Introduã‡Ãƒo Ao Estudo Da Quã-mica44

INTRODUÇÃO AO ESTUDO DA QUÍMICA

CONCEITOS FUNDAMENTAIS

Química: é uma ciência que estuda a matéria

e todas as transformações que ela

experimenta.

Matéria: é tudo que tem massa e ocupa lugar

no espaço.

Corpo: é qualquer porção limitada da matéria.


Objeto: é um corpo que tem aplicações específicas e

úteis ao homem.

Massa: é a quantidade de matéria de um corpo ou

objeto.

Volume: é o espaço ocupado pela massa de um corpo

ou objeto.

Energia: é tudo aquilo que pode modificar a matéria,

provocar ou anular movimentos e, ainda, causar

sensações.


Fenômenos Físicos: são aqueles que não alteram a estrutura íntima da matéria, sendo possível a sua recuperação.

Fenômenos químicos: são aqueles que alteram, permanentemente, a estrutura íntima da matéria, não sendo possível a sua recuperação.

Fenômeno: é qualquer

alteração sofrida pela

matéria. Os fenômenos

podem ser: físicos ou

químicos.

ELEMENTO QUÍMICO

É um conjunto de átomos com o mesmo

número de prótons que formam a matéria.

Por exemplo:

Elemento químico Hidrogênio – conjunto de

átomos que possui 1 próton.

ELEMENTO QUÍMICO

Atualmente são conhecidos 109 tipos de átomos, ou

seja, 109 elementos químicos.

Considerando que cada bolinha seja um átomo

teremos:

4 átomos e 4 elementos

Elemento Químico

“Cada elemento químico é representado por um

símbolo, de acordo IUPAC – International Union of Pure

and Applied Chemistry – (União de Química Pura e

Aplicada), obedecendo às regras criadas em 1814 por

Berzelius.

O símbolo de elemento deve ser, a princípio, a inicial

do seu nome, em letra de imprensa maiúscula.

Exemplo:

Hidrogênio (Elemento químico) H (símbolo)

ELEMENTO QUÍMICO

No caso de elementos químicos que tenham o nome

começado pela mesma letra, será acrescentada uma

outra, escrita em letra de imprensa minúscula, por

exemplo:

Elemento químico Símbolo

Carbono C

Cálcio Ca

MOLÉCULAS

São o conjunto de átomos unidos por ligações químicas, por exemplo:

H3PO4

3 átomos de Hidrogênio

1 átomo de Fósforo

4 átomos de Oxigênio

MOLÉCULAS

Outro exemplo bem prático:

Átomos 10 (quantidade)

Elementos 3 (qualidade)

Moléculas 5 (quantidade)

Substâncias 3 (qualidade)

MOLÉCULAS

Número de elementos na molécula:

Molécula binária: é aquela que possui dois

elementos, por exemplo: H2O;

Molécula ternária: é aquela que possui três

elementos, por exemplo: H2SO4;

Molécula Quaternária: é aquela que possui quatro

elementos, por exemplo: H3CCOONa.

MOLÉCULAS

Atomicidade: é o número de átomos presentes na

molécula de uma substância:

Por exemplo:

N2 – atomicidade 2 ou molécula diatômica.

Estas são as atomicidades das principais substâncias

simples:

MOLÉCULAS

Monoatômicas: gases nobres (He, Ne, Ar, Kr,

Xe, Rn).

Diatômica: H2, F2, O2, N2, Cl2, Br2, I2.

Triatômica: O3.

Tetratômica: P4.

Octoatômica:S8.

SUBSTÂNCIAS PURAS OU ESPÉCIES QUÍMICAS

Espécies de matérias constituídas por moléculas quimicamente iguais.

Podendo ser: substâncias puras simples e substância pura composta.

SUBSTÂNCIAS PURAS OU ESPÉCIES QUÍMICAS

Substâncias puras simples: são conjuntos de

moléculas formados por átomos de mesmo elemento

químico. Não podem ser desdobrados em duas

substâncias diferentes: H2, O2, N2, etc.

Substâncias puras compostas: são conjuntos de

moléculas formados por átomos de elementos químicos

diferentes. Podem ser desdobradas em duas ou mais

substâncias diferentes: H2O, CH4, NH3, CO2, H3PO4, etc.

MISTURAS

São associações de

duas ou mais substâncias,

cujas moléculas

permanecem inalteradas,

ou seja, não há reação

química.

MISTURAS

Misturas homogêneas ou soluções (monofásicas): são

aquelas que apresentam as mesmas características em

toda a sua extensão, não sendo possível distinguir seus

componentes.

Por exemplo: água e álcool, mistura de gases, etc.

Misturas Heterogêneas (polifásicas): são aquelas que

não apresentam as mesmas características em toda a sua

extensão, ou seja, apresentam duas ou mais partes

diferentes possíveis de ver a olho nu.

Por exemplo: água e óleo, água e areia, etc.

MISTURAS

Fases: é cada aspecto distinto de uma mistura, em

outras palavras, é cada porção possível de ser

identificada na mistura:

Fase 1- óleo

Fase 2- Gelo

Fase 3- água

ALOTROPIA

É o fenômeno pelo qual o

mesmo elemento químico em

poder forma substâncias simples

diferentes. Tais substâncias são:

Oxigênio, Fósforo, Enxofre e

Carbono

ALOTROPIA

Oxigênio: possui duas formas alotrópicas que diferem

quanto à atomicidade:

1. Gás incolor

2. Inodoro

3. Indispensável à vida

4. Forma mais estável do Oxigênio

1. Gás azulado

2. Cheiro forte e desagradável

3. Destrói a vida (em grandes concentrações)

4. Forma menos estável do oxigênio

ALOTROPIA

Fósforo: possui três formas alotrópicas: fósforo branco

(P4) –menos estável-, fósforo vermelho (P4)n –forma

estável- e fósforo negro (Pn).

Enxofre: é o elemento que possui a maior variedade

de formas alotrópicas. S8 rômbico é a forma mais

estável, S8 monoclínico é a forma menos estável do

enxofre.

ALOTROPIA

Carbono:

A forma mais estável do carbono é o grafite, a menos

estável é o diamante.

PROPRIEDADES DA MATÉRIA

São determinadas características

que, em conjunto, vão definir a

espécie de matéria. Podendo ser

dividida em três grupos: gerais,

funcionais e específicas.


Propriedades Gerais: são aquelas inerentes a toda

espécie de matéria.

Exemplos: massa, impenetrabilidade, divisibilidade,

compressibilidade, elasticidade, porosidade, etc.

Propriedades funcionais: são propriedades comuns

a determinados grupos de substâncias identificadas

pela função que desempenham.

Exemplos: ácidos – têm sabor azedo

bases – são adstringentes

PROPRIEDADE DA MATÉRIA

Propriedades Específicas: são propriedades

individuais de cada tipo de substâncias. São

classificadas em organolépticas, químicas e físicas.

Organoléptica ou sensoriais: propriedades que podem ser

detectadas pelos órgãos dos sentidos: gosto, cheiro...

Químicas: são responsáveis pelas transformações

permanentes que a matéria pode sofrer: ferrugem, queima, etc.

Físicas: não alteram a constituição da matéria: Ponto de

fusão, ponto de ebulição.

Líquido


Principais propriedades Físicas

Sólido Gasoso

fusão vaporização

Sublimação ou ressublimação

solidificação liquefação


Pontos de fusão (P.F.): ponto em que uma substância passa do sólido para o líquido. Substâncias puras tem ponto de fusão constante. No entanto, as misturas possuem pontos de fusão variável. Porém existem misturas que o ponto de fusão é constantes, essas são denominadas de EUTÉTICAS.

Pontos de Ebulição (P.E.): quando uma substância passa do líquido para o gasoso. Substâncias puras possuem ponto de ebulição constante e variável para as misturas. Porém, existem misturas que possuem pontos de ebulição constante, estas são chamadas de AZEOTRÓPICAS.


Obs.: Quando a substância passa do estado líquido para

o estado gasoso tem-se a vaporização de três formas:

VAPORIZAÇÃO

Lenta- Evaporação. Ex.: água do mar.

Rápida- Ebulição. Ex.: café fervendo.

Instantânea- Calefação. Ex.: gota

d’água numa chapa quente.


Ponto de Liquefação (P.L.): temperatura em que a

substância passa do estado gasoso para o estado

líquido. Sendo que este ponto é igual ao ponto de

ebulição somente nas substâncias puras.

Ponto de Solidificação (P.S.): ponto em que uma

substância passa do estado líquido para o sólido. Nas

substâncias puras a temperatura do ponto de fusão é

a mesma do ponto de solidificação.


Densidade: relação entre massa e volume ocupado

pela matéria.

v

md


Coeficiente de Solubilidade (C.S.): máxima quantidade de uma substância que é possível ser dissolvida em outra a um dada temperatura.

Por exemplo: C.S. do NaCl é 357g/l, ou seja, em um litro de água é possível dissolver, no máximo, 357 g de NaCl, a 25°C e 1 atm.

Dureza: resistência que uma espécie de matéria apresenta ao se riscada por outra. Logo,: quanto maior a resistência ao risco, mais dura é a matéria.

A substância natural mais dura é o diamante.


Tenacidade: resistência que a matéria apresenta ao

choque mecânico, isto é, ao impacto. Apesar do

diamante ser o material mais duro, ao sofrer grande

impacto quebra-se totalmente.

Maleabilidade: capacidade que uma substância tem

em formar lâminas. O mais maleável é o ouro (Au).

Ductibilidade: capacidade que uma substância tem

em formar fios. O mais dúctil é, novamente, o ouro

(Au).


Brilho: capacidade em que a matéria possui de refletir

a luz que incide sobre ela. Quando a matéria não

reflete a luz, ou reflete muito pouco, dizemos que ela

não tem brilho. Uma matéria que não possui brilho,

não é necessariamente opaca e vice-versa. Matéria

opaca é simplesmente aquela que não se deixa

atravessar pela luz. Assim uma barra de ouro é

brilhante e opaca, pois reflete a luz sem se deixar

atravessar por ela.

CONTITUIÇÃO DA MATÉRIA

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EVOLUÇÃO HISTÓRICA

CRONOLOGIA

450 a.C. – Leucipo: A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores.

400 a.C. – Demócrito: Denominação átomo para a menor partícula de matéria. Considerado o pai do atomismo grego.

60 a.C. – Lucrécio: Autor do poema De Rerum Natura, através do qual foi consolidado o atomismo de Demócrito.


1661 – Boyle: Autor do livro Sceptical chemist, no qual defendeu o atomismo e deu o primeiro conceito de elemento com base experimental.

1808 – Dalton: Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula maciça e indivisível. O modelo vingou até 1897.

1834 – Faraday: Estudo quantitativo de eletrólise, através do qual surgiu a idéia da eletricidade associada aos átomos.

1859: Primeiras experiências de descargas elétricas em gases a pressão reduzida (ao redor de 10 mmHg). Descoberta dos "raios" posteriormente chamados catódicos.


1874 – Stoney: Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades discretas. Primeira

1879 – Crookes: Primeiras experiências de descarga elétrica a alto vácuo.

1886 – Goldstein: Descargas elétricas em gases a pressão reduzida com cátodo perfurado. Descoberta dos raios canais ou positivos.

1891 – Stoney: Deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa.


1895 – Röentgen: Descoberta dos raios X.

1896 – Becquerel: Descoberta da radioatividade.

1897 – Thomson: Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta do elétron. O átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons (modelo do pudim de passas). Determinação da relação carga/massa (e/m) do elétron.

1898 - Casal Curie: Descoberta do polônio e do rádio.


1900 - Max Planck: Teoria dos quanta.

1905 – Einstein: Teoria da relatividade.

Relação entre massa e energia (e = mc2).

Esclarecimento do efeito fotoelétrico.

Denominação fóton para o quantum de energia

radiante.

1909 – Millikan: Determinação da carga do

elétron.


1911 – Rutherford: O átomo não é maciço nem

indivisível. O átomo seria formado por um núcleo muito

pequeno, com carga positiva, onde estaria

concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor

do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua

carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um

modelo que foi comparado ao sistema planetário, onde

o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons.


1913 – Bohr: Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em níveis de energia. Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o elétron volta para o seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede a energia anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz).

1916 – Sommerfeld: Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Introdução dos subníveis de energia.


1920 – Rutherford: Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a unidade de carga positiva. Previsão de existência do nêutron.

1924 - De Broglie: Modelo da partícula-onda para o elétron.

1926 – Heisenberg: Princípio da incerteza.

1927 – Schrödinger: Equação de função de onda para o elétron.

1932 – Chadwick: Descoberta do nêutron.

TEORIA ATÔMICA DE DALTON

Com base em estudos de outros cientistas

anteriores a ele (isto é muito comum em qualquer

área do conhecimento humano), John Dalton

propôs um modelo de átomo onde pregava as

seguintes idéias:

1. toda matéria é composta por átomos;

2. os átomos são indivisíveis;

3. os átomos não se transformam uns nos outros;

4. os átomos não podem ser criados nem destruídos;


5. os elementos químicos são formados por átomos simples;

6. os átomos de determinado elemento são identicos entre si em tamanho, forma, massa e demais propriedades;

7. átomos de elementos diferentes são diferentes entre si;

8. toda reação química consiste na união ou separação de átomos;

9. átomos iguais entre si se repelem e átomos diferentes se atraem;


10. substâncias compostas são formadas por átomos compostos (as atuais moléculas);

11. átomos compostos são formados a partir de elementos diferentes, em uma relação numérica simples.

À divulgação das idéias de Dalton seguiu-se em período de intensa aplicação e comprovação da sua teoria. Apesar de começarem a ser evidenciadas várias falhas, Dalton recusava sistematicamente tudo o que contrariasse suas afirmações. Graças ao seu prestígio, suas idéias mantiveram-se inalteradas por cerca de 50 anos.

NOÇÕES ELEMENTARES DA ESTRUTURA DO ÁTOMO

ÁTOMO: sistema descontínuo ( predominam

os espaços vazios) formado por um núcleo (+)

e eletrosfera (-).


Átomo

Núcleo

Eletrosfera

nêutrons

elétrons

prótons

Note no esquema abaixo como estão

classificados os elementos atômicos e sua ordem

na estrutura de um átomo.


Após muitas pesquisas, se pôde estabelecer

valores de cargas elétricas e massas relativas.

Partículas Carga elétrica relativa Massa relativa

Prótons +1 1

Nêutrons 0 1

Elétrons -1 1/1836


Logo, foram feitas algumas conclusões:

• Praticamente toda a massa do átomo está concentrada no

núcleo.

• Todo átomo é eletricamente neutro, porque o número de prótons

é igual ao número de elétrons;

• O diâmetro do átomo é cerca de 10.000 a 100.000 vezes maior

que o seu diâmetro do seu próprio núcleo.

- O diâmetro do átomo é da ordem de cm.

- O diâmetro do núcleo é da ordem de cm.

810

1310


Por isso, se fizermos uma relação entre o

diâmetro do átomo e do núcleo teremos:

núcleododiâmetro

átomodediâmetro

13

8

10

10510 100.000

Número atômico (Z): cada elemento químico tem

o seu número atômico, ou seja, o Z é característico a

cada elemento.


Z é a quantidade de prótons que um átomo possui.

Por isso em um elemento neutro será igual ao número

de elétrons.

Z = P ou em um átomo neutro: Z= P = e


Número de massa (A): este simboliza a

soma de prótons e de nêutrons.

A= P + N

Por isso temos:

A

Z XNúmero atômico

Número de massa


ÍON: é uma espécie química onde o número

de prótons é diferente do número de elétrons,

ou seja, P é diferente de e.

Cátion o íon positivo que tem o número

de prótons maio que o de elétrons, ou

seja, tende a perder elétrons

Ânion é o íon negativo que tende a ganhar

elétrons. Pois possui maior número de

elétrons que de prótons


Isótopos: átomos que possuem o mesmo número atômico e diferentes números de massa e nêutrons.

Isóbaros: átomos que possuem o mesmo número de massa e diferentes números de prótons e de nêutrons.

Isótonos: São átomos que possuem o mesmo número de nêutrons e diferentes números de massa e prótons.

Espécies isoeletrônicas: São aquelas que possuem o mesmo números de elétrons.

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