UNIOESTE – UNIVERSIDADE ESTADUAL DO OESTE DO PARANÁ CAMPUS DE FOZ DO IGUAÇU CURSINHO PRÉ-VESTIBULAR

Apostila de Química

FOZ DO IGUAÇU - 2009

Modelos atômicos e estrutura atômica John Dalton (Modelo da bola de brilhar) John Dalton foi o criador da primeira teoria atômica moderna, Em 1808, Dalton propôs a teoria do modelo atômico, onde o átomo é uma minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível e indivisível. Todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos. Joseph John Thomson (Modelo do pudim de passas ou ameixas) Através de experiências com tubos de Crookes J. J. Thompson soube de partículas negativas, que Stoney sugeriu o nome de elétron. O modelo atômico de J. J. Thomson (1897) propunha então que o átomo não fosse maciço, mas sim um fluido com carga positiva (homogêneo e quase esférico) no qual estavam dispersos os elétrons. Tubo de Crookes Em uma ampola, William Crookes submeteu um gás a uma pressão ambiente e uma alta tensão. Quando os elétrons saem do cátodo, colidem com moléculas do gás e ocorre a ionização do gás e liberação de luz que ilumina toda a ampola. A partir desses experimentos, J.J.Thomsom observou que esse fenômeno é independente do gás e do metal utilizado no elétrodo. Concluiu que os raios catódicos podem ser gerados a partir de qualquer elemento. A partir dessa conclusão, Thomsom pôde, posteriormente, descobrir a existência do elétron. Ernest Rutherford (Modelo do planetário) O cientista estudou comportamento dos feixes de partículas ou raios-X e a radioatividade. Em 1911, Ernest Rutherford propôs o modelo de átomo com movimentos planetários. O modelo de Rutherford era composto por: Uma eletrosfera, onde os elétrons orbitam; e um núcleo positivo. Mais tarde, Goldstein descobriu que o núcleo era composto por partículas denominadas prótons, e em 1932 Chadwick descobriu o nêutron (partícula neutra), tudo possibilitou para depois vir a teoria atômica moderna. Rutherford realizou em 1911 um célebre conjunto de experiências que lhe permitiu concluir que o átomo é constituído por um minúsculo núcleo positivo circundado por uma região muitíssimo mais extensa, na qual está dispersa a carga negativa. A experiência mais relevante consistiu em lançar contra uma finíssima lâmina de ouro um feixe de partículas de carga positiva emitidas por uma fonte radiativa. As partículas utilizadas por Rutherford, conhecidas como partículas alfa, têm massa quase dez mil vezes maior do que a dos elétrons, e sua velocidade é da ordem de um décimo da velocidade da luz. Quase todas as partículas alfa conseguem atravessar a lâmina, como se ela fosse transparente, sendo interceptadas mais a frente por uma placa fluorescente.

Niels Bohr

Um elétron num átomo adquire apenas certas energias, e cada energia é representada por uma órbita definida, particular. Se o elétron recebe energia ele pula para uma outra órbita mais afastada do núcleo. Pode ocorrer no elétron a perda de energia por irradiação, e sendo assim, o elétron cai para uma órbita mais próxima do núcleo. Todavia o elétron não pode ficar entre duas órbitas definidas, específicas, pois essa não seria uma órbita estável (órbita não específica). Conclui-se então que: quanto maior a energia do elétron, mais afastado ele está do núcleo. Em outras palavras: um elétron só pode estar em movimento ao redor do núcleo se estiver em órbitas específicas, definidas, e não se encontra em movimento ao redor do núcleo em quaisquer órbitas. Aqui podemos falar dos postulados de Bohr, que são os seguintes: I. Os elétrons movimentam-se ao redor do núcleo em trajetórias circulares, denominadas níveis ou camadas de energia [número quântico principal (n)]; II. Cada um dos níveis possui um valor constante de energia. Para os elementos conhecidos há apenas 7 níveis de energia, que vão de K a Q. III. Um elétron pode saltar de um nível de menor para maior energia somente se receber energia externa, dizemos então que o elétron recebeu um quantum. IV. O retorno do elétron ao seu nível inicial sempre se dará com emissão de energia em forma de luz visível, dizemos então que o elétron liberou um fóton. V. Um elétron não pode permanecer entre dois níveis de energia. Na tabela a seguir são apresentadas algumas propriedades das partículas subatômicas.

Partícula Símbolo Carga (C) Massa relativa Massa (kg) elétron e- -1,6022x10-19 1/1836 9,106x10-31 próton p ou H+ +1,6022x10-19 1 1,67x10-27 nêutron N 0 1 1,67x10-27

Elemento químico

Isótopos, isóbaros e isótonos Isótopos são átomos de um mesmo elemento químico com diferentes números de nêutrons, como exemplos têm o 1H (prótio) e o D (deutério). Isóbaros são átomos de elementos químicos diferentes, que se igualam em massa, como exemplo: C-14 (6p+8n) e N-14 (7p+7n) Isótonos são átomos de elementos químicos diferentes, mas com igual número de nêutrons, como exemplo: Boro: Z=5 e A=11 contém 5 prótons e 6 nêutrons Carbono: Z=6 e A=12 contém 6 prótons e 6 nêutrons Íons Sabemos que os átomos em seu estado fundamental, são eletricamente neutros, porém quando perdem ou ganham elétrons passa a ter carga, damos a este átomo o nome de íon. Aqueles que perdem elétrons ficam com carga positiva, denominamos de cátions, caso se ganharem, serão ânions. Quantização atômica Agora que sabemos os conceitos de átomos, as suas subpartículas, e a eletrosfera, podemos estudar os números quânticos, e assim entendermos de emissão de luz, irradiação e outros fenômenos. Número quântico principal (n): representa os níveis de energia do elétron. Os valores de n são inteiros positivos (1, 2, 3, ...) sendo que n = 1 indica a camada mais próxima do núcleo. Número quântico secundário (l): especifica os subníveis de energia dentro dos níveis principais de energia, é a subcamada e está relacionado com a forma do orbital (s, p, d, f). Número quântico orbital magnético (m): Com o princípio da incerteza de Heizenberg, dizendo ser impossível a determinação simultânea da posição e da velocidade de um elétron num dado instante. Sendo assim precisamos de uma região no espaço possível de

determinar com máxima probabilidade de encontro de um elétron, esta é a definição de orbital atômico. Os valores permitidos de ml dependem de l. Número quântico spin (s): Este número quântico especifica dois possíveis sentidos do

elétron, podendo assim apresentar dois valores: 21

+ ou 21

− . Note que dois elétrons podem

ocupar o mesmo orbital, mas se isso acontecer, os seus spins têm que ser opostos.

Número quântico Nome Valores

n principal 1 a 7

l secundário 0, 1, 2, 3

m magnético +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3

s spin 21

+ e 21

−

Diagrama de Linus Pauling (a seta indica o aumento da energia).

Tabela periódica e seus elementos químicos A tabela foi montada em ordem crescente de números atômicos, as colunas são as famílias, as linhas são os períodos, os elementos de cada família têm propriedades parecidas, pois tem o mesmo número de elétrons na camada de valência (camada mais energética), já os elementos dos períodos são caracterizados por terem o mesmo número de camadas. As famílias são divididas em: Metais: alcalinos (1A) ou 1, alcalinos terrosos (2A) ou 2, de transição (B) ou 3 à 12; Não Metais ou ametais: Família do carbono (4A) ou 14, do nitrogênio (5A) ou 15, calcogênios (6A) ou16, halogênios (7A) ou 17 e gases nobres (8A), ZERO ou ainda 18. Propriedades dos metais Sólidos em temperatura ambiente, exceto o Hg que é líquido; Alta condutividade elétrica; Bons condutores de calor; Dúcteis, maleáveis, apresentam brilho, tendem a existir como cátions em seus compostos. Propriedades dos não metais Normalmente são maus condutores de eletricidade e calor;

Tendem a existir como ânion sem seus compostos. As propriedades periódicas Raio atômico - Aumenta inversamente com a ordem dos períodos e diretamente com a ordem das famílias.

Energia de Ionização - É a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo isolado no seu estado fundamental, aumenta da esquerda para direita, de baixo para cima.

Eletroafinidade - É a variação da energia que ocorre quando um elétron é captado por um átomo gasoso isolado e no estado fundamental. Aumenta da esquerda para direita, de baixo para cima.

Eletronegatividade - É a tendência que um átomo tem de atrair elétrons em uma ligação. Aumenta da esquerda para direita, de baixo para cima.

Densidade - É dada em razão da massa pelo volume d=m/v, nas famílias aumenta de cima para baixo, nos períodos é da periferia ao centro, o elemento de maior densidade é o ósmio (Os).

Pontos de fusão e ebulição - Apresentam diferenciação em cada Grupo da tabela periódica, o elemento de maior ponto de fusão e ebulição é o tungstênio (W).

Ligações químicas Regra do octeto - os átomos optam pela estabilidade, mesmo significando que para isso precisem ficar carregados, sendo a forma mais estável a configuração de um gás nobre, a maioria deles acabam ficando com 8 elétrons na camada de valência, porém o H, He, Li, Be e B ficam com 2, se tornando estáveis. Ligação iônica ou eletrovalente é a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outro elemento. Ex.: NaCl, KI. Ligação covalente - Quando dois ou mais átomos eletronegativos se interagem, como ambos tem a tendência de receber elétrons, farão então compartilhamento de pares de elétrons, e estes elétrons pertencerão a molécula, e não mais a um átomo isolado. Ex.: CO, CO2, H2 Ligação covalente coordenada ou dativa - ocorre quando um átomo com seus 8 elétrons da camada de valência completa sede um par de elétrons a um outro elemento. Ex.: SO2 Ligação metálica - Onde os elétrons das últimas camadas dos átomos do metal saltam e passam a se movimentar livremente entre os átomos criando uma força de atração entre os átomos do metal, neste caso, não há perda de elétrons. Ex.: Fe, Al. Propriedades dos compostos Iônicos - Apresentam alto ponto de fusão e ebulição, geralmente apresentam solubilidade em água, são bons condutores de eletricidade, desde que estejam fundidos ou dissociados. Moleculares - Baixo ponto de fusão e ebulição, péssimos condutores, podem ser gases como também fortes e duros, como o diamante. Metálicos - Brilho, maleabilidade, condutibilidade, condutividade, resistência a á tração ou tenacidade.

Geometria molecular A ligação covalente forma moléculas de variadas formas, devido à exposição destes átomos ao redor do átomo central, aqui vamos estudar as geometrias destes compostos. Linear - apresenta dois ou três átomos formando ligações com ângulo de 180º, apresenta hibridação sp. Ex.: CO2 Angular - apresenta três átomos formando ligações com menor ângulo entre elas igual a 109,28º. Ex.: H2O Trigonal plana - apresenta 3 átomos ligados a 1 átomo central formando ligações com ângulos de 120º, apresenta hibridação sp2. Ex.: BCl3

Tetraédrica - Apresenta 4átomos ligados a um átomo central formando ângulos de ligação de 109,28º, apresenta hibridação sp3, como exemplo temos o metano CH4. Piramidal - apresenta 3 átomos ligados a um central, sendo que este possui um par de elétrons livres. Ex.: NH3 Bipirâmidal trigonal - apresenta cinco átomos ligados a um central, apresentando ângulos de 120ºe ângulos de 90º, hibridação sp3d. Como exemplos temos o PCl5 (pentacloreto de fósforo). Octaédrica - apresenta 6 átomos ligados a um central, todos com ângulos de ligação igual a 90º, apresenta hibridação sp3d2. Ex.: hexafluoreto de silício (SiF6).

Hibridização ou hibridação É o processo de formação de orbitais eletrônicos híbridos. Em alguns átomos, os orbitais dos subníveis atômicos s e p se misturam, dando origem a orbitais híbridos sp, sp² e sp³. Segundo a teoria das ligações covalentes, uma ligação desse tipo se efetua pela sobreposição de orbitais semiprenchidos (com apenas um elétron). A hibridação explica a formação de algumas ligações que seriam impossíveis por aquela teoria, bem como a disposição geométrica de algumas moléculas.

Forças intermoleculares Dipolo instantâneo - dipolo induzido (Forças de dispersão de London) - Numa molécula apolar é provável que a qualquer instante ocorra à formação de uma assimetria na distribuição da densidade eletrônica, criando-se então um dipolo instantâneo. Um dipolo deste tipo pode induzir um dipolo nas moléculas mais próximas. Esta força é conhecida como sendo a mais fraca de todas as ligações moleculares. Dipolo permanente (dipolo-dipolo) - Nos compostos covalentes, os elétrons podem ser partilhados de uma forma desigual, devido aos diferentes valores de eletronegatividade, produzindo-se assim dipólos. Em muitos casos, a disposição espacial destes dipólos faz

com que a molécula apresente momento dipolar resultante diferente de zero, molécula polar. As forças dipolo-dipolo resultam de atrações eletrostáticas entre os dipólos das moléculas polares. Esta força é mais forte que as de london. Pontes de hidrogênio - Devido à sua alta polaridade, certas moléculas estabelecem ligações de dipolos permanentes muito fortes. Nestas ligações estão sempre presentes átomos H, que se ligam quase covalentemente nos átomos mais eletronegativos no caso do: F, O, N; pelo que são denominadas ligações de hidrogênio.

Funções Minerais Teorias ácido-base A) Arrhenius - A teoria de Arrhenius só é valida para o meio aquoso. Ácido - É toda e qualquer substância que em meio aquoso produz H+.

Base - É toda e qualquer substância que em meio aquoso produz HO-.

B) Bronsted-Lowry - Sempre trabalha com pares conjugados ácido-base em lados opostos da equação.

As substâncias de um par conjugado se diferenciam por um H+. C) Lewis – Baseia –se no compartilhamento de elétrons por ligação dativa. Base - de onde partem os elétrons. Ácido - onde chegam os elétrons.

Nox (número de oxidação) É a quantidade de elétrons doados ou recebidos por um átomo em uma ligação química. • substâncias simples – nox = 0, exemplo: O2, N2 e H2; • íons simples nox = carga, Na+ = nox = +1; • substâncias compostas: soma do nox = 0; • nox fixo:

B e Al: nox = +3; O se não for peróxido recebe -2, caso seja recebe -1; 1A+ Ag: nox = + 1; 2A + Zn: nox = +2;

Classificação dos ácidos Podemos classificar os ácidos de acordo com: • número de heterogêneos ionizáveis; • presença ou não de oxigênio; • força;

• número de elementos. Número de heterogêneos ionizáveis: 1 - monoácido; 2 - diácido; 3 - triácido com um, dois três heterogêneos ionizáveis respectivamente. Presença de oxigênio: Chamamos de óxi-ácidos os ácidos que contém oxigênio em sua formulação. Os ácidos que não contém oxigênio são chamados de hidrácidos. Força: A força de um ácido mede-se pelo seu grau de ionização (α), que indica a porcentagem de moléculas que sofrem ionização no meio aquoso. α corresponde ao número de moléculas ionizadas dividido pelo número de moléculas issolvidas. Os ácidos fortes apresentam α > 50%, ácidos fracos α < 5% e intermediários 5% < α< 50%. Número de elementos: Podem ser binários, ternários e quaternários apresentando respectivamente dois, três e quatro elementos na fórmula. Nomenclatura dos ácidos Hidrácidos: Ácido + Nome do radical (Ânion) + ídrico

Ex.:s: HCl = Ácido clorídrico HF = Ácido iodídrico HF = Ácido fluorídrico HBr = Ácido bromídrico HCN = Ácido cianídrico H2S = Ácido sulfídrico

Óxi-ácidos: leva-se em conta a quantidade de oxigênios presentes na fórmula: H3PO4 = ácido fosfórico (Coca-Cola) H3PO3 = ácido fosforoso H3PO2= ácido hipofosforoso HClO4 = ácido perclórico (limpeza) HClO3 = ácido clórico HClO2 = ácido cloroso HClO = ácido hipocloroso HNO3 = ácido nítrico (Corrosivo) HNO2 = ácido nitroso H2SO4 = ácido sulfúrico (Bateria) H2SO3 = ácido sulfuroso (Chuva Ácida) H2CO3 = ácido carbônico (Água com gás) CH3-COOH = ácido acético (Vinagre) C6H8O6 = ácido ascórbico (Vitamina C)

Classificação das bases Podemos classificar os ácidos de acordo com: • número de hidroxilas • solubilidade em água • força • instabilidade diante do calor Número de Hidroxilas (OHֿ ): Monobase; dibase e tribase, com uma, duas ou três hidroxilas respectivamente. Solubilidade em água: Bases de metais alcalinos (1A) são solúveis, bases de metais alcalinos terrosos (2A) são pouco solúveis e as demais praticamente insolúveis. Força: A força de uma base é medida em função do seu grau de dissociação. De maneira similar aos ácidos, α da dissociação é a relação entre o número de moléculas dissociadas e o número total de moléculas dissolvidas em solução aquosa. Quanto maior o grau de dissociação, mais forte é a base. Em geral bases com caráter iônico têm alto grau de ionização. Instabilidade diante do calor: A maioria das bases, exceto as de metais alcalinos, são instáveis à variação de temperatura decompondo-se frequentemente em óxido e água. Nomenclatura das bases

Bases de elementos de número de oxidação (NOX) fixo: Como formam apenas um tipo de base, a regra de nomenclatura é simples: • Hidróxido de (nome do elemento básico). Ex.: Hidróxido de Magnésio. • As bases de elementos de NOX variável seguem duas regras de nomenclatura em

função de um elemento básico (cátion) poder formar mais de uma base. • Hidróxido + de + elemento + nox do cátion (em número romano) Ex.: CuOH hidróxido de

cobre I e Cu (OH)2 hidróxido de cobre II. • Hidróxido + elemento + ico para maior nox e oso para menor nox. Ex.: Cu(OH)2 hidróxido

cúprico e CuOH hidróxido cuproso. Classificação dos sais Os sais podem ser classificados de acordo com: • natureza dos íons do sal; • caráter ácido/básico; • solubilidade. Natureza dos íons: um sal normal é formado pela substituição completa do íon hidrogênio de um ácido por um radical básico enquanto um sal ácido é formado pela substituição incompleta do íon hidrogênio de um ácido por um radical básico. Um sal básico é aquele no qual a parte das hidroxilas sem desprendem do ânion e acabam por integrar junto com o cátion o sal. Caráter Ácido/Básico: Relação que provém da natureza do sal. Se ele for formado por uma base forte e uma base fraca, terá caráter ácido e o oposto também é possível. Solubilidade: A solubilidade de um sal em água depende da temperatura e da pressão. Nomenclatura dos sais Nome do sal = [nome do ânion] + de + [nome do cátion] Exemplos:

Cloreto de sódio Permanganato de potássio Carbonato de cálcio Sulfeto de ferro

Classificação dos óxidos Os óxidos são classificados como: • óxidos ácidos; • óxidos básicos; • óxidos anfóteros. Óxidos ácidos são formados por oxigênio ligado a elementos fortemente eletronegaticos (não-metais). Ao reagirem com a água formam ácidos. Óxidos básicos são formados por oxigênio ligado a elementos fortemente eletropositivos, os metais. Ao reagirem com água formam bases. Óxidos anfóteros é um tipo especial de óxidos que apresentam tanto características ácidas como básicas, dependendo de solução na qual se encontram (em geral são formados por elementos encontrados no centro da tabela periódica). Nomenclatura dos óxidos Fórmula geral: • Nome do óxido = [mono, di, tri ...] + óxido de [mono, di, tri...] + [nome de E] • O prefixo mono pode ser omitido. • Os prefixos mono, di, tri... podem ser substituídos pelo nox de E, escrito em algarismo

romano. • Nos óxidos de metais com nox fixo e nos quais o oxigênio tem nox = -2, não há

necessidade de prefixos, nem de indicar o nox de E. • Óxidos nos quais o oxigênio tem nox = -1: • Nome do óxido = peróxido de + [nome de E]

Estudo do volume molar, gases, cálculo estequiométrico Condições normais de temperatura e pressão (CNTP) - nessas condições os valores de temperatura e pressão são, respectivamente 0 ºC ou 273 K e 1 atm ou 760 mmHg Volume molar - é o volume ocupado por 1 mol de uma determinada substância química. Todos os gases nas CNTP tem volume molar igual a 22,4 L. Gases - São de forma indefinida (procuram ocupar a forma e o volume do recipiente que os contém, os gases sempre se misturam entre si, o volume dos gases variam com a pressão). Transformações gasosas Isotérmica - temperatura constante, 1ª lei, lei de Boyle - Mariotte→P1 x V1= P2 xV2 Isobárica - pressão constante,2ª lei, lei de Gay-Lussac → V1/T1= V2/T2 Isocórica ou Isovolumétrica - volume constante, 3ª lei, lei de Charles→ P1/T1= P2/T2 Agora se não tiver nenhuma constante a equação é P1 V1/T1= P2 V2/T2, essa equação é apenas a simplificação da equação dos gases perfeitos.

P V = n R T onde P é pressão em atm ou mmHg, V é volume em m3, n é o número de mols, R é a constante universal dos gases que vale 0,082 atmLK-1mol-1 para P (atm) e 62,3 mmHgLK-1mol-1 para P(mmHg), T é a temperatura em Kelvin. Leis Lei de Lavoisier - "Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma". Numa reação química a massa se conserva porque não ocorre criação nem destruição de átomos. Os átomos são conservados, eles apenas se rearranjam. Os agregados atômicos dos reagentes são desfeitos e novos agregados atômicos são formados".a massa permanece constante, ou seja, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. Lei de Prost ou lei da proporção constante - uma determinada substância independe da origem, é sempre formada pelos mesmos elementos combinados na mesma proporção. Pureza – as impurezas devem ser descontadas por regra de 3, da massa de reagente impuro antes de iniciarmos os cálculos. Rendimento – nos valores obtidos, devemos descontar os produtos não formados por regra de 3 após o término dos cálculos. Reagente em excesso – por meio dos números de mols e dos valores reagidos verifica-se o reagente em excesso (limitante), utilizando-se o reagente com proporções corretas para se efetuar os cálculos. Cálculo estequiométrico - Use tudo que você aprendeu nos tópicos acima, some com o que o professor passar em sala de aula, e aplique regra de 3. Soluções Solução - é constituida por soluto( menor porção) + solvente (maior porção). Solução molecular- compostos covalentes. Solução iônica- compostos ionicos. Solução eletrolitica- conduz corrente elétrica. Solução nao eletrolitica- não conduz corrente elétrica. Solução insaturada - É quando a quantidade de soluto usado se dissolve totalmente, ou seja, a quantidade adicionada é inferior ao coeficiente de solubilidade. Solução Saturada - É quando o solvente (ou dispersante) já dissolveu toda a quantidade possível de soluto (ou disperso), e toda a quantidade agora adicionada não será dissolvida e ficará no fundo do recipiente. Solução superssaturada - Isto só acontece quando o solvente e soluto estão em uma temperatura em que seu coeficiente de solubilidade (solvente) é maior, e depois a solução é resfriada ou aquecida, de modo a reduzir o coeficiente de solubilidade. Quando isso é feito de modo cuidadoso, o soluto permanece dissolvido, mas a solução se torna extremamente instável. Qualquer vibração faz precipitar a quantidade de soluto em excesso dissolvida. Coeficiente de solubilidade - Quantidade maxima de um soluto que pode ser dissolvida a uma certa temperatura em uma quantidade padrao de solvente.

Dispersões Dispersões são misturas nas quais uma substância (disperso) está disseminada sob a forma de pequenas partículas no interior de uma outra substância (dispersante ou dispergente). Classificação das dispersões O critério usado na classificação das dispersões é o tamanho médio das partículas do disperso dissolvidas no dispersante. Assim, podemos separar as dispersões em suspensões, colóides e soluções. Suspensão: Partículas do disperso com tamanho maior que 100 nm (visíveis ao olho nu). São facilmente reconhecidas, pois constituem uma mistura heterogênea (mais de uma fase). Ex.: Terra + Água. Propriedades: Sedimentam-se com a gravidade, os elementos constituintes podem ser vistos com o microscópio comum, ultramicroscópio e podem ser separados por filtros comuns, ultrafiltros. Colóide: Partículas do disperso com tamanho maior que 1 nm e menor que 100 nm (visíveis com o ultramicroscópio). Também são misturas heterogêneas, porém indistinguíveis ao olho nu. A tabela abaixo traz alguns exemplos de sistemas coloidais Propriedades: Não se sedimentam com a gravidade, somente com ultra centrífugas. Os componentes da mistura só são separados com o auxilio de ultrafiltros.

Classificação das soluções A classificação das soluções utiliza três critérios básicos: • estado físico da solução; • natureza do soluto; • solubilidade. Estado físico da solução

Solução Exemplo Sólida Ligas metálicas (Anéis)

Solução líquida Água + Álcool Solução Gasosa Ar

Natureza do Soluto

Solução Exemplo

Solução Molecular As partículas dissolvidas são moléculas (Água + Açúcar)

Solução Iônica As partículas dissolvidas são íons (Água + Sal)

Solubilidade Para que um soluto se dissolva em um solvente é necessário que haja uma compatibilidade química entre eles. Na química geral associamos essa regra a seguinte afirmação: semelhante dissolve semelhante. Assim, vemos que compostos de caráter iônico tendem

a dissolver-se em compostos com caráter iônico, já moléculas (compostos de caráter covalente) tendem a se dissolver em outras moléculas. O coeficiente de solubilidade é a quantidade máxima de um soluto que pode ser completamente dissolvida em uma quantidade específica de solvente a uma dada temperatura e pressão. Em nossos estudos, analisaremos gráficos que indicam a solubilidade de diversas substâncias acompanhadas dos fatores que influenciam nessa dissolução.

Fatores que influenciam a solubilidade Temperatura: Quando a quantidade de soluto dissolvido em solução tem um acréscimo com o aumento da temperatura, dizemos que a solução é endotérmica. Caso a quantidade de soluto dissolvido em solução tenha um decréscimo com o aumento da temperatura, dizemos que a solução é exotérmica. Em compostos hidratados (Na2SO4 . 10H2O) o aumento da temperatura modifica o grau de hidratação do composto, provocando pontos de inflexão na curva de solubilidade. Isso ocorre devida a mudança de estrutura que ocorre no cristal. Em soluções onde o soluto é um gás e o solvente é um líquido, o aumento da temperatura diminui a solubilidade. Um exemplo típico é a perda de gás em refrigerantes com o aumento da temperatura. Pressão: Os efeitos da pressão sobre a solubilidade são mais evidenciados em soluções envolvendo gases. Nessas soluções, constatou-se que o aumento na pressão acarreta numa maior quantidade de gás dissolvida em solventes líquidos. Pressão de vapor Definição: Num recipiente fechado onde coexistem em equilíbrio as fases líquida e vapor de uma substância, a pressão máxima de vapor é a maior pressão exercida pelos vapores desse líquido em equilíbrio dinâmico com a fase líquida, a uma determinada temperatura. Propriedades: A pressão de vapor de um líquido aumenta com o aumento na temperatura. Cada substância possui a sua pressão de vapor. Dizemos que uma substância é mais volátil que outra quando sua pressão de vapor é maior se comparada, a uma mesma temperatura e pressão, entre os dois compostos. Uma substância entra em ebulição quando sua pressão de vapor se iguala a pressão atmosférica exercida sobre ela, assim, com o aumento da altitude diminui-se a pressão atmosférica e consequentemente o ponto de ebulição. Diagrama de Fases

Unidades de concentração Concentração comum

Título

Molaridade

Molalidade

Fração molar Se a solução apresenta apenas um tipo de soluto, a expressão da fração molar será:

Se a solução apresentar mais de um soluto, calcula-se a relação entre o número de mols do soluto ou solvente em questão, e o somatório do número de mols dos demais componentes.

Título em partes por milhão (ppm): razão da massa do soluto em miligramas pela massa da solução em quilogramas: ppm = mg/kg Legenda:

T = título C = concentração(g/l); M = Concentração em mol/l; V = volume de solução (litros); W = molalidade; m1 = massa de soluto (gramas); m2 = massa de solvente (quilogramas); Mol = massa molar; n1 = número de mol de soluto; n2 = número de mol de solvente.

Físico-química Leis fundamentais da química

Podem-se classificar as transformações da matéria em dois tipos: transformações físicas e transformações químicas. As transformações físicas não alteram a composição química das substâncias, alteram apenas seu estado físico. Nos fenômenos físicos, os átomos das substâncias que participam da transformação não sofrem alteração nem na disposição de seus elétrons nem em seu núcleo.

Fe(s) fusão � Fe(l) ebulição �Fe(g) Já as transformações químicas alteram a composição química das substâncias envolvidas. Nos fenômenos químicos podem ocorrer dois tipos de alteração: • Na configuração eletrônica, que acontecem nas reações químicas clássicas:

CaO + CO2 � CaCO3 • No núcleo atômico, que acontecem nas reações nucleares onde a configuração

eletrônica e o núcleo se modificam, devido à neutralização de forças eletromagnéticas que mantêm unidos os prótons e nêutrons:

Li + H+ ®He + He Na ciência, as leis são derivadas de experiências e têm uma validade determinada pela precisão do experimento e o número de casos investigados, podendo ser abandonada em favor de um conceito mais geral. A observação minuciosa de muitas reações químicas ao longo do tempo revelou um conjunto de coincidências que, tornando-se consistentes, passaram a ser conhecidas como leis das transformações químicas.

Substâncias Cada uma das espécies de matéria que constituem o universo. Sendo a água, o gás oxigênio, o ferro exemplos de substâncias. Classificação de substâncias: • Em relação ao tipo de ligação química:

Substâncias iônicas: são todas as substâncias formadas por pelo menos uma ligação iônica, mesmo tendo a substância tendo várias ligações covalentes, se pelo menos tiver uma ligação iônica ela será classificada como substância iônica. Substâncias covalentes ou moleculares: substâncias formadas exclusivamente por ligações covalentes, formam cristais moleculares (moléculas) ou cristais covalentes (macromoléculas). Substâncias metálicas: substâncias formadas exclusivamente por ligações metálicas

Alotropia - Significa que um mesmo elemento pode formar substâncias simples diferentes, sendo os principais representantes o carbono, o oxigênio, o fósforo e o enxofre, por serem todos ametais formam substâncias simples covalentes. As propriedades físicas são diferentes devido à diferença na estrutura e na massa dos alótropos. Ex.: o carbono possui três formas alotrópicas: carbono grafita, carbono diamante e Futiboleno, a diferença entre as duas primeiras formas alotrópicas esta na estrutura cristalina, e a diferença em relação à terceira esta na atomicidade. Mistura de substâncias Definição de mistura: quando duas ou mais substâncias podem ser reunidas num mesmo espaço, sem que haja uma transformação química tem-se uma mistura. Sistemas Quando parte de uma substância ou uma mistura e isolada para estudo, denomina-se essa parte de sistema.

Fases de um sistema Um sistema pode ser constituído de uma ou mais fases. Uma fase de um sistema possui: • Aspecto visual uniforme, mesmo visto ao microscópio eletrônico. • Propriedades iguais, sempre constantes. Ex.: Álcool hidratado constitui um sistema monofásico (uma única fase); sangue é um sistema polifásico (várias fases). Classificação de sistemas • os sistemas homogêneos são denominados soluções; • os sistemas heterogêneos são denominados suspensões ou colóides; • o número de componentes de uma mistura não é necessariamente igual ao número de

fases.

Sistemas Homogêneos Sistemas Heterogêneos

Nº. de fases Possuem uma única fase; monofásicos

Possuem mais de uma fase, podem ser

bifásicos,trifásicos ou polifásicos

Formados por uma única substância

A substância se encontra numa única fase de agregação, ex: água

líquida

A substância se encontra em diferentes fases de

agregação, ex: água em diferentes estados físicos

(vapor, líquida, sólida) Formadas por duas ou

mais substâncias (componentes

diferentes)

As substâncias são totalmente miscíveis umas

nas outras, ex: água + álcool

As substâncias são imiscíveis

umas nas outras, ex: água e óleo, óleo e areia

Misturas homogêneas comuns A temperatura sempre varia, ex: água + sal de cozinha. Mistura homogênea eutética Homogênea azeotrópica

Separação de misturas

Propriedades coligativas São propriedades relativas às soluções e dependem somente do número de partículas do disperso dissolvidas no dispersante. As propriedades coligativas não dependem da natureza do soluto. Para substâncias moleculares, o cálculo do número de partículas é feito através do conceito de mol: 1 mol = 6,02 . 10²³ moléculas (partículas). Para substâncias iônicas as partículas são íons, portanto é necessário a sua contagem quando dissolvidos em água. Ex.: 1 mol de NaCl em água = 1 mol Na + + 1 mol de Cl - ou seja, 2 mols de íons.

Efeitos coligativos

A pressão osmótica de uma solução é dada por: π = m . R . T π = pressão osmótica m = concentração em quantidade de matéria da solução R = Constante universal dos gases perfeitos cujos valores são: 0,082 atm . L . K- 1 . mol - 1 ou 62,3 mmHg . L . K-1 . mol-1 Duas soluções A e B são isotônicas quando suas pressões osmóticas forem iguais (πa = πb) A solução A será hipertônica em relação a B quando sua pressão osmótica for maior (πa > πb) A solução A será hipotônica em relação a B quando sua pressão osmótica for menor (πa < πb) Conclusões importantes: Todas as propriedades coligativas acima apresentadas dependem somente da quantidade de partículas dissolvidas na solução, independente da natureza do soluto. Termoquímica A termoquímica é o ramo da Química que se preocupa em estudar as variações de calor (calor liberado ou absorvido) que acompanham as reações químicas e fenômenos químicos.

O calor absorvido em uma mudança de fase (gelo fundindo) aumenta apenas a energia potencial (energia relacionada à posição) das partículas em um sistema, não há aumento de temperatura. A esse calor damos o nome de calor latente (L). As reações químicas classificam-se em: Reações Exotérmicas: São aquelas em que há a liberação de calor, assim, a energia dos produtos é menor que a energia dos reagentes. Na linguagem química a variação na energia (entalpia) é representada pelo símbolo ∆H. No caso de uma reação exotérmica o ∆H < 0. Nessas reações o calor é liberado para o ambiente. Reações Endotérmicas: São aquelas em que há uma absorção de calor, assim, a energia dos produtos é maior que a energia dos reagentes. Logo, o ∆H > 0. Nessas reações o calor é absorvido do ambiente. Fatores que influenciam o ∆H de uma reação: • As quantidades de reagentes e produtos; • Estados físicos dos reagentes e produtos; • Estado alotrópico dos reagentes e produtos (grafite e diamante, por exemplo); • A temperatura na qual a reação ocorre; Substâncias simples, que se apresentem sob sua forma mais estável a 25 ºC recebem, por convenção, o valor de entalpia igual à zero. Em um conjunto de reações possíveis, ocorrerá primeiro, espontaneamente, aquela que for mais exotérmica. Tipos de ∆H – calores de reação

Cálculos teóricos do ∆Hº de uma reação

Cinética Química A Cinética química estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam. Estuda ainda a possibilidade de controlar essa velocidade, tornando as reações mais rápidas ou mais lentas. Velocidade ou rapidez de uma reação é a grandeza que mede as quantidades de produtos que se formam e as quantidades de reagentes que são consumidas por unidade de tempo:

VM = Velocidade média ∆Q = Variação na quantidade dos reagentes (em mols/L) ∆T = Variação no tempo em segundos Condições para que uma reação ocorra • Afinidade química entre os reagentes; • Contato entre os reagentes. Condições complementares: • Freqüência das colisões; • Choques efetivos entre as moléculas dos reagentes. Teoria das colisões Para ocorrer uma reação química, a colisão entre os átomos das substâncias envolvidas deve ter uma energia mínima, caso contrário não será possível romper as ligações existentes entre os átomos e formar um novo composto. A essa energia mínima para que a reação ocorra damos o nome de energia de ativação. Energia de ativação = (Energia necessária para que a reação ocorra) - (energia dos reagentes) Se a energia dos produtos for menor que a energia dos reagentes, a reação é exotérmica. Se a energia dos produtos for maior que a energia dos reagentes, a reação é endotérmica. Quanto menor a energia de ativação, maior a velocidade da reação e vice-versa. Quando a colisão entre as partículas dos reagentes obedece às condições acima descritas e possui energia maior ou igual à energia de ativação, forma-se primeiramente uma estrutura instável e intermediária entre os reagentes e produtos, denominada complexo ativado. Lei da velocidade A velocidade de uma reação é diretamente proporcional à concentração dos reagentes elevada a um expoente que corresponde à ordem da reação.

V = k . [A] x k = constante de proporcionalidade/cinética

Numa reação elementar o x coincide com os coeficientes dos reagentes da equação balanceada. Já em uma reação não-elementar (que ocorre em etapas) consideramos apenas a etapa mais lenta na determinação da velocidade da reação.

Fatores que afetam a velocidade da reação

Catalisadores A ação de um catalisador, que aumenta a velocidade de uma reação química, é denominada catálise e pode ocorrer de diversas maneiras:

Catálise homogênea: O sistema catalisador/reagentes é monofásico. (Combustão do SO 2(g) catalisada pelo NO2(g). Catálise heterogênea: O sistema catalisador/reagentes polifásico. (catalisador de automóveis). Equilíbrio Químico Não existem reações que consumam 100% dos reagentes. Todas elas ocorrem até o ponto em que a quantidade de reagentes que se transformam em produtos é igual a quantidade de produtos que se transforma novamente em reagentes. É nesse estágio que ocorre o equilíbrio químico ou equilíbrio dinâmico. No equilíbrio as velocidades de consumo dos reagentes na formação de produtos (reação direta) e consumo de produtos na formação de reagentes (reação inversa) se mantêm constantes e iguais. Constantes de equilíbrio Considere a seguinte reação genérica: aA + bB cC + dD. Chamaremos as velocidades das reações direta e inversa de V1 e V2, respectivamente. As equações que representam essas velocidades são:

V1 = K1 [A]a [B]b

V2 = K2 [C]c [D]d

Princípio de Le Chatelier: Quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação qualquer ele se desloca espontaneamente no sentido que tende a anular esta perturbação, procurando se ajustar novamente ao equilíbrio. Equilíbrios iônicos Equilíbrio iônico é todo equilíbrio químico que envolve a participação de íons, normalmente pela ionização de um composto covalente em água formando um ácido ou pela dissociação de uma base em meio aquoso. Para os equilíbrios iônicos são válidas as relações a seguir:

Lei da Diluição de Otswald: Numa determinada temperatura, à medida que a concentração em mols por litro de um eletrólito (ácido, base ou sal) diminui, seu grau de ionização ou dissociação aumenta.

Equilíbrio iônico da água A água é fracamente ionizada e se ioniza segundo a equação:

H2O ↔ H+ + OH Semelhante a equação apresentada em funções de A, B, C e D. Só que nesse caso somente a água pura é o reagente. Se aplicarmos a equação de Kc para essa reação obteremos a equação produto iônico da água, chamado de Kw.

Kw = [ H + ] [OH - ] [H2O]

A 25ºC Kw = 10-14 mol/l A importância do produto iônico da água reside no fato de que seu valor é considerado constante, não só em água pura como também em soluções aquosas Isso significa, por exemplo, que se um ácido for dissolvido em água (o qual, em dissociação, produz íons hidrogênio), a concentração dos íons hidrogênio H+ vai aumentar em relação da concentração dos íons hidroxila OH-. (oxidrila). Se uma base for dissolvida a concentração dos íons hidroxila aumentará e a concentração de íons hidrogênio diminuirá. Então se uma solução é neutra ela ontiver a mesma concentração de íons hidrogênio e íons hidroxila [H+] = [OH-] = 10-7 mol/l. Para medirmos a concentração de íons hidrogênio e íons hidroxila usamos os conceitos de pH e pOH:

Numa solução ácida [H+] > [OH-] e [H+] > 10-7 mol/l Numa solução alcalina [H+] < [OH-] e [H+] < 10-7 mol/l

como: pH = - log10 [H+]

pOH = - log10 [OH-] temos:

Solução ácida PH > 7 e POH < 7 Solução alcalina PH < 7 e POH >7

Note que [H+].[OH-] = 10-14 ; pH + pOH = 14

Eletroquímica A eletroquímica abrange todos processo químicos que envolve transferência de elétrons. Quando um processo químico ocorre, produzindo transferência de elétrons, é chamado de pilha ou bateria, mas quando o processo químico é provocado por uma corrente elétrica (variação da quantidade de elétrons no temo), este processo é denominado de eletrólise.

Pilha Pilha é um reação de oxi-redução espontânea, gerando energia. Em 1836, John Frederick Daniell construiu uma pilha com eletrodos de cobre e zinco, mas cada eletrodo ficava em uma cela individual, o que aumentava a eficiência da pilha, pois ela possuia um tubo que ligava as duas cubas, este tupo foi chamado de ponte salina. Esta pilha ficou conhecida como pilha de Daniell.

Macete: O→OXIDAÇÃO P→PERDE ELÉTRONS A→AUMENTA O NOX R→AGENTE REDUTOR Eletrólise A eletrólise é um processo eletroquímico, caracterizado pela ocorrência de reações de oxi-redução em uma solução condutora quando se estabelece uma diferença de potencial elétrico entre dois (ou mais) eletrodos mergulhados nessa solução. Vale lembrar que a denominação solução eletrolítica, empregada para designar qualquer solução aquosa condutora de eletricidade, deriva justamente desse processo. Em outras palavras eletrólise é uma reação de oxirredução não-espontânea produzida pela passagem da corrente elétrica. Cátodo da célula eletrolítica é o eletrodo negativo, isto é, ligado ao pólo negativo do gerador. Nele ocorre sempre uma reação de redução. Ânodo da célula eletrolítica é o eletrodo positivo, isto é, ligado ao pólo positivo do gerador. Nele sempre ocorre uma reação de oxidação. Ex.: de eletrolise Radioatividade Quando o núcleo de um átomo emite uma partícula alfa ou uma partícula beta, produz-se uma nova espécie de nuclídeo (nuclídeo filho), com um numero atômico (número de prótons) diferente. No caso de emissão alfa, não só muda o número de prótons como também o número de massa. Como as partículas alfa têm número de massa 4 e número de prótons 2, a emissão de uma partícula alfa provoca uma diminuição de duas unidades do numero atômico e quatro no número de massa. As partículas beta, conforme já explicamos anteriormente, têm a massa de repouso de um elétron e carga elétrica positiva ou negativa. A emissão de uma partícula beta negativa representa um aumento na carga positiva do núcleo. A emissão de uma partícula beta positiva diminui a carga positiva do núcleo em uma unidade. A radiação gama (fótons de freqüência elevada), emitida em muitos processos nucleares, representa uma mudança de energia no núcleo emissor, sem que este mude em seu numero de massa ou em sua carga.

Meia vida A cada período de meia-vida P, o número de átomos radioativos na amostra diminui pela metade, conclui-se que após x períodos de meia-vida o numero de átomos radioativos que resta na amostra n pode ser calculado pela relação: n = ni/2x, onde x é o número de períodos de meia-vida que se passaram. O tempo t necessário para que dos ni átomos radioativos iniciais restem apenas n pode ser calculado pelo produto: T= x.P Sendo o número de átomos n diretamente proporcional a massa m de átomos na amostra, vale a relação:

m = mi/2x