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Lista de quimica
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• Sempre que tocamos, despejamos ou pesamos alguma coisa,
estamos trabalhando com a matéria.
• As propriedades da matéria são o objeto de toda a química,
particularmente a conversão de uma forma da matéria em outra.
• Mas, o que é matéria?
• A definição é muito difícil de ser feita com precisão.
• Definição mais comum: MATÉRIA é qualquer coisa que tem massa e
ocupa lugar no espaço.
Matéria e Energia
• Substância: forma pura e simples da matéria. Elas existem em
diferentes formas, chamados ESTADOS DA MATÉRIA
– Estado Sólido: forma rígida da matéria
– Estado líquido: forma fluida da matéria, tem superfície
definida e toma a forma do recipiente que o contém;
– Estado gasoso: forma fluida que ocupa TODO o recipiente
que o contém.
Estados da Matéria
Propriedades da Matéria
• Propriedade física: características que podemos observar ou medir
sem mudar a identidade dessa substância.
• Ex: Massa (m) , volume (V), temperatura (T)
• Propriedade química: capacidade de uma substância em se
transformar em outra.
• Ex: Capacidade de sofrer combustão ou de reagir com ácidos ou
bases.
Exemplo: Densidade
• Densidade = massa/volume, ou:
𝑑 =𝑚
𝑉
• Os valores de densidade pode ser um critério de diferenciação entre
as substâncias
Densímetro para Álcool Combustível
• Substância mais densa: fundo do recipiente.
• Substância menos densa: parte de cima do recipiente.
• Álcool (Etanol): Dissolve-se infinitamente na água.
• Problema: Pode ser adicionada água ao etanol para adulterar este
combustível e diminuir seus custos.
• Solução: Medida de densidade.
• Tolerância máxima: 5 % de água no etanol combustível.
• Densidade da água: 1g/mL; Densidade do etanol: 0,79 g/mL
• Densidade tolerável no etanol combustível: 0,79 a 0,82 g/mL.
Densímetro para Álcool Combustível
Densímetro Artesanal
Energia
• Algumas reações químicas liberam muita energia, enquanto outras
absorvem muita energia.
• A compreensão do papel da energia é essencial para o
entendimento dos fenômenos químicos e da estrutura de átomos e
moléculas.
• Mas, o que é energia?
• A palavra energia é tão comum, que as pessoas têm apenas uma
ideia geral do seu significado
• Na química, utiliza-se a definição prática de energia:
• Energia é a medida da capacidade de realizar trabalho
• Quanto maior a energia de um objeto, maior será a capacidade de
realizar trabalho.
Energia
Átomos, Elementos Químicos e Íons
Átomos
• Pensadores gregos: o que aconteceria se a matéria fosse dividida
em pedaços cada vez menores?
• Haveria um ponto em que não seria mais possível que esta divisão
ocorresse? Existiria um ponto em que os pedaços não teriam mais
as mesmas propriedades do conjunto inteiro?
• Sabe-se atualmente que existe um ponto em que não é possível
mais dividir a matéria. A menor partícula possível de um elemento é
chamada de átomo.
• Primeiro modelo atômico convincente: John Dalton (1807);
• Desenvolveu seu modelo a partir do estudo de amostras de água,
encontrando sempre proporções semelhantes entre o elemento O e
o elemento H.
• Estes estudos levaram às seguintes definições:
– Todos os átomos de um dado elemento são idênticos;
– Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes;
– Um composto tem uma combinação específica de átomos de
mais de um elemento;
– Em uma reação, os átomos não são criados nem destruídos,
apenas trocam de posição para produzir novas substâncias.
Átomos
• Hoje, sabe-se que o átomo têm uma estrutura interna contendo
partículas subatômicas;
• Os átomos são diferenciados através da quantidade de partículas
subatômicas que eles contêm.
• Descoberta dos elétrons: Raios Catódicos (J. J. Thomson, 1987)
Átomos: Modelo Nuclear
Raios Catódicos
Carga do elétron (e-): 1,602 x 10-19 C
• Sabendo que os átomos são eletricamente neutros, onde estariam
as cargas positivas?
• Thomson sugeriu um modelo atômico como uma bolha de material
gelatinoso de carga positiva, com elétrons suspensos nela:
Átomos: Modelo Nuclear
“pudim de passas”
• 1908: Foi observado que alguns elementos, incluindo o radônio,
emitiam feixes de partículas de cargas positivas (partículas α).
• Foi realizado um experimento em que estas partículas α fossem
atiradas contra uma folha de platina.
Átomos: Modelo Nuclear
• Algumas partículas tiveram deflexão total ou retornaram á direção
do disparo.
• Isso sugeriu um modelo em que existe uma densa carga positiva
central circundada por um grande volume de espaço quase vazio.
• Rutherford chamou esta região de carga positiva de núcleo
atômico. Os elétrons estão dispersos no espaço em torno do
núcleo.
• A carga positiva do núcleo cancela exatamente a carga negativa
dos elétrons. O número atômico (Z) corresponde a o número de
prótons de um elemento.
Átomos: Modelo Nuclear
Observação dos Átomos
• A física clássica explicou, por muito tempo,
satisfatoriamente o movimento dos corpos celestes, o
comportamento elétrico da matéria e os fenômenos ópticos.
• O grau de previsibilidade das teorias dominantes era tão
grande, que os físicos consideravam que quase mais nada
havia para ser investigado no campo da física.
• Contudo, a natureza investigativa do ser humano levou à
coleta de dados sobre fenômenos cujos resultados
começaram a ser incompatíveis com as teorias clássicas.
Observação dos Átomos
• Quando Rutherford propôs o modelo nuclear para o
átomo, ele esperava poder usar a mecânica clássica
para poder explicar para descrever a estrutura dos
elétrons.
• Entretanto, logo ficou claro que a mecânica clássica
falhava quando aplicada a elétrons e átomos. Assim,
novas leis da mecânica, conhecida como mecânica
quântica, tiveram que ser desenvolvidas.
O Modelo Quântico para o Átomo
• O modelo quântico foi responsável por inúmeros
avanços tecnológicos no século passado.
• Foi desenvolvido pelo físico dinamarquês Niels Bohr
(1885 – 1962);
• Este modelo foi apenas um aperfeiçoamento do modelo
de Rutherford.
• Bohr postulou que, no átomo, os elétrons estão
confinados em certos níveis estáveis de energia, nos
quais não há emissão de energia.
• Estes níveis de energia são chamados de estados
estacionários de energia.
O Modelo Quântico para o Átomo
• Cada estado estacionário de energia seria associado a
um nível de energia, que em geral varia de n1 a n7,
sendo n um número inteiro.
• Os níveis de energia dos átomos atualmente conhecidos
no seu estado mais baixo de energia, nível fundamental,
exigem que n assuma valor de 1 até 7;
• Cada um desses números seria descrito por uma órbita
ao redor do núcleo. As órbitas mais próximas do núcleo
corresponderiam a níveis de menor energia.
O Modelo Quântico para o Átomo
• Modelo de Rutherford-Bohr
• Para os e- passarem de um nível inferior para um nível
superior, eles deveriam absorver energia do meio externo em
quantidade estritamente suficiente para isso.
• Para retornarem ao nível original, eles teriam que emitir de
volta a energia absorvida, na forma de radiação.
O Modelo Quântico para o Átomo
Níveis de Energia
• A frequência da radiação emitida ou absorvida será
dada pela diferença de energia entre os dois estados
estacionários (órbitas).
• Este modelo conseguiu explicar também por que os
átomos emitem luminosidade quando absorvem energia.
Níveis de Energia
Espectros Atômicos
• Espectro: resposta dada por um determinado átomo ou molécula quando interage com a radiação eletromagnética.
• Espectro luminoso: contínuo
• Espectros atômicos: descontínuos, caracterizados por cores específicas, que se apresentam em linhas espectrais.
Exemplos
•Teste da chama
•Fogos de Artifício
Função de Onda e Orbitais Atômicos
• A consideração do comportamento dual da matéria provocou
outras mudanças na física clássica.
• Na física clássica, um corpo apresenta trajetória definida e
seu movimento é contínuo.
• Por outro lado, admitir a hipótese do comportamento dual é
admitir que não é possível determinar a posição de um corpo
com comportamento ondulatório.
• Ex: Numa corda de violão, não é possível localizar
precisamente uma onda que se espalha por toda a corda.
Princípio da Incerteza de Heisenberg
• “É impossível determinar ao mesmo tempo a posição e
a velocidade de um elétron.”
Funções de Onda
• Como as partículas tem propriedades de onda, não podemos esperar que elas se comportem como objetos pontuais que se movem com trajetórias precisas.
• Erwin Schödinger: substituiu a trajetória precisa das partículas pontuais por funções de onda (Ψ).
• Interpretação: a probabilidade de encontrar um elétron em uma pequena região do espaço.
O Elétron
• Considerando que o elétron tem comportamento dual de acordo com a mecânica quântica, não podemos mais descrevê-lo como uma partícula elementar, como uma pequena esfera.
• Na MQ, o elétron passou a ser descrito como um ponto geométrico (sem forma nem tamanho), definido por seu comportamento.
• Assim, não temos como descrever fisicamente o elétron. Podemos apenas identificar sua energia e probabilidade de encontrá-lo no espaço.
Orbitais Atômicos
• O modelo quântico do átomo associa a energia de um
determinado elétron à probabilidade de sua localização.
• A solução equação que determina a probabilidade de
encontrar o elétron em uma determinada região do
espaço é chamada de orbital.
Orbitais s, p, d e f
• Com recursos da computação, foi possível solucionar as
equações de onda e obter descrições espaciais de
orbitais diferentes.
• As soluções obtidas demonstraram que para cada nível
de energia (estados estacionários de Bohr), existem
subníveis de energia associados a um determinado tipo
de orbital.
• Em geral, os elétrons estão em quatro tipos de orbitais,
identificados pelas letras s, p, d e f.
Orbital s
• É o orbital de menor energia. É o único encontrado em
todos os níveis estacionários. Possui formato de uma
esfera.
Orbital p
• Apresenta o formato de um haltere. Ele pode estar distribuído
espacialmente de acordo com três orientações:
• Dessa forma, é possível encontrar três orbitais p com a
mesma energia para cada nível estacionário.
Orbitais d e f
• Seguindo a ordem de energia, teríamos o orbital s,
depois o p e em seguida o d e o f.
• A disposição espacial dos orbitais d e f é muito
complexa.
• Para cada nível estacionário, é possível a existência de
5 orbitais d e 7 orbitais f.
Configuração Eletrônica
• A solução de função de onda para os átomos permite
fazer previsões de como os orbitais de um átomo vão
interagir com os orbitais de seus átomos vizinhos.
• Assim, torna-se importante identificar como os elétrons
estão distribuídos nos seus diferentes níveis energéticos
e em seus subníveis.
• Esta distribuição é chamada de configuração eletrônica.
• Princípio básico: disposição dos elétrons de forma que o
átomo tenha o menor estado de energia possível,
chamado de estado fundamental.
• Diagrama de Pauling: é baseado nos cálculos de
energia dos orbitais atômicos, e é utilizado para prever a
ocupação dos níveis de energia.
• Princípio da exclusão de Pauli: para cada orbital só
pode haver no máximo dois elétrons.
Configuração Eletrônica
Configuração Eletrônica
•Elétrons
Diagrama de Pauling
• Sabendo a ordem de energia dos subníveis e a
quantidade máxima de elétrons permitida para cada
subnível, pode-se identificar a configuração eletrônica
de um átomo utilizando o diagrama abaixo:
•Energia
•Energia
Como utilizar o Diagrama
1) Observe o número atômico para saber o número total
de elétrons do átomo;
2) Complete os subníveis com os elétrons, até atingir o
total de elétrons do átomo, obedecendo ao sentido da
seta que indica a ordem crescente de energia, sem
ultrapassar o limite máximo de elétrons permitido, que
é s2, p6, d10, f14
3) Preencha o próximo subnível somente depois que seus
antecessores estiverem completos
Representação
1s1
•Nº de elétrons no subnível s
•Nível de energia estacionário
(camada) •Tipo de subnível
Exemplo
• Configuração eletrônica do átomo de titânio (22Ti):
• 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d2
Nêutrons e Isótopos
• Os nêutrons são partículas subatômicas sem carga que contêm
aproximadamente a mesma massa dos prótons;
• O número total de prótons e nêutrons de um núcleo é chamado de
Número de Massa (A).
• Por definição, a massa do átomo de hidrogênio é igual a 1.
Números Quânticos
• Modelo quântico: cada estado estacionário de energia
seria associado a um nível de energia, que em geral
varia de n1 a n7, sendo n um número inteiro.
• Em cada nível de energia existem regiões de maior
probabilidade de encontrarmos o elétron. Essa região é
chamada de ORBITAL.
Números Quânticos
• Distribuição eletrônica: serve para conhecer como os elétrons estão distribuídos nos seus diferentes níveis energéticos e em seus subníveis (orbitais s, p, d e f).
• Para identificar cada elétron de uma forma simples, foram criados os números quânticos
• Os números quânticos diferenciam os elétrons entre si através de quatro números, que indicam o seu nível de energia, o formato do orbital em que ocupam, a orientação deste elétron no espaço e o sentido de rotação do elétron em seu eixo.
Número Quântico Principal (n)
• O número quântico principal (n) indica os níveis de
energia que podem ser ocupados por um elétron.
• É um número inteiro e positivo que começa de n=1
(primeiro nível), n= 2 (segundo nível) e assim por diante.
Número Quântico Secundário (l)
• O número quântico secundário ou azimutal (l) representa a forma do orbital que o elétron ocupa;
• O número de l varia de 0 a (n-1)
Número Quântico Magnético (ml)
• Descreve a orientação do orbital no espaço;
• Pode assumir valores que variam de - l a +l
•p
•d
Número Quântico de spin (ms)
• Descreve a rotação do elétron em torno do seu eixo
• Assume apenas os valores de +1/2 e -1/2
Princípio da Construção
• A estrutura eletrônica de um átomo determina as suas
propriedades químicas e, por isso, é necessário poder
descrever essa estrutura. Para isso, existem algumas regras:
• Princípio da exclusão de Pauli:
– Dois elétrons, no máximo, podem ocupar um dado orbital.
Quando seus elétrons ocupam um dado orbital, seus spins
devem estar emparelhados.
– Dois elétrons em um átomo não podem ter o mesmo
conjunto de números quânticos.
Princípio da Construção
• Elétrons de valência: são os elétrons das camadas mais externas. Eles são os que participam das ligações e são os responsáveis pelas reações químicas.
•6C ?
• Os núcleos de átomos isótopos possuem a mesmo número atômico
(Z), mas o número de massa (A) diferente, ou seja, diferem no
número de nêutrons em seu núcleo.
• Representação:
Nêutrons e Isótopos
X Z
A A = número de massa
Z = número atômico (nº de prótons)
Ne 10
20 Ne
10
21 Ne
10
22
• ÁTOMO: Menor Unidade que Caracteriza um
Elemento Químico.
• Elemento Químico: Conjunto de átomos que
possuem o mesmo número de prótons (número
atômico).
Átomo x Elemento
Átomo x Elemento
Ne 10
20 Ne
10
21 Ne
10
22
Br 35
79 Br
35
81
H 1
1 H
1
2 H
1
3
Ne 10
20,1797
Br 79,904
Isótopos Elemento
35
H 1
1,00794
• Teoria do Big Bang – um “bolo” de matéria cósmica extremamente
condensada teve a sua temperatura aumentada até ocorrer uma
grande explosão.
• As primeiras partículas subatômicas foram formadas após um
centésimo de milésimo de segundo,
• Nos três minutos seguintes, ocorreu a união das partículas
subatômicas para a formação dos primeiros átomos.
• Próximos 300 mil anos: os elétrons, prótons e nêutrons se
movimentavam desordenadamente no universo (alta temperatura).
Origem dos Elementos
• A queda da temperatura fez com que os elétrons começassem a
orbitar ao redor dos prótons - formação de hidrogênio.
• Os demais elementos foram formados a partir da combinação de
átomos de hidrogênio (400 mil anos).
• Início da vida na terra: 15 bilhões de anos.
Origem dos Elementos
Abundância dos Elementos
Abundância dos Elementos
Abundância dos Elementos
Classificação Periódica dos Elementos
• Para entender os estudos dos cientistas Dimitri Ivanovic Mendeleev
(1834 – 1907) e Julius Lothar Meyer (1830 – 1895), é preciso
conhecer o significado da palavra-chave PERIODICIDADE.
• Periódico é aquilo que acontece em intervalos regulares.
• Mendeleev buscou encontrar uma regularidade entre os diversos
trabalhos já publicados já existentes sobre classificação dos
elementos químicos, propondo uma forma de classificação baseada
nas propriedades dos elementos puros.
• Lei Periódica: Se os elementos estiverem ordenados de acordo
com seus pesos atômicos, suas propriedades seguirão uma
peridiocidade.
A Lei Periódica de Mendeleev-Meyer
A Lei Periódica de Mendeleev-Meyer
• Lei de Moseley: As propriedades das substâncias não estão
relacionadas com a sua massa, mas sim com seu número atômico
(Z).
• Assim, na tabela periódica atual, os elementos estão organizados
em ordem crescente de número atômico.
• Além disso, a tabela periódica é dividida em grupos de elementos
que possuem propriedades químicas semelhantes.
Classificação Moderna dos Elementos
A Tabela Periódica
A Tabela Periódica
Modelos Alternativos
A Tabela Periódica
A Tabela Periódica
Configuração Eletrônica e Tabela Periódica
• Com os estudos da mecânica quântica, pôde-se perceber que a
associação entre as propriedades dos elementos químicos se
devem principalmente às suas configurações eletrônicas:
Configuração Eletrônica e Tabela Periódica
Periodicidade das Propriedades
• A tabela periódica pode ser usada na previsão de muitas propriedades, que são cruciais para a compreensão dos materiais e das ligações químicas.
• Propriedades previstas pela tabela: – Raio atômico
– Raio Iônico
– Energia de Ionização
– Afinidade eletrônica
Raio Atômico
• O raio atômico de um elemento é definido como sendo a
metade da distância entre os núcleos de átomos
vizinhos.
• Se o átomo é um metal, o raio é a metade da distância
entre dois átomos vizinhos em uma amostra sólida.
Raio Atômico
• O raio atômico geralmente cresce da direita para a
esquerda ao longo de um período e cresce com o valor
de n em cada grupo
Energia de Ionização
• A energia de ionização é a energia necessária para
remover um elétron de um átomo na fase gasosa.
• Esta propriedade é importante para prever a formação
de ligações químicas
• Na: 495 KJ/mol;
• Cl: 1256 KJ/mol
Afinidade Eletrônica
• A afinidade eletrônica é a energia liberada quando um
elétron se liga a um átomo na fase gás.
• Na: +53 KJ/mol
• Cl: +349 KJ/mol
