Fundamentos de Química

Fundamentos de Química Mestrado Integrado em Bioengenharia Capítulo 2

Medições e Unidades Incerteza nas medições Todas as medidas de quantidades físicas estão sujeitas a incertezas. Depende da precisão dos instrumentos de medida Resultados com número diferente de algarismos significativos Proveta graduada em 1 ml: 6,2 ± 0,5 ml Bureta graduada em 0,1 ml: 6,22 ± 0,05 ml Pipeta: 25,00 ± 0,03 ml Balão volumétrico: 1,0000 ± 0,0004 L Regra geral, o último algarismo significativo num dado resultado deve ser da mesma ordem de magnitude (i.e. deve estar na mesma casa decimal) da incerteza. 2

Incerteza nas medições Medições e Unidades Determina a incerteza dos resultados obtidos através de cálculos com os valores medidos Algarismos significativos Dígitos com significado numa quantidade medida ou calculada Último dígito é incerto Em ciência só são escritos os números que têm significado 3

Medições e Unidades Incerteza nas medições Algarismos significativos Exprimir resultado em notação científica A x 10 a A 0 A é um número entre 1 e 10 10 a a inteiro positivo ou negativo Exemplos: 333 = 3,33 x 10 2 0,0333 = 3,33 x 10-2 Em notação científica os zeros que não são significativos desaparecem 4

Algarismos significativos Medições e Unidades Qualquer dígito diferente de zero é significativo. 1,234 kg 4 algarismos significativos Os zeros entre dígitos diferentes de zero são significativos. 606 m 3 algarismos significativos Os zeros à esquerda do primeiro dígito diferente de zero não são significativos. 0,08 L 1 algarismo significativo 5

Algarismos significativos (cont.) Medições e Unidades Se um número é maior do que 1, então todos os zeros à direita da vírgula contam como algarismos significativos. 2,0 mg 2 algarismos significativos Se um número é inferior a 1, então apenas os zeros que estão no fim do número e os zeros que estão entre dígitos diferentes de zero são significativos. 0,00420 g 3 algarismos significativos 6

Medições e Unidades Determine o número de algarismos significativos em cada um dos seguintes números/medidas: a) 5743 b) 65000 c) 834,902 cm 2 d) 27,00 ºC e) 5,4x10 5 f) 0,0006345 g) 0,0800 mg h) 3,0210 g R: 4 R: 5, 4, 3, ou 2 (6,500x10 4 ; 6,5x10 4 ) R: 6 R: 4 R: 2 R: 4 R:3 R: 5 Em notação científica os zeros que não são significativos desaparecem 7

Medições e Unidades Soma ou Subtração O resultado não pode ter mais dígitos à direita da vírgula do que qualquer um dos números originais. 89,332 + 1,1 um algarismo significativo depois da vírgula 90,432 arredonda para 90,4 3,70 2,9133 0,7867 dois algarismos significativos depois da vírgula arredonda para 0,79 8

Medições e Unidades Multiplicação ou Divisão O número de algarismos significativos no produto final ou no quociente é determinado pelo número original que tem o menor número de algarismos significativos. 4,51 3,6666 = 16,536366 = 16,5 3 algarismos significativos arredonda para 3 algarismos significativos 6,8 112,04 = 0,0606926 = 0,061 2 algarismos significativos arredonda para 2 algarismos significativos 9

Medições e Unidades Números exatos Números obtidos de definições ou da contagem de objetos têm um número infinito de algarismos significativos Ex. o número de centímetros numa polegada (2,54) tem um número infinito de algarismos significativos, tal como a velocidade da luz (299 792 458 m/s). Média de três comprimentos: 6,64, 6,68 e 6,70? 6,64 + 6,68 + 6,70 3 = 6,67333 = 6,67 = 7 Porque 3 é um número exato 10

Algarismos significativos Medições e Unidades Arredondamentos Último dígito < 5 arredondamento para baixo Último dígito > 5 arredondamento para cima Último dígito = 5 arredondamento para número par mais próximo Exemplos: Arredonde para três algarismos significativos 4,6787 4,68; 12,35 12,4; 33,65 33,6 11

Algarismos significativos Medições e Unidades Arredondamentos em valores calculados Se possível não fazer arredondamentos intermédios Só o resultado final deve ser arredondado Os arredondamentos intermédios, quando necessários, devem manter mais 1 ou 2 algarismos significativos do que os do resultado final 12

Medições e Unidades Exatidão (rigor) aproximação da medição efetuada e o verdadeiro valor da grandeza medida Modos de exprimir: Erro absoluto (E); Erro relativo (E r ); Método das adições de padrão (% de recuperação - R%) Precisão acordo entre duas ou mais medições da mesma grandeza Modos de exprimir: Desvio padrão (s) ; Variância (s 2 ), Desvio padrão relativo (RSD) ou Coeficiente de variação (CV%) Boa Exatidão e boa precisão Pouca Exatidão mas boa precisão pouca Exatidão e pouca precisão 13

Unidades de medida Medições e Unidades Grandezas de base e unidades de base do SI 14

Algumas unidades não SI Medições e Unidades 15

Múltiplos e Submúltiplos Medições e Unidades Múltiplos Submúltiplos 16

Unidades derivadas Medições e Unidades Expressão de quantidades físicas constituídas a partir das quantidades físicas básicas Múltiplos das unidades básicas Volume: produto de três comprimentos: m 3 Massa volúmica: kg m -3 ρ = m V = kg = kgm 3 m Energia: J kg m 2 s -2 Define-se como o trabalho realizado por uma força de 1N num deslocamento de 1m [ ] [ ] [ ] 2 2 2 E = Fd = mad = kgms m = kgm s = J 3 17

Unidades derivadas Medições e Unidades Unidades derivadas com nomes especiais 18

Unidades derivadas Exemplo: Medições e Unidades 1 dm 3 = (1x10-1 m) 3 = 1x10-3 m 3 1 cm 3 = (1x10-2 m) 3 = 1x10-6 m 3 19

Conversão de unidades Relações entre as unidades Medições e Unidades 20

Conversão de unidades Fatores de conversão (FC): Exemplo: Caloria em J: 1 cal = 4,184 J Analise dimensional - método do fator unitário - Relação entre unidades diferentes que exprimem a mesma quantidade Unidade desejada Unidade dada = Unidade dada Quantos ml existem em 1,63 L? Medições e Unidades Unidade desejada FC = 1000 ml/1l 1L 1,63 L = 0,001630 1000 ml L 2 ml 1,63 L 1000 ml 1L = 1630 ml 21

Conversão de unidades Medições e Unidades Escolher as unidades de conversão adequadas; Transportar as unidades ao longo de toda a sequência de cálculos; Se todas as unidades se cancelam menos as unidade(s) desejada(s), então a solução encontrada está (provavelmente) certa. Unidade desejada Unidade dada = Unidade dada Unidade Se um individuo pesa 115 lb, qual é o seu peso em gramas? 115 lb Libra é uma unidade de peso 453,6 g 1lb = 5,22 10 4 g Conversão desejada lb g 453,6 g 1lb 22

Medições e Unidades A velocidade média do azoto molecular no ar a 25 0 C é 515 m/s. Converta a velocidade em milhas por hora. Dados: 1 milha = 1,6093 km 23

Temperatura é uma medida da energia cinética média das partículas de uma amostra. Conversão de unidades K = ºC + 273,15 273 K = 0 ºC 373 K = 100 ºC T ºC = (ºF - 32º) x 5/9 T (º F) = 1,8 T (ºC) + 32 T (º F) = 9/5 T (ºC) + 32 Medições e Unidades 32 ºF = 0 ºC 212 ºF = 100 ºC 24

Moles e Massas Molares Mole - Quantidade de substância (ou de matéria) que contém tantas unidades elementares (átomos, moléculas, iões) quantos os átomos de carbono existentes em exatamente 12 gramas de carbono-12 ( 12 C) Número de átomos em 12 g de 12 C 12 g 11,99265 10 = 6,0221 10 24 (m 12 C = 11,99265x10-24 g) 23 = NA (N A ) - Número de Avogadro 25

Mole 1 mol de cada substância Moles e Massas Molares 12 g Carbono 32 g Enxofre 64 g Cobre 207 g Chumbo 201 g Mercúrio kg mol -1 6,02x10 23 26

Mole Moles e Massas Molares Unidade SI para quantidade de substância Especificar espécie Átomo, molécula, fórmula unitária, ião Massa molar M (kg mol -1 ) - massa duma mole de partículas (átomos, moléculas, iões). m kg m = n M n = = = 1 M kgmol Elemento: massa por mol dos seus átomos mol Composto molecular: massa por mol das suas moléculas Composto iónico: massa por mol das suas fórmulas unitárias 27

Moles e Massas Molares Massas Molares Diferentes 1 mol de Fórmulas Unitárias Massas iguais Quantidades iguais 28

Massa molar Espetrometria de massa Massas dos isótopos e suas abundâncias Moles e Massas Molares A massa atómica média é calculada a partir da média ponderada da mistura de isótopos naturais de um dado elemento Valores publicados Valores médios Quantos átomos existem em 0,551 g de potássio (K)? 1mol K = 39,10 g K 1 mol K = 6,022 10 23 átomos K 0,551 g K 1 mol K 39,10 g K 6,022 10 23 átomos K 1 mol K = = 8,49 10 21 átomos K 29

Determinação de Fórmulas Químicas Composição mássica percentual Fórmula empírica Número relativo de átomos de cada elemento Ex: Glicose - CH 2 O Fórmula molecular Número real de átomos de cada elemento H OH HO HO H H O OH H H OH Glucose - C 6 H 12 O 6 30

Determinação de Fórmulas Químicas Calcular Fórmulas Empíricas Percentagem em massa (fornecida) Assumir 100 g de amostra Gramas de cada elemento Usar massa molar Moles de cada elemento Calcular a razão molar Fórmula empírica (calculada) Determinação da fórmula empírica a partir da composição percentual. Para determinar a sua fórmula molecular temos de saber um valor aproximado da sua massa molar. 31

massa H Determinação de Fórmulas Químicas Na combustão de 11,5 g de etanol são produzidos 22,0 g de CO 2 e 13,5 g de H 2 O. Qual a formula do etanol? 1mol CO2 1mol C 12,01g C massa C = 22,0g CO2 = 6,00g C 44,01g CO 1mol CO 1mol C = 13,5g H 1mol H2O 2mol H 1,008g H O 18,02g H O 1mol H O 1mol H 2 = 2 2 2 2 1,51g H 11,5 g de etanol contem 6,00 g de C e 1,15 g de H. A restante massa será de Oxigénio: massa O = 11,5g - (6,00g + 1,51g) = 4,0g O nº de moles de cada elemento passa a ser: 1mol C moles C = 6,00g C = 0,500 molesc 12,01g C 1mol H moles H = 1,51g H = 1,50 moles H 1mol O 1,008 g H moles O = 4,0g O = 0,25 moles O 16,00 g O C 0,50 H 1,5 O 0,25 Dividir por 0,25 C 2 H 6 O 32

Misturas e Soluções Misturas - Maioria dos materiais não são nem elementos nem compostos Ex: Ar, sangue, água do mar, liga Misturas Heterogéneas Possível identificar componentes ao microscópio ou a olho nu Íman usado para separar limalhas de ferro Granito 33

Misturas homogéneas Misturas e Soluções Não é possível identificar os componentes ex.: Soluções a) Ar; b) Solução aquosa de NaCl c) Liga 34

Misturas e Soluções MISTURA Componentes podem ser separados por técnicas físicas COMPOSTO Componentes não podem ser separados por técnicas físicas Composição variável Composição fixa Propriedades relacionadas com as dos componentes Propriedades não relacionadas com as dos componentes 35

Soluções Solutos, solventes Solvente determina estado físico da solução Misturas e Soluções Precipitação quando uma substancia insolúvel se forma Separação do soluto PbI 2 Pb(NO 3 ) 2 (aq) + 2NaI (aq) PbI 2 (s) + 2NaNO 3 (aq) 36

Soluções Misturas e Soluções Interações de Dissolução: Interação solvente-solvente Inteiração soluto-soluto Interação solvente-soluto 37

Exemplos de Soluções Soluções aquosas Misturas e Soluções Soluções não aquosas Tetracloroeteno, limpeza a seco Soluções sólidas Latão (cobre em zinco) Solução gasosa Solvente: azoto 38

Misturas e Soluções 39

Misturas e Soluções Técnicas de separação (exemplos) Destilação Diferenças nos pontos de ebulição Decantação Diferenças de densidade Filtração Diferenças de solubilidade (açúcar e areia) Cromatografia Diferenças na adsorção com o adsorvente 40

Misturas e Soluções Unidades de Concentração Concentração de uma solução a quantidade de soluto presente numa dada quantidade de solução. Percentagem em massa Independente de T % em massa = massa de soluto 100% massa de soluto + massa de solvente = 100% massa de soluto massa de solução Fração molar (X) X A = moles de A soma das moles de todos os componentes 41

Molaridade (M) mol.l -1 Misturas e Soluções dependente de T (o volume da solução pode aumentar com T) M = moles de soluto litros de solução Molalidade (m) mol.kg -1 Independente de T m = moles de soluto massa de solvente (kg) 42

Misturas e Soluções Unidades de Concentração - resumo 43

Misturas e Soluções Preparar uma solução com uma dada molaridade 44

Misturas e Soluções Diluição - é um processo de preparar uma solução menos concentrada a partir de uma mais concentrada Solução padrão Balão volumétrico, pipeta, bureta, Moles de soluto antes da diluição (i) M i V i Diluição Adicionar solvente = = Moles de soluto depois da diluição (f) M f V f C 1 V = 1 C 2 V 2 M = moles/l 45

Misturas e Soluções Como prepararia 60,0 ml de uma solução 0,200 M HNO 3 a partir de uma solução de 4,00 M HNO 3? M i V i = M f V f M i = 4,00 M f = 0,200 V f = 0,06 L V i =? L V i = M f V f M i = 0,200 molesl-1 0,06L = 0,003 L = 3 ml 4,00 molesl -1 Colocar sempre todas as unidade nos cálculos 3 ml de ácido + 57 ml de água*!!! = 60 ml de solução * - Perfazer com água até ao menisco Material utilizado??? 46

Reações Químicas Anatomia de uma equação química CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(g) Os estados físicos dos reagentes e dos produtos entre parêntesis à direita de cada composto. Coeficientes estequiométricos servem para acertar a equação. 47

Reações Químicas Equações Puramente Iónicas 1. Escrever e acertar a equação molecular correspondente. 2. Dissociar todos os eletrólitos fortes. 3. Eliminar todas as espécies que não sofrem alteração de um lado para o outro da equação. 4. Escrever a reação iónica efetiva com as espécies remanescentes. HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) H + (aq) + Cl - (aq) + Na + (aq) + OH - (aq) Na + (aq) + Cl - (aq) + H 2 O (l) (l) H + (aq) + OH - (aq) H 2 O (l) 48

Reações de precipitação Reações Químicas 49

Reações Químicas Estequiometria de reação Reagentes, produtos Equação esqueleto Equação química Lei da conservação da massa Os átomos não são criados nem destruídos, apenas mudam de parceiros Coeficientes estequiométricos Símbolo de estado 50

Reações Químicas Estequiometria de reação (cont.) Interpretação Quantitativa das Reações químicas Molaridade (M) mol.l -1 Massa molar M (kg mol -1 ) 51

Reações Químicas Alterações de massa em reações químicas 1. Escreva a equação química acertada. 2. Converta as quantidades de substâncias conhecidas em moles. 3. Utilize os coeficientes das equações acertadas para calcular o número de moles da quantidade procurada. 4. Converta as moles de quantidade procurada nas unidades desejadas. 52

Reações Químicas O metanol arde no ar de acordo com a equação 2CH 3 OH + 3O 2 2CO 2 + 4H 2 O Se 209 g de metanol são utilizadas na combustão, que massa de água é produzida? gramas CH 3 OH moles CH 3 OH moles H 2 O gramas H 2 O massa molar CH 3 OH coeficientes equação química massa molar H 2 O 209 g CH 3 OH 1 mol CH 3 OH 32,0 g CH 3 OH 4 mol H 2 O 2 mol CH 3 OH 18,0 g H 2 O = 1 mol H 2 O = 235 g H 2 O 53

Rendimento Reações Químicas Rendimento teórico é a quantidade de produto que se forma se todo o reagente limitante for consumido durante a reação. Rendimento real é a quantidade de produto obtido na reação química. Rendimento Real Rendimento Percentual (%) = 100 Rendimento Teórico 54

Limites de Reação Reagente limitante Reações Químicas Antes do início da reação Depois da reação estar completa 6 verdes são consumidos 6 vermelhos não são consumidos 55

Reações Químicas Num processo, 124 g de Al reagem com 601 g de Fe 2 O 3 2Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2Fe Calcule a massa de Al 2 O 3 formada. g Al mol Al mol Fe 2 O 3 necessárias g Fe 2 O 3 necessárias g Fe 2 O 3 mol Fe 2 O 3 mol Al necessárias g Al necessárias 124 g Al 1 mol Al 27,0 g Al 1 mol Fe 2 O 3 2 mol Al 160 g Fe 2 O 3 = 367 g Fe 2 O 3 1 mol Fe 2 O 3 Início 124 g Al 367 g Fe 2 O 3 necessárias Como temos mais de Fe 2 O 3 (601 g), o Al é o reagente limitante 56

Reações Químicas Utilize o reagente limitante (Al) para calcular a quantidade de produto que pode ser formada. g Al mol Al mol Al 2 O 3 g Al 2 O 3 2Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2Fe 124 g Al x 1 mol Al 27.0 g Al x 1 mol Al 2 O 3 2 mol Al 102 g Al 2 O x 3 = 234 g Al 1 mol Al 2 O 2 O 3 3 57

Grupos Funcionais Grupos Funcionais Forças intermoleculares CH 3 -CH 2 -CH 2 -CH 2 -H Alcano Dipolo Induzido - Dipolo Induzido (Forças de London) CH 3 -CH 2 -CH 2 -Cl Haloalcano Dipolo permanente - Dipolo permanente CH 3 -CH 2 -CH 2 -CH 2 -OH Álcool Ligações hidrogénio CH 3 -CH 2 -CH 2 -CH 2 -NH 2 Amina Ligações hidrogénio CH 3 -CH 2 -CH 2 -OCH 3 Éter Dipolo permanente - Dipolo permanente 58

Grupos Funcionais Grupos Funcionais Forças intermoleculares H 3 C-CH 2 -CH 2 C O H Aldeído Dipolo permanente - Dipolo permanente H 3 C-CH 2 O C CH 3 Cetona Dipolo permanente - Dipolo permanente H 3 C-CH 2 -CH 2 O C OH Ácido carboxilico Ligações hidrogénio H 3 C-CH 2 -CH 2 C O OCH 3 Èster Dipolo permanente - Dipolo permanente H 3 C-CH 2 -CH 2 C O NH 2 Amida Ligações hidrogénio 59

Redução e oxidação Redução e oxidação A oxidação aumenta o número de oxidação (n.o.) dum elemento. + - A redução diminui o número de oxidação dum elemento. 60

Referências e fontes de imagens Bibliografia P. Atkins, L. Jones, Chemical Principles - The Quest for Insight, W. H. Freeman and Company, New York, 3rd ed, 2005. Chang, Raymond, Quimica, McGraw Hill, 8ª ed. Lisboa [versão portuguesa] 2005 (ISBN 84-481-4527-5). Título original: Chemisry. - 8th ed. Brown, LeMay, Bursten, Murphy, Chemistry, The Central Science. Pearson Education International, 11th ed. 2009 (ISBN 0-13- 235848-4 ou ISBN 978-0-13-235-848-4). 61

Fundamentos de Química Mestrado Integrado em Bioengenharia Capítulo 2

Informação complementar Acertar Equações Químicas 1. Comece por acertar os elementos que aparecem apenas num reagente e num produto C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O Comece por C ou H, mas não O 2 carbonos à esquerda C 2 H 6 + O 2 1 carbono à direita 2CO 2 + H 2 O Multiplique CO 2 por 2 6 hidrogénios à esquerda 2 hidrogénios à direita Multiplique H 2 O por 3 C 2 H 6 + O 2 2CO 2 + 3H 2 O 63

Informação complementar 2. Acerte os elementos que aparecem em dois ou mais reagentes ou produtos C 2 H 6 + O 2 2CO 2 + 3H 2 O Multiplique O 2 por 7 2 2 oxigénios à esquerda 4 oxigénios (2 2) + 3 oxigénios (3 1) = 7 oxigénio à direita C 2 H 6 + 7 O 2 2CO 2 + 3H 2 O 2 2C 2 H 6 + 7O 2 4CO 2 + 6H 2 O Remova a fracção multiplicando ambos os lados por 2 64

Informação complementar 3. Assegure-se de que tem o mesmo número de cada tipo de átomo em ambos os lados da equação 2C 2 H 6 + 7O 2 4 C (2 2) 12 H (2 6) 14 O (7 2) 4CO 2 + 6H 2 O 4 C 12 H (6 2) 14 O (4 2 + 6) Reagentes 4 C 12 H 14 O Produtos 4 C 12 H 14 O 65

Informação complementar Equações Puramente Iónicas 1. Escrever e acertar a equação molecular correspondente. 2. Dissociar todos os eletrólitos fortes. 3. Eliminar todas as espécies que não sofrem alteração de um lado para o outro da equação. 4. Escrever a reação iónica efetiva com as espécies remanescentes. HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) H + (aq) + Cl - (aq) + Na + (aq) + OH - (aq) Na + (aq) + Cl - (aq) + H 2 O (l) H + (aq) + OH - (aq) H 2 O (l) 66

Informação complementar Tabela Periódica 67

Informação complementar Iões 68

Informação complementar Símbolos de Lewis 69

Informação complementar 70