estequiometria Profº Dr. Edmar Martendal

117 Equações químicas Lavoisier: a massa é conservada em uma reação química. Equações químicas: descrições de reações químicas (a química no nível simbólico). Duas partes de uma equação: reagentes e produtos: 2H 2 + O 2 2H 2 O

118 Equações químicas A equação química para a formação da água pode ser visualizada como duas moléculas de gás hidrogênio reagindo com uma molécula de gás oxigênio para formar duas moléculas de água: 2H 2 + O 2 2H 2 O

119 Equações químicas Lei da conservação da massa: a matéria não pode ser perdida em nenhuma reação química.

120 Equações e reações químicas Reações de combinação e decomposição As reações de combinação têm menos produtos do que reagentes: 2Mg(s) + O 2 (g) 2MgO(s) O Mg combina-se com o O 2 para formar o MgO. As reações de decomposição têm menos reagentes do que produtos: 2NaN 3 (s) 2Na(s) + 3N 2 (g) (a reação que ocorre em um airbag) O NaN 3 se decompôs em Na e N 2 gasoso.

121 Equações e reações químicas Reações de combinação e decomposição

122 Equações e reações químicas Existem dois grandes grupos de reações químicas: Reações ácido-base: não há modificação do número de oxidação de nenhum elemento Reações de oxi-redução: há modificação do número de oxidação de pelo menos dois elementos

123 Equações e reações químicas Mol: é uma medida conveniente de quantidades químicas. 1 mol de moléculas, íons, elétrons, partículas, etc = 6, moléculas, íons, elétrons, partículas, etc. Experimentalmente, 1 mol de 12 C tem uma massa de 12 g. Para a próxima aula: como o número de Avogadro pode ser obtido experimentalmente? Massa molar Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância (unidades g mol -1 ). A massa de 1 mol de 12 C = 12 g.

124 Equações e reações químicas Esta fotografia mostra um mol de sólido (NaCl), um mol de líquido (H 2 O) e um mol de gás (O 2 ).

125 Equações e reações químicas Fórmulas mínimas obtidas a partir de análise elementar Fórmula mínima ou empírica: representa a proporção entre os elementos que formam uma substância Fórmula molecular ou fórmula unitária: representa a proporção realmente encontrada entre os elementos formadores da substância: é um múltiplo da fórmula mínima. Fórmula molecular: para substâncias moleculares Fórmula unitária: para substâncias iônicas

126 Equações e reações químicas Fórmulas mínimas obtidas a partir de análise elementar

127 Equações e reações químicas Fórmulas mínimas obtidas a partir de análise elementar Ex: 1)Uma análise elementar de uma substância forneceu como resultado: 40,9% de Carbono, 4,58% de hidrogênio e 54,5% de oxigênio. Pergunta-se qual a fórmula mínima da substância. 2)O resultado de uma análise elementar apontou 77,8% de C, 11,8% de H e 10,4% de O. Qual a fórmula empírica da substância? 3)Um metal M forma um óxido com a fórmula M 2 O 3 no qual a porcentagem do metal é 69,9%. Escreva o nome do óxido. 4)Uma substância tem massa molar 194,19 g mol -1 e composição em massa de 49,48% C, 5,19% H, 28,85% de O e 16,48% N. Qual a fórmula molecular da substância?

128 Equações e reações químicas Uma vez que a massa se conserva, o número de átomos de um elemento nos reagentes necessariamente é igual ao número de átomos desse elemento nos produtos. Em outras palavras, uma equação química só é válida quando estiver balanceada: A equação balanceada fornece o número de moléculas que reagem para formar produtos. Interpretação: a proporção da quantidade de matéria de reagente necessária para se chegar à proporção da quantidade de matéria do produto. Essas proporções são denominadas proporções estequiométricas. As proporções estequiométricas são proporções ideais As proproções ideais de reagentes e produtos no laboratório devem ser medidas em gramas e convertidas para mols.

129 Equações e reações químicas Muitas vezes, é necessário interpretar uma informação dada na forma escrita e saber transcrever essa informação na forma de uma equação química balanceada: Exemplos: 1) O primeiro estágio na produção de ácido nítrico é a reação do gás amônia com o gás oxigênio com produção do gás óxido nítrico (NO) e água líquida. O óxido nítrico reage novamente com oxigênio para dar o gás dióxido de nitrogênio, que, quando dissolvido em água, produz ácido nítrico e óxido nítrico. Escreva todas as equações químicas envolvidas.

130 Equações e reações químicas Exemplos: 2) Sulfeto de níquel é aquecido ao ar (oxigênio), produzindo óxido de níquel (II) sólido e dióxido de enxofre. Escreva as equações envolvidas. 3) Em um estágio da produção comercial do metal ferro em um alto-forno, o óxido de ferro (III) reage com monóxido de carbono para formar um óxido misto de ferro (III) e ferro (II) sólido e dióxido de carbono. Esse óxido misto reage então com excesso de monóxido de carbono produzindo ferro elementar e dióxido de carbono. 4) Escreva a equação da combustão do composto C 14 H 18 N 2 O 5 gerando gás carbônico, água e gás nitrogênio.

131 Equações e reações químicas Em processos industriais ou mesmo no laboratório, geralmente um dos reagentes utilizados em um processo possui um custo mais elevado, e, portanto, seu uso precisa ser minimizado, para que seu aproveitamento (transformação) seja maximizado. Este geralmente é o reagente limitante do processo! Reagente limitante é o reagente que limita a continuação da reação devido à sua quantidade reduzida em relação aos outros reagentes.

132 Equações e reações químicas Quem foi o reagente limitante do processo?

133 Equações e reações químicas Rendimentos teóricos A quantidade de produto prevista a partir da estequiometria considerando os reagentes limitantes é chamada de rendimento teórico. O rendimento percentual relaciona o rendimento real (a quantidade de material recuperada no laboratório) ao rendimento teórico: Que fatores podem levar à diminuição do rendimento de uma reação?

134 Propriedades gerais das soluções aquosas Propriedades eletrolíticas As soluções aquosas - em água - têm o potencial de conduzir eletricidade. A habilidade da solução em ser um bom condutor depende do número do seu número de íons. Há três tipos de solução: eletrólitos fortes, eletrólitos fracos e não-eletrólitos.

135 Propriedades gerais das soluções aquosas Propriedades eletrolíticas

136 Propriedades gerais das soluções aquosas Compostos iônicos em água Os íons se dissociam em água. Em solução, cada íon é rodeado por moléculas de água. O transporte de íons através da solução provoca o fluxo de corrente.

137 Propriedades gerais das soluções aquosas Compostos moleculares em água Compostos moleculares em água, por exemplo, o CH 3 OH, não formam íons. Se não existem íons em solução, não existe nada para transportar a carga elétrica.

138 Propriedades gerais das soluções aquosas Eletrólitos fortes e fracos Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente em solução. Por exemplo: HCl(aq) H + (aq) + Cl - (aq) Eletrólitos fracos: produzem uma pequena concentração de íons quando se dissociam. Esses íons existem em equilíbrio com a substância não-ionizada. Por exemplo: HC 2 H 3 O 2 (aq) H + (aq) + C 2 H 3 O 2 - (aq)

139 Reações de precipitação Quando duas soluções são misturadas e um sólido é formado, o sólido é chamado de um precipitado. Nitrato de chumbo (II) reage com sulfeto de hidrogênio formando sulfeto de chumbo (II) e ácido nítrico. Cloreto de sódio reage com nitrato de prata gerando cloreto de prata.

140 Reações de precipitação 2005 by Pearson Education Capítulo 03

141 Reações de precipitação Reações de dupla troca As reações de dupla troca envolvem a troca de íons em solução: AX + BY AY + BX. As reações de dupla troca geralmente levam a uma alteração na solução: forma-se um sólido insolúvel (precipitado), formam-se eletrólitos fracos ou não-eletrólitos ou forma-se um gás insolúvel.

142 Reações de precipitação Equações iônicas Equação iônica: utilizada para realçar a reação entre íons. Equação molecular: todas as espécies listadas como moléculas: HCl(aq) + NaOH(aq) H 2 O(l) + NaCl(aq) Equação iônica completa: lista todos os íons: H + (aq) + Cl - (aq) + Na + (aq) + OH - (aq) H 2 O(l) + Na + (aq) + Cl - (aq) Equação iônica simplificada: lista somente íons únicos: H + (aq) + OH - (aq) H 2 O(l)

143 Reações ácido-base Ácidos Dissociação = os íons pré-formados no sólido se separam em solução. Ionização = uma substância neutra forma íons em solução. Ácido = substâncias que se ionizam para formar H + em solução (por exemplo, HCl, HNO 3, CH 3 CO 2 H, limão, lima, vitamina C). Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (por exemplo, HCl). Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (por exemplo, H 2 SO 4 ). Ácidos com muitos prótons ácidos são chamados polipróticos.

144 Reações ácido-base Bases Bases = substâncias que reagem com os íons H + formados por ácidos

145 Reações ácido-base Ácidos e bases fortes e fracos Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes. Eles estão completamente ionizados em solução. Ácidos e bases fracas são eletrólitos fracos. Eles estão parcialmente ionizados em solução.

146 Reações ácido-base Identificando eletrólitos fortes e fracos Iônico e solúvel em água = eletrólito forte (provavelmente). Solúvel em água e não-iônico, mas é um ácido (ou base) forte = eletrólito forte. Solúvel em água e não-iônico, e é um ácido ou uma base fraca = eletrólito fraco. Caso contrário, o composto é provavelmente um não-eletrólito.

147 Reações ácido-base Identificando eletrólitos fortes e fracos

148 Reações ácido-base Reações de neutralização e sais A neutralização ocorre quando uma solução de um ácido e a de uma base são misturadas: HCl(aq) + NaOH(aq) H 2 O(l) + NaCl(aq) Observe que formamos um sal (NaCl) e água. Sal = composto iônico cujo cátion vem de uma base e o ânion de um ácido. A neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico produz água e um sal.

149 Reações ácido-base Reações ácido-base com formação de gás Os íons sulfeto e carbonato podem reagir com H + de uma maneira similar ao OH. 2HCl(aq) + Na 2 S(aq) H 2 S(g) + 2NaCl(aq) 2H + (aq) + S 2- (aq) H 2 S(g) HCl(aq) + NaHCO 3 (aq) NaCl(aq) + H 2 O(l) + CO 2 (g)

150 Reações oxirredução Oxidação e redução Quando um metal sofre corrosão, ele perde elétrons e forma cátions: Ca(s) +2H + (aq) Ca 2+ (aq) + H 2 (g) Oxidado: o átomo, a molécula ou o íon torna-se mais carregado positivamente. A oxidação é a perda de elétrons. Reduzido: o átomo, a molécula ou o íon torna-se menos carregado positivamente. Redução é o ganho de elétrons.

151 Reações oxirredução Oxidação e redução

152 Reações oxirredução Oxidação e redução 2005 by Pearson Education Capítulo 03

153 Reações oxirredução Números de oxidação O número de oxidação para um íon: é a carga no íon. O número de oxidação para um átomo: é a carga hipotética que um átomo teria se fosse um íon. Os números de oxidação são determinados por uma série de regras: 1. Se o átomo estiver em sua forma elementar, o número de oxidação é zero. Por exemplo, Cl 2, H 2, P Para um íon monoatômico, a carga no íon é o estado de oxidação.

154 Reações oxirredução Números de oxidação 1. Os não-metais normalmente têm números de oxidação negativos: a) O número de oxidação do O geralmente é 2. O íon peróxido, O 2 2-, tem oxigênio com um número de oxidação de 1. b) O número de oxidação do H é +1 quando ligado a não-metais e 1 quando ligado a metais. c) O número de oxidação do F é A soma dos números de oxidação para o átomo é a carga na molécula (zero para uma molécula neutra).

155 Reações oxirredução Oxidação de metais por ácidos e sais Os metais são oxidados por ácidos para formarem sais: Mg(s) +2HCl(aq) MgCl 2 (aq) + H 2 (g) Durante a reação, 2H + (aq) é reduzido para H 2 (g). Os metais também podem ser oxidados por outros sais: Fe(s) +Ni 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Ni(s) Observe que o Fe é oxidado para Fe 2+ e o Ni 2+ é reduzido para Ni.

156 Reações oxirredução Série de atividade Alguns metais são facilmente oxidados; outros, não. Série de atividade: é uma lista de metais organizados em ordem decrescente pela facilidade de oxidação. Quanto mais no topo da tabela estiver o metal, mais ativo ele é. Qualquer metal pode ser oxidado pelos íons dos elementos abaixo dele.

157 Capítulo 03

158 Concentrações de soluções Molaridade Solução = é o soluto dissolvido em solvente. Soluto: está presente em menor quantidade. A água como solvente = soluções aquosas. Altera-se a concentração utilizando-se diferentes quantidades de soluto e solvente. Concentração em quantidade de matéria: Mols de soluto por litro de solução. Se soubermos a concentração em quantidade de matéria e o volume de solução, podemos calcular a quantidade de matéria (e a massa) do soluto.

159 Concentrações de soluções Concentração em quantidade de matéria

160 Estequiometria de soluções e análise química Existem dois tipos diferentes de unidades: unidades de laboratório (unidades macroscópicas: medida em laboratório); unidades químicas (unidades microscópicas: referem-se a mols). Sempre converta inicialmente as unidades de laboratório em unidades químicas. Gramas são convertidos em mols utilizando-se a massa molar. O volume ou a quantidade de matéria é convertido em mols utilizando-se c = mol/l. Utilize os coeficientes estequiométricos para mover entre reagentes e produto.

161 Estequiometria de soluções e análise química

162 Estequiometria de soluções e análise química Titulações

163 Estequiometria de soluções e análise química Titulações Suponha que sabemos a concentração em quantidade de matéria de uma solução de NaOH e que queremos encontrar a concentração em quantidade de matéria de uma solução de HCl. Sabemos: a concentração em quantidade de matéria de NaOH, o volume de HCl. O que queremos? A concentração em quantidade de matéria de HCl. O que devemos fazer? Tome um volume conhecido da solução de HCl, meça o volume em ml de NaOH necessário para reagir completamente com o HCl.

164 Estequiometria de soluções e análise química Titulações O que temos? O volume de NaOH. Sabemos a concentração em quantidade de matéria do NaOH, então, podemos calcular a quantidade de matéria de NaOH. Qual o próximo passo? Sabemos também que HCl + NaOH NaCl + H 2 O. Portanto, sabemos a quantidade de matéria de HCl. Podemos finalizar? Sabendo a quantidade de matéria (HCl) e o volume de HCl (acima de 20,0 ml), podemos calcular a concentração em quantidade de matéria.