Apostila de química

Profa Dra Eliane M. Grigoletto

1. Quem gosta de química?2. Onde a química está presente na sua vida?3. Química é ciência da moda?4. Como se pode estudar um fenômeno.5. Padronização de nomenclatura e fórmulas. 6. Padronização de ensaios e de medidas. 7. Requisitos para uso do laboratório com responsabilidade.

Modelos AtômicosPor Roberto Grillo Cúneo 

http://www.algosobre.com.br/quimica/modelos-atomicos.html1. Modelos Atômicos

  - Modelo Atômico de Thomson (1898)

Com a descoberta dos prótons e elétrons, Thomson propôs um modelo de átomo no qual

os elétrons e os prótons, estariam uniformemente distribuídos, garantindo o equilíbrio

elétrico entre as cargas positiva dos prótons e negativa dos elétrons.

 

- Modelo Atômico de Rutherford (1911)

Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com partículas "alfa"

(núcleo de átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas pelo "polônio" (Po), contido

num bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem às

partículas "alfa" por ele emitidas.

Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de

zinco (ZnS).

 

  Observando as cintilações na tela de ZnS, Rutherford verificou  que muitas partículas

"alfa" atravessavam a lâmina de ouro, sem sofrerem desvio, e poucas partículas "alfa"

sofriam desvio. Como as partículas "alfa" têm carga elétrica positiva, o desvio seria

provocado por um choque com outra carga positiva, isto é, com o núcleo do átomo,

constituído  por prótons.

 

Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o núcleo ocuparia uma pequena parte,

enquanto que os elétrons o circundariam numa região negativa chamada de eletrosfera,

modificando assim, o modelo atômico proposto por Thomson.

   

- Os Postulados  de Niels Bohr (1885-1962)

De acordo com o modelo atômico  proposto por Rutherford, os elétrons ao girarem  ao

redor do núcleo, com o tempo perderiam energia, e se chocariam com o mesmo.

Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr formulou uma teoria (1913) sobre o

movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria Quântica da Radiação (1900) de Max

Planck.

A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados:

1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do núcleo,

sem emitirem nem absorverem energia. 

2º postulado: Fornecendo energia (elétrica, térmica,...) a um átomo, um ou mais elétrons

a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas

originais, devolvem a energia recebida em forma de luz (fenômeno observado, tomando

como  exemplo, uma barra de ferro aquecida ao rubro). 

....

Teoria Quântica

De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula passa de uma situação de maior

para outra de menor energia ou vice-versa, a energia é perdida ou recebida em "pacotes"

que recebe o nome de quanta (quantum é o singular de quanta).

O quantum é o pacote fundamental de energia e é indivisível. Cada tipo de energia tem o

seu quantum.

A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de um determinado átomo,

surgindo assim  os "números quânticos".

- Modelo Atômico de Sommerfeld (1916)

Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo nível, ocupam

órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que denominou de subníveis, que

podem ser de quatro tipos:  s, p , d , f .

     

- Contribuição de Broglie

Em 1923, Louis Broglie mostrou, através de uma equação matemática, que "qualquer

corpo em movimento estaria associado a um fenômeno ondulatório". Desta maneira o

elétron apresenta a natureza de uma partícula-onda, obedecendo assim, às leis dos

fenômenos ondulatórios, como acontece com a luz e o som.

 

- Teoria da Mecânica Ondulatória

Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria chamada de "Teoria da Mecânica

Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital".

Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probabilidade de se encontrar o elétron.  

O orbital  s  possui forma esférica ...................

 

e os orbitais  p  possuem forma de halteres. ............ 

Perguntas:

1) Explique o modelo atômico de Thomson2) Explique o modelo atômico de Rutherford3) Explique o modelo atômico de Niels Bohr4) Quantos elétrons cabem no máximo em cada camada do modelo

atômico proposto por Bohr? Especifique a camada.

2. Definição de Átomo

- Todas as substâncias são feitas de matéria e a unidade fundamental da matéria é o átomo.

- O átomo constitui a menor partícula de um elemento.

- O átomo é composto de um núcleo central contendo prótons (com carga positiva) e nêutrons (sem carga).

- Os elétrons (com carga negativa e massa insignificante) se movimentam em torno do núcleo em diferentes trajetórias chamadas órbitas.

3. Definição de Elemento

Um elemento é uma substância composta de uma única espécie de átomo.

- Todos os átomos de um Elemento químico são idênticos. Exemplos:Ferro, Ouro

- Os elementos químicos ocorrem naturalmente na natureza e outros elementos podem ser criados artificialmente.

- Os elementos químicos estão listados na Tabela Periódica.

A tabela Periódica de Elementos

 IA VIIIA 

1 H 1.01

IIA

Número

Atômico

Símbolo

Massa Atômic

a

  Metais

  Metais de Transição

  Semimetais  Não-metais

 

IIIA IVA VA VIA VIIA

2 He 4.00

3 Li 6.94

4 Be 9.01

5 B

10.81

6 C

12.01

7 N

14.01

8 O

16.00

9 F

19.00

10 Ne 20.18

11 Na22.99

12 Mg 24.31 IIIB IVB VB VIB VIIB

VIIIB  IB IIB

13 Al 26.98

14 Si

28.09

15 P

30.97

16 S

32.06

17 Cl 35.45

18 Ar 39.95

19 K

39.10

20 Ca 40.08

21 Sc 44.96

22 Ti 47.90

23 V

50.94

24 Cr 52.00

25 Mn 54.94

26 Fe 55.85

27 Co 58.93

28 Ni 58.71

29 Cu 63.55

30 Zn 65.38

31 Ga 69.72

32 Ge 72.59

33 As 74.92

34 Se 78.96

35 Br 79.90

36 Kr 83.80

37 Rb 85.47

38 Sr 87.62

39 Y

88.91

40 Zr 91.22

41 Nb 92.91

42 Mo 95.94

43 Tc (98)

44 Ru

101.07

45 Rh 102.91

46 Pd 106.4

47 Ag 107.87

48 Cd 112.40

49 In

114.82

50 Sn

118.69

51 Sb

121.75

52 Te

127.60

53 I

126.90

54 Xe 131.30

55 Cs

132.91

56 Ba

137.34

57-71*

72 Hf

178.49

73 Ta

180.95

74 W

183.85

75 Re

186.21

76 Os 190.2

77 Ir

192.22

78 Pt

195.09

79 Au 196.97

80 Hg 200.59

81 Tl

204.37

82 Pb 207.2

83 Bi

208.96

84 Po (209)

85 At (210)

86 Rn (222)

87 Fr (223)

88 Ra

226.03

89-103* 104

Rf (261)

105 Db (262)

106 Sg (263)

107 Bh (262)

108 Hs (265)

109 Mt (266)

110 Uun

(269)

111 Uuu

(272)

112 Uub

 (277)

113 Uut  (282)

*Lanthanide series: 

57 La

138.91

58 Ce

140.11

59 Pr

140.91

60 Nd 144.24

61 Pm (145)

62 Sm 150.36

63 Eu

151.96

64 Gd 157.25

65 Tb

158.92

66 Dy 162.50

67 Ho 164.93

68 Er

167.26

69 Tm 168.93

70 Yb 173.04

71 Lu

174.97

*Actinide series: 

89 Ac 227

90 Th

232.04

91 Pa

231.04

92 U

238.03

93 Np 237.05

94 Pu (244)

95 Am (243)

96 Cm (247)

97 Bk (247)

98 Cf (251)

99 Es (252)

100 Fm (257)

101 Md (258)

102 No (259)

103 Lr (260)

4. Definição de Número Atômico

- Número Atômico de um elemento é o número de prótons no núcleo de um átomo.

Como átomos são eletricamente neutros, o número de prótons é igual ao número de elétrons.

Os elementos estão arranjados em ordem crescente de número atômico (juntamente com suas massas atômicas) em uma tabela chamada Tabela Periódica conforme apresentada no item anterior.

5. Definição de Número de Massa

- Número de Massa é a soma, do número de prótons mais o número de nêutrons no núcleo do átomo.

6. Definição de Molécula

- Uma molécula é formada quando átomos do mesmo ou diferentes elementos se combinam.

- A molécula é um grupo de átomos ligados em um arranjo específico.Exemplos:

Dois átomos de oxigênio se combinam para formar uma molécula de oxigênio [O2].

Um átomo de carbono se combina com dois átomos de oxigênio para formar uma molécula de dióxido de carbono [CO2].

5. Definição de Composto

Um composto é uma substância eletricamente neutra que consiste de dois ou mais elementos diferentes com seus átomos presentes em uma proporção definida

Exemplos:

Hidrogênio e oxigênio são combinados na proporção fixa de 2:1 para formar o composto água [H2O].

Carbono e oxigênio são combinados na proporção fixa de 1:2 para formar o composto dióxido de carbono [CO2].

Composto pode ser molecular se ele consiste de moléculas e iônico se ele consiste de íons.

http://br.syvum.com/cgi/online/serve.cgi/materia/quimica/atomic2.html

6. O que é um Composto ?

Um composto é uma substância eletricamente neutra que consiste de dois ou mais elementos diferentes com seus átomos presentes em uma proporção definida

Exemplos:

Hidrogênio e oxigênio são combinados na proporção fixa de 2:1 para formar o composto água [H2O].

Carbono e oxigênio são combinados na proporção fixa de 1:2 para formar o composto dióxido de carbono [CO2].

Composto pode ser molecular se ele consiste de moléculas e iônico se ele consiste de íons.

A maior parte dos elementos, deve adquirir a configuração altamente estável

(oito elétrons) na camada mais externa, através de um dos seguintes

mecanismos:

- recebendo elétrons,

- perdendo elétrons,

- compartilhando elétrons.

7 .Distribuição eletrônica:

O número total de elétrons existentes num átomo pode ser distribuído nas várias camadas eletrônicas.

Número de elétrons por camada

K-2, L-8, M-18, N-32, O-32, P-18, Q-2

Em qualquer átomo o número de elétrons na última camada não ultrapassa de 8, exceto na camada K que comporta no máximo de 2 elétrons.

Regra:

a- Preencher, completando com o máximo de elétrons as camadas na ordem K, L, M,...até totalizar o número de elétrons que estão sendo distribuídos.

b- Se forem colocados mais que 8 elétrons na ultima camada, cancele o número e coloque o número 8 ou 18.

c- A diferença é colocada na camada seguinte.( o que falta)

d-Se ainda a última camada tiver mais que 8 elétrons aplicam-se as operações b e c novamente.

Exemplos:

1)Distribuição eletrônica do Telúrio que tem 52 elétrons.

K-2,L-8,M-18,N-24, assim, N-18, restam 6 que serão inseridos na camada O-6

K-2,L-8, M-18,N-18, O-6

2) Distribuição eletrônica do Frâncio que tem 87 elétrons.

K-2,L-8, M-18,N-32, O-27

K-2,L-8, M-18,N-32, O-18,P-9

K-2,L-8, M-18,N-32, O-18,P-8,Q-1

A aplicação da regra de distribuição não se aplica para os elementos de transição, eles possuem sempre na ultima camada 1 ou 2 eléltrons. Reconhece-se elemento de transição porque numa de suas camadas internas

possui número de elétrons diferente de 2,8, 18 e 32, o Fe por exemplo possui distribuição eletrônica abaixo.

K-2, L-8, M-14, N-2 a distribuição com 14 elétrons na camada M é característica do Ferro.

Dois átomos que possuem mesmo número de elétrons, portanto mesmo número de prótons, terão comportamento químico idêntico mesmo que o número de nêutrons seja diferente, são os chamados isótopos.

Exemplos:

Hidrogênio comum- possui 1 próton e 1 elétron na eletrosfera.

Hidrogênio (deutério)- mais pesado, possui 1 próton 1 nêutron no núcleo e 1 elétron na eletrosfera.

Hidrogênio (trítio)- ainda mais pesado, possui 1 próton e 2 nêutrons no núcleo e 1 elétron na eletrosfera.

Cloro 35 possui 17 protons, 18 neutrons, e 17 elétrons. Número atômico 17.

Cloro 37 possui 17 protons, 20 neutrons, e 17 elétrons. Número atômico 17.

Hidrogênio é abundante na natureza, o deutério só existe em quantidades ínfimas, o trítio é preparado em laboratório, e reagem de maneira idêntica.

Cloro 35 e cloro 37 reagem de forma idêntica.

Exercícios:

1) Fazer a distribuição eletrônica dos elétrons nas camadas K, L, M, N, O, P, Q dos seguintes elementos:

Ne-10, Ar-18, Kr-36, Ca-20, Sr-38

Respostas

Ne

K- 2, L-8

Ar

K-2,L-8,M-8

Kr-36

K-2,L-8,M-18,N-8

Ca-20

K-2,L-8,M-8,N-2

Sr-38

K-2,L-8,M-18,N-8,O-2

2)Fazer a distribuição eletrônica dos elementos:

B número atomico 5

Al número atômico 13

Si número atômico 14

S número atômico 16

Po número atômico 84

Rn número atômico 86

Respostas

B-5

K-2, L-3

Al-13

K-2,L-8, M-3

Si-14

K-2, K-8, M-4

S-16

k-2, L-8, M-6

Po-84

K-2,L-8,M-18,N-32,O-18,P-6

Rn-86

K-2,L-8,M-18, N-32,O-18,P-8

8. Ligações químicas

Teoria do Octeto - A maior parte dos elementos, deve adquirir a configuração altamente estável (oito elétrons) na camada mais externa, através de um dos seguintes mecanismos:

- recebendo elétrons,

- perdendo elétrons,

- compartilhando elétrons assim ocorrem as ligações químicas entre os elementos.

8.1 Ligação Iônica

A ligação resulta da atração mútua entre íons positivos e negativos.

- Átomos de elementos como o sódio e cálcio, com um e dois elétrons na

camada de valência, respectivamente, perdem facilmente estes elétrons

externos e se tornam íons positivos.

- Por outro lado, os átomos de cloro e oxigênio facilmente recebem um ou dois

elétrons na camada mais externa, respectivamente, de modo a completar oito

elétrons nesta camada.

- A atração entre íons positivos e negativos liga os íons vizinhos de carga

oposta, como pode ser observado na figura a seguir. Elementos com 1,2 ou 3

elétrons(metal) presentes na última camada, se ligam a elementos com 5,6 ou

7 elétrons (não metal) na última camada e preferem doar os mesmos.

8.2 Ligação Covalente

- Neste caso um átomo adquire o oitavo elétron na camada de valência

compartilhando elétrons com um átomo adjacente.

-Um exemplo deste compartilhamento é encontrado na molécula de Cl2.

Elementos com 4,5,6 ou 7 elétrons na última camada preferem receber

elétrons.

Cl2 moléculas diatômicas

8.3 Ligação covalente dativa

Geralmente, quando um átomo atinge o número de elétrons necessário para sua estabilidade eletrônica, não é possível realizar mais nenhuma ligação covalente molecular (exceto algumas moléculas que violam a regra do octeto).

Entretanto, podem compartilhar pares de elétrons (como uma doação) a átomos de uma mesma molécula desde que continuem eletronicamente estáveis. Assim, os dois elétrons compartilhados provêem de um mesmo átomo.

Molécula de SO3 – O enxofre realiza duas ligações dativas e duas moleculares.

8.4 Ligação Metálica

A ligação metálica é outro tipo de atração interatômica forte. Se um átomo

apresenta apenas uns poucos elétrons de valência, estes podem ser removidos

com relativa facilidade, enquanto que os demais elétrons são firmemente

ligados ao núcleo. Isto origina uma estrutura formada por íons positivos e

elétrons “livres”, como pode ser visto a seguir.

Muitas substâncias familiares são feitas de moléculas (por exemplo açúcar,

água, e a maioria dos gases) enquanto muitas outras substâncias igualmente

familiares não são moleculares em sua estrutura (por exemplo sais(Cloreto de

Sódio, Carbonato de Cálcio), metais(Ferro, Níquel, Cobre), e os gases

nobres(Hélio, Argônio, Kriptônio).

 IA VIIIA 

1 H 1.01

IIA

Número Atômico

Símbolo

Massa Atômica

  Metais

  Metais de Transição

  Semimetais  Não-metais

 

IIIA IVA VA VIA VIIA

2 He 4.00

3 Li 6.94

4 Be 9.01

5 B

10.81

6 C

12.01

7 N

14.01

8 O

16.00

9 F

19.00

10 Ne 20.18

11 Na22.99

12 Mg 24.31 IIIB IVB VB VIB VIIB

VIIIB  IB IIB

13 Al 26.98

14 Si

28.09

15 P

30.97

16 S

32.06

17 Cl 35.45

18 Ar 39.95

19 K

39.10

20 Ca 40.08

21 Sc 44.96

22 Ti 47.90

23 V

50.94

24 Cr 52.00

25 Mn 54.94

26 Fe 55.85

27 Co 58.93

28 Ni 58.71

29 Cu 63.55

30 Zn 65.38

31 Ga 69.72

32 Ge 72.59

33 As 74.92

34 Se 78.96

35 Br 79.90

36 Kr 83.80

37 Rb 85.47

38 Sr 87.62

39 Y

88.91

40 Zr 91.22

41 Nb 92.91

42 Mo 95.94

43 Tc (98)

44 Ru 101.07

45 Rh

102.91

46 Pd 106.4

47 Ag 107.87

48 Cd 112.40

49 In

114.82

50 Sn

118.69

51 Sb

121.75

52 Te

127.60

53 I

126.90

54 Xe 131.3

0

55 Cs

132.91

56 Ba

137.34

57-71* 72 Hf

178.49

73 Ta

180.95

74 W

183.85

75 Re

186.21

76 Os 190.2

77 Ir

192.22

78 Pt

195.09

79 Au 196.97

80 Hg 200.59

81 Tl

204.37

82 Pb 207.2

83 Bi

208.96

84 Po (209)

85 At (210)

86 Rn (222)

87 Fr (223)

88 Ra

226.03

89-103* 104

Rf (261)

105 Db (262)

106 Sg (263)

107 Bh (262)

108 Hs (265)

109 Mt (266)

110 Uun

(269)

111 Uuu

(272)

112 Uub

 (277)

113 Uut  (282)

*Lanthanide series: 

57 La

138.91

58 Ce

140.11

59 Pr

140.91

60 Nd 144.24

61 Pm (145)

62 Sm 150.36

63 Eu

151.96

64 Gd 157.25

65 Tb

158.92

66 Dy 162.50

67 Ho 164.93

68 Er

167.26

69 Tm 168.93

70 Yb 173.04

71 Lu

174.97

*Actinide series: 

89 Ac 227

90 Th

232.04

91 Pa

231.04

92 U

238.03

93 Np 237.05

94 Pu (244)

95 Am (243)

96 Cm (247)

97 Bk (247)

98 Cf (251)

99 Es (252)

100 Fm (257)

101 Md (258)

102 No (259)

103 Lr (260)

Uma ligação entre dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio (H2O), forma uma molécula de água;

Uma ligação entre dois átomos de cada um desses mesmos elementos produz peróxido de hidrogênio (H2O2), vulgarmente chamado de água oxigenada, cujas propriedades são bem diferentes das da água.

Os átomos também se ligam em proporções idênticas, mas podem formar isômeros, que são moléculas diferentes, exemplo:

No álcool etílico (CH3CH2OH) e o éter metílico (CH3OCH3), a diferença de arrumação dos átomos que estabelece ligações diferentes, moléculas diferentes, e portanto substâncias moleculares com propriedades diferentes.

9.Geometria Molecular

A disposição dos átomos numa molécula determina a sua geometria. Sendo esta intrinsecamente ligada à quantidade de pares eletrônicos ligantes e não-ligantes dos átomos constituintes.

Dentre as possíveis geometrias, as mais comuns são: a linear, triangular, angular, tetraédrica, piramidal, bipiramidal e octaédrica.

Geometria linear Geometria angular

Geometria angular

Geometria Piramidal Geometria tetraédrica

Geometria octaédrica

Tipos de fórmulas:

10. Fórmula Molecular: mostra a quantidade de cada elemento

- indica qual é a composição em termos de elementos presentes e suas quantidades

- baseia-se numa unidade do composto que pode ser isolada e identificada, a molécula Benzeno C6H6

- As ligações covalentes, formadas por elétrons partilhados por núcleos de átomos diferentes, obrigam os átomos que unem a manterem-se em posições relativas fixas, pelo que a molécula assume uma forma tridimensional razoavelmente rígida

11. Fórmula Estrutural: mostra a estrutura plana das fórmulas usando o conceito de ligação química.

- mostra a ordem pela qual os átomos estão ligados e qual o tipo de ligações que existem entre eles

Etanol => CH3-CH2-OH

Éter Dimetílico => CH3-O-CH3

12. Fórmula Espacial: mostra as fórmulas no espaço em três dimensões.

13. Como são escritas as fórmulas dos compostos inorgânicos mais comuns:

Regras

1) Considerar a molécula (ou grupamento de íons para compostos iônicos)como sendo formada por duas partes:

-uma parte eletropositiva chamada de radical positivo

-uma parte eletronegativa chamada de radical negativo

O radical positivo ou o negativo pode ser formado por um único átomo ou por um grupo de átomos e também poderão possuir uma ou mais cargas elétricas positivas ou negativas(valências positivas ou negativas)

Exemplos de radicais positivos: K+, NH4+, Ca++, Al+++

Exemplos de radicais negativos: I-, NO3-,

S-2, CO3--, PO4-3

2)As cargas elétricas totais dos radicais positivo e negativo deverão se anular para que a molécula seja eletricamente neutra.

Exemplos:

(radical positivo)+2 (radical negativo) -2

Na +1 Cl-1 Na1 Cl1 fórmula do composto Na Cl

A +2 B -3 A+23 B-3

2 fórmula do composto A3 B2

3 .+2=6 -3.2=- 6

As cargas elétricas totais dos radicais positivo e negativo deverão se anular para que a molécula seja eletricamente neutra.

Exercícios:

1) Qual a ligação que ocorre entre átomo de Na(possui 11 eletrons) e o Cl (possui 17 elétrons). Explique usando a distribuição eletrônica.

2) Qual a ligação que ocorre entre Na(11 eletrons) e Oxigênio(8 elétrons)?Explique

3) Qual a ligação que ocorre entre Ca (20 eletrons ) e Oxigênio(8 elétrons)? Explique.

4) Reunir em cada radical positivo a cada um dos radicais negativos escrevendo a fórmula dos vinte e cinco compostos possíveis:

Na+ Cl-1

NH4+ NO3

-1

Mg+2 CO3-2

Zn+2 PO4---

Al+3 SiO4----

Observação: os compostos obtidos da junção dos íons podem não existir e o exercício é para aprender a escrever fórmulas químicas de copostos inorganicos.

Respostas:

1) Distribuição eletrônica

Na K-2 L-8 M-1 prefere doar 1eletron

Cl K-2 L-8 M-7 prefere receber 1 eletron

ligação iônica

2) Distribuição eletrônica

Na K-2 L-8 M-1 prefere doar 1eletron

O K-2 L-6 prefere receber 2 eletrons portanto necessita dois átomos de Na fórmula Na2O ligação iônica

3) Distribuição eletrônica

Ca K-2 L-8 M-8 N-2 prefere doar 2 eletrons

O K-2 L-6 prefere receber 2 eletrons portanto necessita dois átomos de Ca fórmula Ca2O2, usar menor número de de cátions e ânions na fórmula portanto o composto é CaO

ligação iônica

4) Na+ Cl-1 Na Cl

NH4+ NO3-1 NH4NO3

Mg+2 CO3-2 MgCO3

Zn+2 PO4--- Zn3(PO4)2

Al+3 SiO4---- Al4 (SiO4)3

Exercícios:

1) Informe o número de elementos químicos e quais são e o número de átomos totais presentes em cada fórmula:

1. NO

2. SO3

3. P4 O10

4. H2 S O4

5. S8

6. P4

7. Al2 (SO4)3

8. CO2

9. O2

10.HNO3

Respostas:

Número de elemento(s) químico(s)- quais são

Número de átomos totais

1 2- N,O 2

2 2- S,O 4

3 2- P,O 14

4 3- H, S, O 7

5 1-S 8

6 1-P 4

7 3- Al, S, O 17

8 2-C,O 3

9 1-O 2

10 3-H, N, O 5

2)Quais íons formam: iodo, enxofre, alumínio e potássio? I(53elétrons),Al(13e),S(16e),K(19e)

3)Escreva a fórmula dos compostos formados entre:

a) Ca(20e) e F(9e)

b) Al e F

c) Al e S

d) Ca e Cl(17e)

e) Na e O

f) Ba(56e) e I(53e)

4)Escreva a fórmula dos cátions ou ânios dos elementos:

a) Enxofre

b) Potássio

c) Cloro

d) Estrôncio (38 elétrons)

5) Defina o que é um cátion e um ânion, dê exemplos de cada um deles.

6) Quais os tipos de ligações químicas que os átomos fazem entre si. Dê exemplos de cada uma delas.

7) Escreva as fórmulas estruturais planas dos compostos:

a) H2O

b)CO2

c)N2

d)O2

2)a) Iodo(53e)

K-2,L-8,M-18,N-18,O-7) recebe 1 elétron

Íon I-

b) Al(13 e)

K-2,L-8,M-3 perde 3 elétrons

Íon Al+3

c)S(16e)

K-2,L-8,M-6 ganha 2 elétrons

Íon S-2

d)K(19e)

K-2,L-8,M-8,N-1 perde 1 elétron

Íon K+1

3)a) Ca(20e) e F(9e)

Ca(20e)

K-2,L-8,M-8,2 perde 2 elétrons

Cátion Ca+2

F(9e)

K-2,L-7

ânion F-

Ca+2 F- fórmula do composto CaF2

b) Al e F

Al+3 F-1 fórmula do composto AlF3

c) Al e S

Al+3 S-2 fórmula do composto Al2S3

d) Ca e Cl(17e)

Ca+2

Cl(17e)

K-2,L-8,M-7 ganha 1 elétron

CI-1

Ca+ CI-1 fórmula do composto Ca Cl2

e) Na e O

Na(11e)

K-2,L-8,M-1 íon Na+1

O(8e)

K-2,L-6 ânion O-2

Na+1 O-2 fórmula do composto Na2O

f) Ba(56e) e I(53e)

Ba(56e)

K-2,L-8,M-18,N-18,O-8,P-2 cátion Ba +2

I(53e)

K-2,L-8,M-18,N-18,O-7) ânion I-

Ba +2 I- fórmula do composto BaI2

4) a) Enxofre- S-2 ânion

b) Potássio- K+ cátion

c) Cloro- Cl-1 ânion

d) Estrôncio (38 elétrons)

K-2,L-8,M-18,N-8,O-2 perde 2 elétrons

Sr+2 cátion

5) Átomos adquirem cargas elétricas e passam a se chamar íons (quando cedem ou recebem elétrons definitivamente).Assim, átomos que perdem elétrons(cargas negativas) tornam-se íons positivos ou cátions e átomos que recebem elétrons tornam-se íons negativos ou ânions.

6) Ligações iônica, covalente, covalente dativa e metálica.

Exemplos:

ligação iônica: NaCl, Na2O

ligação covalente: Cl2, CH4, H2O,CO2

ligação covalente dativa: SO2, SO3

ligação metálica: Fe, Au, Zn

7)

a) O Oxigenio 6 e ultima camada e

H H H 1 eletron na ultima camada

b) O = C = O

Oxigenio 6 e ultima camada e C 4 elétrons na ultima camada

c) N N nitrogênio tem 5 eletrons na ultima camada

d) O = O Oxigênio tem 6 elétrons na ultima camada

14. Estados Físicos da matéria

sólido, líquido e gasoso.

Diferenças da distância média entre os átomos e/ou moléculas

CALOR LATENTE e a mudança de fase...

Quando aquecemos substancias, a Energia pode alterar a estrutura física da substância ou material.

Isso explica porque a temperatura não sobe quando a água na forma de gelo está se transformando em água líquida, ou seja, está sofrendo uma MUDANÇA

DE FASE ou MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO. A energia fornecida nesse momento reverte para a mudança da estrutura da substância.

Mudanças de estado físico.

 Veja na tabela abaixo algumas informações sobre a energia necessária para modificar a estrutura de algumas substâncias:

SubstânciaPonto

de Fusão

(°C)

Calor latente de fusão

Ponto de

ebulição (°C)

Calor latente de vaporização

kJ/kg cal/g kJ/kg cal/g

Água 0 330 80 100 2300 540Alumínio 660 400 95 2500 11000 2500Chumbo 330 28 6,8 1700 840 200Cobre 1100 200 49 2600 5000 1200Ferro 1500 270 65 2800 6800 1600Prata 960 100 24 2200 2300 560

O gráfico abaixo mostra como se comporta uma substância quando cedemos calor (energia) para ela. Em dois pontos o calor é fornecido e a temperatura não aumenta. Nesses momentos (patamares do gráfico), a substância coexiste em dois estados e é onde ocorre o processo de mudança de fase, ou seja, a energia que não reverte em aumento de temperatura é utilizada para mudar a estrutura da substância.

A análise das propriedades físicas dos materiais do permite conseguir saber se uma determinada matéria é uma substância pura ou uma mistura.

Exemplo de propriedades físicas: densidade, ponto de fusão e ebulição.

Material  P.F (0C) P.E (0C)  Densidade (g/ml)amostra 1 - sal de cozinha  amostra 2 - sal de cozinha

801  801

1 473  1473

2,16  2,16

amostra 1 - fio de cobre  amostra 2- fio de cobre

1 083  1 083 

2 582  2 582

8,93  8,93

amostra 1 - vinho  amostra 2 - vinho     -       - 1,04 

1,06amostra 1 - água salgada  amostra 2 - água salgada 

    -      -

     -       -

1,04  1,07

amostra 1 - água destilada  amostra 2 - água destilada 

0  0

100  100

1,00  1,00

Os valores dessas propriedades serão os mesmos sempre para qualquer quantidade que for utilizada em laboratório.

A medida de uma propriedade física de uma substância possibilita classificá-la como substância pura ou mistura.

Os materiais analisados que apresentam variação de alguma das propriedades determinadas são classificados como misturas.

As misturas são formadas por duas ou mais substâncias puras e estas são chamadas de componentes da mistura.

As misturas, não possuem composição fixa e definida, por exemplo, para obter uma mistura de água e sal pode-se colocar qualquer quantidade de água e qualquer quantidade de sal.

Uma das formas de diferenciação das substâncias puras e das misturas é através da temperatura, durante as mudanças de estado físico.

Exemplo:

Analisar a água destilada, que é uma substância pura, a pressão ao nível do mar, a partir da temperatura de -5oC.

Nesta temperatura a água destilada encontra-se no estado sólido.

Se a água for aquecida continuamente, ao ser atingida a temperatura de 0 oC, a água começará a passar para o estado líquido e a temperatura não sofrerá alteração até que a fusão se complete.

A mesma situação será verificada na mudança do estado líquido para o gasoso. Para a água destilada, a vaporização acontece a temperatura de 100oC.

Colocando as informações observadas em um gráfico:

A linha horizontal que aparece no gráfico é chamada de patamar e indica a temperatura de fusão e a de vaporização da substância pura, ou seja, durante a mudança de estado a temperatura é constante.

Para uma mistura de água e sal, por exemplo, não se verifica o aparecimento do patamar, tanto na fusão como na ebulição, porque a temperatura não se mantém constante.

Misturas Homogêneas e Heterogêneas

A matéria encontrada na natureza, na sua grande maioria, é formada por duas ou mais substâncias puras, portanto são misturas.

Observe as misturas:

Nas misturas B, D, E observa-se uma superfície de separação entre os componentes que as formam e, por isso, recebem a denominação de misturas

heterogêneas.

Cada seguimento da mistura chama-se fase.

Caso A mistura de uma única fase.

Caso B mistura bifásica.

Caso C mistura de uma única fase.

Caso D mistura bifásica

Caso E mistura bifásica

Nesse caso, as espécies químicas que formam a mistura são insolúveis entre si; no caso de dois líquidos, usa-se termo imiscíveis.

Nas misturas A e C não se percebe superfície de separação entre os componentes, a mistura apresenta o mesmo aspecto em toda sua extensão e recebem a denominação de misturas homogêneas.

Nesse caso, as espécies químicas que formam a mistura são solúveis entre si; quando as substâncias solúveis entre si, são dois líquidos, usa-se o termo miscíveis entre si.

As misturas homogêneas são monofásicas ou unifásicas ,isto é, possuem uma única fase e as heterogêneas polifásicas, isto é, possuem duas ou mais fases.

Recebe a denominação de fase cada porção uniforme de uma determinada matéria, com as mesmas características em toda sua extensão.

Exemplo : O granito, uma matéria heterogênea, constituído de três fases, isto é ,de três porções visualmente uniformes, a fase da mica (brilhante), a fase do quartzo (transparente) e a fase do feldspato.

Questões:

1. Dê nome às mudanças de fase:

Sólido para líquido

Liquido para gás

Gás para líquido

Líquido para sólido

Sólido para gasoso

Gasoso para sólido

2. Qual a mudança de estado que está associada à extração do sal das salinas?

3. Suponha que você tenha duas substâncias em um laboratório químico. Como você pode saber qual é uma substância pura ou uma mistura?

4. Desenhe o gráfico que mostra as mudanças de estado da água pura de 0 a 100 graus Celsius.

5. Em um gráfico de temperatura(Celsius) versus tempo (minutos) o que caracteriza uma substância pura?

6. Explique o que é uma mistura.

7. Explique e dê exemplo de mistura homogênea

8. Explique e dê exemplo de mistura heterogênea

Respostas:

1.

2. Vaporização ou evaporação

3.A análise das propriedades físicas dos materiais do permite conseguir saber se uma determinada matéria é uma substância pura ou uma mistura.

Exemplo de propriedades físicas: densidade, ponto de fusão e ebulição.

4. Mudanças de estado da água de 0º a 100ºC

5.A linha horizontal que aparece no gráfico é chamada de patamar e indica a temperatura de fusão e a de vaporização da substância pura, ou seja, durante a mudança de estado a temperatura é constante.

6. As misturas são formadas por duas ou mais substâncias puras e estas são chamadas de componentes da mistura.

7. Nas misturas A e C não se percebe superfície de separação entre os componentes, a mistura apresenta o mesmo aspecto em toda sua extensão e recebem a denominação de misturas homogêneas.

8. Nas misturas B, D, E observa-se uma superfície de separação entre os componentes que as formam e, por isso, recebem a denominação de misturas heterogêneas.