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QUI109 – QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas)
2ª aula / 2016-2
Prof. Mauricio X. Coutrim
Sala 29 – ICEB II inferior
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Modelo Atômico de Dalton As observações de John Dalton entre 1803 e 1807 o levou a estabelecer os seguintes postulados:
1. Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas chamadas átomos;
2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; os átomos de diferentes elementos são diferentes e têm diferentes propriedades (diferentes massas, p. ex.);
3. Os átomos de um elemento não se convertem em diferentes tipos de átomos por meio de reações químicas, os átomos não são criados nem destruídos nas reações químicas (esse postulado foi a base para a lei da conservação da matéria);
4. Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam; um determinado composto tem sempre o mesmo número relativo dos mesmos tipos de átomos.
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Modelo Atômico de Dalton
Lei das proporções múltiplas:
Se dois elementos se combinam para formar mais de um composto, as
massas de B que podem se combinar com a massa de A estão na
proporção de números pequenos e inteiros.
Ex. Se para formar água 8,0 g de O se combinam com 1,0 g de H
E para formar água oxigenada 16,0 g de O se combinam com 1,0 de H
Então, em massa, a proporção de O para a de H da água para a água
oxigenada é de 2:1, ou seja, H2O2 contém duas vezes mais átomos de O
por átomos de H do que a H2O.
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Modelo Atômico de Thomson J. J. Thomson publicado em 1897 que os raios catódicos eram partículas com massa carregadas negativamente (elétron).
Das medidas de calor (Ecinética) veio a velocidade das partículas (vé). Da vé e da quantidade de carga total (Q) ele obteve para o elétron: Relação carga / massa (z/m) ~ 1,2.108 C/g (C = Coulomb, no SI). Mais precisamente = 1,76.108 C/g.
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Modelo Atômico de Thomson Em 1909, R. Melikian, com o
experimento das pequenas gotas de óleo entre duas placas
paralelas carregadas eletricamente (as velocidade de queda eram alteradas conforme
a voltagem aplicada). Os valores de carga nas gotas
eram sempre múltiplos entre si.
Conclusão: a carga de um elétron = z = 1,60.10-19C. De z/m veio que massa do elétron (mé) = 1,60.10-19 C / 1,76.108 C/g
mé = 9,10.10-28 g.
Assim, Thomson sugeriu que o átomo seria uma esfera uniforme com carga positiva contendo pequenas partículas carregadas
negativamente incrustadas em seu interior (pudim de ameixa).
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Modelo Atômico de Rutherford
Em 1896 H. Becquerel descobriu a que o radioatividade (Urânio).
M. Curie, seu marido e E. Rutherford descobriram três tipos de radiação
(a, b e g) e concluíram que;
1. As partículas b são elétrons em alta velocidade (carga 1-)
2. As partículas a têm carga positiva (carga 2+).
3. E que g (raios) não são partículas e têm alta energia (carga 0).
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Modelo Atômico de Rutherford Em 1910, Rutherford, incidiu partículas a numa folha fina de ouro.
Conclusão: A maioria da m e da z+ (carga positiva) do átomo estava
numa região pequena e densa (núcleo).
Mais tarde Rutherford descobriu o próton em 1919 e J. Chadwick
descobriu o nêutron em 1923.
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Visão atual do átomo O comportamento químico do átomo depende apenas de 3
partículas subatômicas
Partículas Carga Massa (g) Massa (u)
Próton 1+ 1,6727.10-24 1,0073
Nêutron neutra 1,6750.10-24 1,0087
Elétron 1- 9,1097.10-28 5,486.10-4
u (unidade de massa atômica) = 1,66054.10-24 g
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Visão atual do átomo Todos os átomos de um mesmo elemento (símbolo X) possuem o mesmo número de próton (número atômico, Z). A soma da quantidade de prótons e de neutros num determinado átomo é chamada de número de massa, A. Átomos de um mesmo elemento que possua diferente número de massa (apresentam diferentes números de nêutrons) são chamados de isótopos. Átomos com o mesmo o número de prótons e elétrons não apresentam carga residual (átomos neutros). Espécies que apresentam carga residual são chamadas de íons (com átomos de um único elemento ou de vários elementos).
Notação do elemento atômico: AXZ
Na Tabela Periódica:
Z
X A
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Tabela Periódica diferenciado
Grupo ou família
Metais alcalinos
Metais alcalinos terrosos
Calcolgênios
Halogênios
Gases Nobre
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Tabela Periódica
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Moléculas e Compostos Moleculares Moléculas: são constituídas de dois ou mais
átomos firmemente ligados entre si
As moléculas das substâncias moleculares normalmente são formadas por elementos não metálicos e são representadas pelas fórmulas químicas, mas há outras maneiras de representá-las.
Em perspectiva
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Íons e Compostos Iônicos Íons: são constituídas de átomo ou conjunto de átomos que
ganharam (ânions) ou perderam elétrons (cátions).
Ânion é um íon com uma carga
negativa (geralmente não metais).
Cátion é um íon com uma carga
positiva (geralmente metais).
Cátion sódio (Na perde 1 é)
Ânion cloreto (Cl ganha 1 é)
P. ex., o átomo Na (z = 11 e A = 23) possui 11 prótons e 11 elétrons e o átomo Cl (z = 17 e A = 35,5) possui 17 prótons e 17 elétrons. Mas Na perde facilmente 1 elétron e Cl aceita bem 1 elétron, assim, têm-se Na+ e Cl-.
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Íons e Compostos Iônicos Compostos iônicos: são formados pela transferência de elétrons
entre átomo ou conjunto de átomos neutros.
Normalmente formado por metais e não metais. P. ex. o Na elementar reage com o Cl elementar transferindo 1 elétron do Na para o Cl. Os íons formados (Na+ e Cl-) são mantidos juntos por atração eletrostática (cargas opostas) formando o composto iônico NaCl (fórmula mínima do cloreto de sódio).
Celas unitárias
dos arranjos
tridimensionais
de compostos
iônicos
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Íons e Compostos Iônicos Nomes e fórmulas
Cátions
1) De metal: tem o mesmo nome do metal
Na+ íon sódio; Zn2+ íon zinco; Al3+ íon alumínio
2) De mesmo metal com diferentes cargas:
Fe2+ íon ferro II ou ferroso e Fe3+ ferro III ou férrico
Cu+ íon cobre I ou cuproso e Cu2+ íon cobre II ou cúprico
3) De não metal: o nome termina em “ônio”
NH4+ íon amônio e H3O+ íon hidrônio
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Íons e Compostos Iônicos
Cátions mais
comuns
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Íons e Compostos Iônicos Nomes e fórmulas
Ânions
1) monoatômicos: nome termina em “eto”
H- íon hidreto; N3- íon nitreto; Cl- íon cloreto
2) Poliatômicos com oxigênio: até dois termina em “ato” e “ito”
NO3- íon nitrato (mais O) e NO2
- íon nitrito (menos O)
SO42- íon sulfato (mais O) e SO3
2- íon sulfito (menos O)
3) Poliatômicos com oxigênio: mais que dois
ClO4- íon perclorato (1 O a mais que o ato: acrescenta per antes)
ClO3- íon clorato (com exemplo 2)
ClO2- íon clorito (com exemplo 2)
ClO- íon hiploclorito (1 O a menos que o ito: acrescenta hipo
antes)
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Íons e Compostos Iônicos Nomes e fórmulas
Ânions
4) Poliatômicos com oxigênio e adição de H+:
a) CO32- íon carbonato e HCO3
- íon hidrogenocarbonato
b) PO43- íon fosfato e HPO4
2- íon hidrogenocarbonato e
H2PO4- íon dihidrogenofosfato
Nome dos compostos iônicos
Nome do ânion + de + nome do cátion
CaCl2 = cloreto de cálcio
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Íons e Compostos Iônicos
Ânions
mais
comuns
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Íons e Compostos Iônicos
Ânions
mais
comuns
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Íons e Compostos Iônicos Ácidos
Arrhenius: ácido são moléculas que liberam H+ em água
Ácido é um composto iônico: [cátion (H+) + ânion] seu nome
Exemplo:
Cl- (cloreto); HCl (ácido clorídrico)
NO2- (nitrito); HNO2 (ácido nitroso)
SO42- (sulfato); H2SO4 (ácido sulfúrico)
Dê o nome dos seguintes compostos iônicos: Fe(OH)2; Cu(NO3); Cu(NO3)2; Ba(ClO4)2; Li3PO4; Sr(CN)2; KMnO4; H2CO3;
KH2PO4; N2O; NO; NO2; N2O5; Cr(OH)3; Fe2(CO3)3; FeCO3; KBr; KBrO3; H3BO3; Ca3(PO4)2
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Estequiometria A estequiometria é a relação quantitativa existente entre as espécies
químicas que reagem entre si.
Lei da conservação das massas: A massa total de uma substância
presente ao final de uma reação química é a mesma massa total
do início da reação (A. Lavoisier, 1789).
Os átomos não são criados e nem destruídos numa reação
química
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Estequiometria A equação química representa de forma concisa uma reação química
(nela é possível se saber as condições essenciais da reação)
Exemplo: reação de formação da água
(g) (g) (L)
Etapas
1) Equação química
(estados físicos, etc)
2) Balanceamento
(coeficientes
estequiométricos)
3) Relações molares
4) Relações mássicas
(pela massa molar)
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Estequiometria Tipos de reação
1) Reação de combinação ou composição
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Estequiometria Tipos de reação
1) Reação de combinação quando um dos reagentes é o O2
REAÇÃO DE COMBUSTÃO
2 Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) C8H18(L) + O2(g) 8CO2(g) + 9H2O(L)
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Estequiometria Tipos de reação
2) Reação de decomposição
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Massa / Mol
Massa é uma medida invariável da quantidade de matéria contida em
um objeto.
Peso é a força da atração entre um objeto e sua vizinhança (Terra).
Mol é uma quantidade definida (de matéria) = 6,022.1023 (Número de
Avogadro).
Massa Molar é a massa, em g, de uma quantidade igual a 1 mol
(6,022.1023) de matéria (molécula, íons, etc).
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Massa / Mol
Questão: Qual a massa, em g, de 6,022.1023 (1 mol) átomos do isótopo
12 do carbono (12C)?
Resposta: Exatamente 12,000 g!
Questão: Qual a massa, em g, de 1 átomo do isótopo 12 do carbono
(12C)?
Resposta: Exatamente 12,000 g / 6,022.1023 = 1,9927.10-23 g = 12u
(unidade de massa atômica).
Questão: Qual a massa, em g, de 1 u?
Resposta: Exatamente 12,000 g / 12 = 1,6606.10-24 g