MÓDULO I - QUÍMICA (1).pptx aula completa explorada

Aula de química completa e aplicada.

1. Técnico em Farmácia Módulo I

2. QUÍMICA GERAL   1ª aula

3. INTRODUÇÃO Este material foi elaborado com o objetivo de nortear as aulas de Química Geral, disciplina integrante do curso Técnico de Farmácia, propiciando ao aluno um conhecimento generalizado ao perfil do profissional de Técnico em Farmácia, tornando-o competitivo no mercado de trabalho.

4. A MATÉRIA E SUAS PROPRIEDADES A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA   Nos dias atuais não existem dúvidas de que todo o tipo de matéria é formada por pequenas partículas, conhecida como átomos (do grego: átomo = indivisível). Foi por volta de 400 a.C. que os gregos propuseram as primeiras ideias em relação a constituição da matéria. Tais ideias foram propostas pelos filósofos gregos Demócrito (460 a.C. - 370 a.C.) e Epicuro (341 a.C. - 270 a.C).

5. Segundo Demócrito Os átomos fariam parte de toda e qualquer matéria e seriam qualitativamente iguais, distinguindo-se na sua forma, tamanho e massa. Já Epiruco, com base nos fundamentos de Demócrito, justifica a razão dos átomos serem invisíveis ao sugerir que haveria um limite para o seu tamanho.

6. Demócrito

7. Matéria : Podemos definir matéria como tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço (ou seja, tem volume). O volume pode ser definido como a extensão no espaço ocupado por um corpo.

8. Dalton No ano de 1808, o cientista John Dalton (1766 – 1844), fundamentado em experimentos, explica a constituição da matéria formulando então a teoria atômica, que possibilitaria mais tarde a criação do primeiro modelo atômico. Nesta época eram conhecidos cerca de 50 elementos químicos.

9. Dalton

10. A Teoria de Dalton A matéria é composta de partículas indivisíveis chamadas de átomos. Para um conjunto de átomos com as mesmas massas e tamanhos apresentam propriedades iguais e formam um elemento químico. Diferentes elementos químicos apresentam átomos com diferentes massas, tamanhos e propriedades. A combinação de átomos de elementos diferentes originam substâncias diferentes. Os átomos não são criados nem destruídos, são simplesmente rearranjados, originando novas substâncias

11. ELEMENTOS QUÍMICOS   Conjunto de átomos qualitativamente iguais  elemento químico. Os diversos elementos químicos raramente ocorrem na natureza em sua forma isolada, sua capacidade de se combinar por meio de interações mútuas originando uma gama de matéria. Cada elemento químico recebe um nome e uma abreviação chamada de símbolo.

12. ELEMENTOS QUÍMICOS Por volta de 1810, os símbolos foram introduzidos na Química pelo cientista sueco Berzelius, organizando a notação química até esta data, facilitando à escrita e a comunicação entre os químicos.

13. Exemplo Qual seria o número total de átomos de tivéssemos 3 moléculas de amônia? Resposta: Cada molécula tem 4 átomos, 3 de hidrogênio (H) e 1 azoto (N). Logo, 3 moléculas terão 12 átomos, 9 de hidrogênio (H) e 3 azoto. O número de elementos químicos ainda continuam

14. Observe a tabela a seguir e esclareça as suas dúvidas: Substância Oxigênio - Gás incolor, presente no ar e indispensável à vida dos animais e vegetais. Hidrogênio - Gás incolor, combustível, menos denso que o ar. Sal de cozinha - Sólido branco, de nome químico cloreto de sódio, importante na alimentação. Água - Líquido incolor, essencial na manutenção de todas as formas de vida no planeta. Fórmula química Nº de átomos O 2 2 H 2 2 NaCl 2 H 2 O 3 Nº de moléculas Nº de elementos químicos 1 1 1 1 1 2 1 2

15. QUÍMICA 2ª aula

16.   CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA   SUBSTÂNCIAS   No tópico anterior podemos ver que para um conjunto de átomos com propriedades químicas semelhantes constituem um elemento químico, e para uma proporção constante combinada desses elementos temos uma substância. Com isso, fica fácil o entendimento de que, com poucos átomos (elementos químicos) diferentes combinados entre si, podemos obter milhares de moléculas (substâncias) distintas.   A classificação das diferentes substâncias é feita de acordo com sua composição

17. SUBSTÂNCIA PURA É todo e qualquer tipo de matéria formada por átomos, moléculas, iguais entre si. As substâncias puras apresentam propriedades características e bem definidas e composição química constante.   As substâncias puras podem ser classificadas como simples e compostas.

18. SUBSTÂNCIAS SIMPLES     São substâncias formadas por um ou mais átomos de um mesmo elemento químico.   É o que podemos observar na tabela apresentada anteriormente, nos casos, por exemplo, do oxigênio (O 2 ) e do hidrogênio (H 2 ). Ambos são formados por átomos de um mesmo elemento químico. Cuidado, pois uma substância simples não pode ser dividida em outra substância ainda mais simples.

19. SUBSTÂNCIAS COMPOSTA   Também chamado de compostos químicos, as moléculas de determinada substância são formadas por dois ou mais elementos químicos diferentes. É o que podemos observar, nos casos da água (H 2 O), do cloreto de sódio (NaCl), da amônia (NH 3 ), do gás carbônico (CO 2 ) e do etanol (CH3–CH 2 OH), citados na tabela quando falamos sobre os elementos químicos. Todos eles são formados por átomos de elementos químicos diferentes. Na maioria dos casos, uma substância composta pode ser dividida em substâncias mais simples.

20. MISTURAS   Uma mistura é constituída por duas ou mais substâncias (simples ou compostas), cada uma delas sendo denominada componente.   Uma vez que, as misturas não apresentam composições definidas, suas propriedades físicas não são constantes, diferentes daquelas apresentadas pelas substâncias quando estudadas isoladamente, ou seja, suas propriedades são funções da composição de cada um dos elementos que constituem a mistura.

21. Exemplo A mistura água+açúcar, não ferverá a 100 °C, ao nível do mar, como acontece com a água pura.   Veja outros exemplos: O ar que respiramos é formado por uma mistura de gases:   Nitrogênio (N 2 ) ≈ 78,08 %; Oxigênio (O 2 ) ≈ 20,95 %; Argônio (Ar) ≈ 0,93%; Dióxido de carbono (CO 2 ) ≈ 0,03 %; Outros gases ≈ 0,01.

22. TIPOS DE MISTURA   Conforme o aspecto visual de uma mistura, as mesmas são classificadas em função do seu número de fases, em homogênea e heterogênea.

23. Homogênea   Única fase: água + açúcar As misturas homogêneas apresentam uma única fase, também chamadas de soluções. É impossível distinguir superfícies de separação entre os componentes. São exemplos de soluções: água com açúcar, soro caseiro, gasolina, álcool hidratado, cachaça, vinagre e toda mistura de qualquer tipo de gases.

24. Heterogênea     Duas fases: óleo água   As misturas heterogêneas apresentam pelo menos duas fases. Na sua grande maioria, podemos detectar a superfície de separação entre os componentes. São exemplos: água e óleo, água com gás, leite, mistura de vários sólidos, água e granito.  

25. QUÍMICA 3ª aula

26. ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA   Matéria é tudo o que está ao nosso redor, podendo se encontrado na forma de um gás, um líquido ou um sólido. Essas três formas são chamadas de estados físicos da matéria.   Cada um destes estados apresentam características próprias, tais como: volume e forma, que podem ser alteradas pela variação da temperatura.

27. Características Macroscópicas Características Microscópicas Sólido Líquido Gasoso ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA

28. ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA Os sólidos apresentam volume constante e forma própria, suas partículas são ordenadas geometricamente e apresentam pouca movimentação. Os líquidos apresentam volume constante e a sua forma depende do recipiente que o contém, suas partículas menos ordenadas permite um pouco mais de liberdade de movimento. Os gases apresentam volume e forma a depender do recipiente que o contêm, suas partículas estão totalmente desordenadas com intensa movimentação.

29. MUDANÇAS DE ESTADO No diagrama abaixo é apresentado às mudanças de estado físico, com seus respectivos nomes particulares.

30. Explicação do diagrama   Alguns sólidos passam diretamente para o estado gasosos sem passar pelo estado líquido, tal mudança recebe o nome de sublimação. Temos como exemplo o gelo seco e a naftalina.   A vaporização pode ocorrer de duas formas:   Evaporação: esta mudança de estado ocorre de forma lenta na região da superfície do líquido.   Ebulição: a mudança de estado ocorre de forma rápida com o aquecimento do líquido até a sua temperatura de ebulição. Observa-se a formação de bolhas em toda a área do líquido.  

31. DIAGRAMAS DE MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO   Diferente das misturas, as substâncias puras ao sofrerem mudança de estado físico, a sua temperatura permanece constante durante todo o processo.   A temperatura de mudança de estado físico para as substâncias puras permanece constante, pois as mesmas conservam sempre a mesma composição.

32. Gráfico Substância pura: As temperaturas de fusão (TF) e de ebulição (TE) são constantes. O gráfico evidencia dois patamares (fusão do gelo e vaporização da água).

33. A TABELA PERIÓDICA Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834 – 1907)

34. A TABELA PERIÓDICA Cientistas antes de Mendelev, no estudo dos elementos químicos, imaginavam gráficos, tabelas ou classificações em que todos os elementos ficassem reunidos em grupos com propriedades semelhantes.   O trabalho desenvolvido por Mendeleyev foi mais meticuloso, anotando as propriedades dos elementos químicos em cartões, tentando organizá-los de diferentes formas à procura de padrões com o propósito de se obter uma sequência de elementos em que se destacasse a semelhança das propriedades. .

35. A TABELA PERIÓDICA

36. A TABELA PERIÓDICA Ele notou que as propriedades se repetiam em intervalos regulares.   A partir dos elementos acima dispostos em ordem crescente vamos analisar a seguinte sequência:   Li .....  ..... 7 elementos .....  ... Na .....  ..... 7 elementos .....  ..... K

37. Sódio O elemento sódio foi descoberto em 1807, é um metal macio, de baixa densidade e bastante reativo. O seu uso está associado ao sal de cozinha, fabricação de soda caústica, bicarbonatos (fermento, extintor, antiácido). A sua alta reatividade pode ser observada ao jogarmos um pedaço deste metal em água. A reação ocorre de forma violenta, com intensa liberação de gás hidrogênio (H 2 ), que frequentemente se inflama. Ao final da reação, o meio resultante torna-se básico (presença de OH - ), constatado pela adição de algumas gotas de fenolftaleína, irá surgir uma coloração avermelhada, comprovando o meio básico. O sódio também reage com o oxigênio para formar o óxido de sódio (Na 2 O).

38. Juntamente com o seu professor, você pode realizar este experimento em laboratório.   Naquela época, os químicos conheciam esses experimentos. Ao observarem de que maneira os cartões (elementos químicos) estavam organizados, o sétimo elemento à esquerda (Li) e à direita (K) do sódio, apresentavam o mesmo comportamento.   Tanto o lítio (Li) quanto o potássio (K), reagem com a água, produzindo seus respectivos hidróxidos (LiOH – hidróxido de lítio e KOH – hidróxido de potássio), e com o oxigênio formando os seus respectivos óxidos (Li 2 O – óxido de lítio e K 2 O – óxido de potássio).

39. Segundo Mendeleev Mendeleev notou que esta repetição ocorria com os outros elementos, e em uma de suas primeiras tabelas, colocou os elementos químicos conhecidos em 12 linhas horizontais (chamados de períodos), em ordem crescente de massas atômicas, tomando o cuidado de colocar na mesma vertical (chamados de grupos ou famílias) os elementos de propriedades químicas semelhantes.   As propriedades que se repetem são chamadas de propriedades períodicas, daí surgiu o nome tabela períodica dos elementos .  

40. TABELA PERIÓDICA ATUAL A construção da tabela periódica atual foi proposta a partir das seguintes regras, na qual os elementos químicos: Os elementos químicos estão dispostos em ordem crescente de número atômico (Z); A disposição dos elementos na horizontal (linhas) originam os períodos; A disposição dos elementos na vertical (colunas) soriginam as famílias ou os grupos.

41. TABELA PERIÓDICA ATUAL A classificação períodica moderna apresenta os elementos químicos dispostos em ordem crescente de números atômicos. A introdução do conceito de número atômico, traz um novo enunciado para a lei da periodicidade:   As propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na ordem de suas massas atômicas. A tabela periódica atual é constituída por 18 famílias e 7 períodos.  

42. TABELA PERIÓDICA ATUAL FAMÍLIAS OU GRUPOS   Existem duas maneiras de identificar as famílias ou grupos:   A indicação de cada família por um algarismo romano, seguido das letras A e B, por exemplo, IA, IIA, IIB, IVB. Essas letras A e B indicam a posição do elétron mais energético nos subníveis . As famílias são indicadas por algarismos arábicos de 1 a 18, eliminando-se as letras A e B.

43. TABELA PERIÓDICA ATUAL AS “FAMÍLIAS A” E “ZERO”.   Nas famílias A, o número da família indica a quantidade de elétrons na camada de valência. Estas famílias recebem nomes especiais.   IA (01): família dos metais alcalinos; IIA (02): família dos metais alcalino-terrosos; VIA (16): família dos calcogênios; VIIA (17): família dos halogênios; VIIIA (18): fampilia dos gases nobre.   As famílias IIIA, IVA e V recebem os seguintes nomes respectivamente: famílias do boro, família do carbono e família do nitrogênio.

44. TABELA PERIÓDICA ATUAL Família ou grupo Camada de valência Elementos Nº de elétrons Distribuição eletrônica IA (01) 1 ns 1 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr IIA (02) 2 ns 2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra IIIA (13) 3 ns 2 np 1 B, Al, Ga, In, Tl IVA (14) 4 ns 2 np 2 C, Si, Ge, Sn, Pb VA (15) 5 ns 2 np 3 N, P, As, Sb, Bi VIA (16) 6 ns 2 np 4 O, S, Se, Te, Po VIIA (17) 7 ns 2 np 5 F, Cl, Br, I, At VIIIA (18)* 8 ns 2 np 6 He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

45. QUÍMICA 4ª aula

46.   A Família VIII A     A família VIIIA (18) ta,bém recebe o nome de 0 (zero) para indicar que sua reatividade nas condições ambientes é nula.   O elemento hidrogênio (H), embora não faça parte da família dos metais alcalinos, está representado na família IA por apresentar 1 elétron no subnível s na camada de valência. O único gás nobre que não apresenta 8 elétrons na camada de valência é o hélio (He): 1s 2 . “n” representa o período em que o elemento está. Os elementos que apresentam o seu elétron mais energético em subníveis s ou p, são chamados de elementos representativos .

47. Os elementos que constituem essas famílias são denominados de elementos de transição.   Uma parte deles ocupa o bloco central da tabela periódica, de IIIB (03) até IIB (12) - 10 colunas (na dúvida veja a tabela periódica), apresentando o seu elétron mais energético no subnível d (d 1 a d 10 ). São conhecidos como elementos de transição externa.   As Famílias B

48. Períodos Camada K → 2 elétrons → 1s 2 Camada L → 8 elétrons → 2s 2  2p 6 Camada M → 18 elétrons → 3s 2  3p 6  3d 10 Camada N → 32 elétrons → 4s 2  4p 6  4d 10  4f 14 Camada O → 32 elétrons → 5s 2  5p 6  5d 10  5f 14 Camada P → 18 elétrons → 6s 2  6p 6  6d 10 Camada Q → 8 elétrons → 7s 2  7p 6 Na tabela moderna existem sete períodos, e o número do período corresponde à quantidade de níveis (camadas) eletrônicos que os elementos químicos apresentam. Na distribuição eletrônica temos a seguinte configuração:

49. Vejamos a distribuição eletrônica dos seguintes elementos: Boro (B), Alumínio (Al), Potássio (K), Estanho (Sn), Chumbo (Pb) e Urânio (U).   5 B - 1s 2 2s 2 2p 1  2 camadas eletrônicas (K e L) 2º período   13 Al - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1  3 camadas eletrônicas (K, L e M): 3º período   19 K - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1  4 camadas eletrônicas (K, L, M e N): 4º período

50.   50 Sn - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 2  5 camadas eletrônicas (K, L, M, N e O): 5º período   82 Pb - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2  6 camadas eletrônicas (K, L, M, N, O e P): 6º período   92 U - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 4  7 camadas eletrônicas (K, L, M, N, O, P e Q): 7º período.

51. CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS Outra maneira de classificar os elementos é agrupá-los conforme suas propriedades físicas e químicas, o que divide os elementos em metais, não-metais (ou ametais), semimetais, gases nobres e hidrogênio, como podemos ver a seguir.

52. CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS H       Metais   Semi metais                       Ametais   Gases Nobres                                                                                                                             *                                   **                   ?   ?   ?                                       Lantanídios *                                                                 Actinídios **                            

53. CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS Na tabela ainda temos 3 elementos ainda não descobertos.   A linha em negrito (maior espessura), conforme uma sugestão da Sociedade Brasileira de Química, separa os metais (dois terços dos elemntos) dos ametais (11 elementos). Os elementos próximos à linha são conhecidos por semi-metais (7 elementos). Os gases nobres são formados por 7 elementos.

54. QUÍMICA 5ª aula

55. CARACTERÍSTICAS ENTRE AS PRINCIPAIS FAMÍLIAS Grupo IA (01) – Metais Alcalinos (do árabe alcali, “cinza de plantas”): correspondem a cerca de 4,8% da composição da superfície terrestre, incluindo os oceanos e a atmosfera. São muito reativos e por isso não são encontrados isolados, e sim formando compostos em minerais ou em sais dissolvidos na água do mar.

56. Grupo IIA (02) – Metais Alcalinos Terrosos (termo “terroso” ≈ “existir na terra”): correspondem a 4,16% da crosta terrestre, tendo o ´calcio (Ca) e o magnésio (Mg) como sendo os mais abundantes desta categoria (ambos responsáveis pela água dura). Da mesma forma que os metais alcalinos, são muito reativos, não são encontrados isolados, mas combinados, ocorrendo na forma de silicatos, carbonatos e sulfatos. CARACTERÍSTICAS ENTRE AS PRINCIPAIS FAMÍLIAS

57. CARACTERÍSTICAS ENTRE AS PRINCIPAIS FAMÍLIAS Grupo IIIA (13) – Família do Boro: A fonte principal de boro na natureza é constituída pelos depósitos de bórax, já o alumínio apresenta-se como o metal mais abundante da crosta terrestre. Em contraste os demais elementos que constituem essa família (Ga, In, Tl) são basntate raros.

58. CARACTERÍSTICAS ENTRE AS PRINCIPAIS FAMÍLIAS Grupo IVA (14) – Família do Carbono: os elementos desta família constituem cerca de 27,7% da crosta terrestre, sendo o silício o mais abundante (27,5%) principal componente da estrutura inorgânica da superfície terrestre. O carbono é reponsável por toda a vida orgânica sobre a terra.

59. CARACTERÍSTICAS ENTRE AS PRINCIPAIS FAMÍLIAS Grupo VA (15) – Família do Nitrogênio: correspondem a 0,33% da superfície terrestre, incluindo os oceanos e a atmosfera. No ar a concentração volumétrica do nitrogênio é de aproximadamente 79%. Os minerais desta categoria, são combinados com o oxigênio e metais, originando os nitratos e fosfatos.

60. CARACTERÍSTICAS ENTRE AS PRINCIPAIS FAMÍLIAS   Grupo VIA (16) – Calcogênios (formadores de cobre, minérios de cobre contêm oxigênio ou enxofre): incluem os elementos mais abundantes do planeta, o oxigênio corresponde a 50% em peso da crosta terrestre. contato com superfícies abrasivas.  

61. DIFERENÇAS ENTRE METAIS E NÃO METAIS   Vamos apresentar as principais diferenças, tais como: brilho, condutividade elétrica e térmica, dureza e tanacidade, maleabilidade e ductibilidade, densidade e temperatura de fusão e de ebulição.   Metais Não metais Observação Brilho Apresentam brilho metálico característico Não apresentam brilho Não serve como único critério de diferenciação, o iodo sólido tem brilho e o carbono sob forma de diamante, ambos têm brilho   Metais Não metais Observação Condutividade elétrica e térmica De maneira geral são bons condutores Maus condutores Não serve como único critério de diferenciação. O metal bismuto é mau condutor, enquanto que o não metal carbono na forma de grafite é um bom condutor.

62. PROPRIEDADES GERAIS DOS ELEMENTOS   RAIO ATÔMICO   O raio atômico dá apenas uma ideia da distância média do núcleo à região do nível de energia mais externo.   O tamanho dos átomos diminui da esquerda para a direita ao longo de um período da tabela periódica. Num dado período, o metal alcalino é o maior átomo e o halogênio pe o menor.   Descendo ao longo de um grupo da tabela periódica, o tamanho do átomo aumenta devido ao efeito dos níveis eletrônicos que vão sendo acrescentados. Quanto maior a força de atração, núcleo – eletrosfera, menor é o tamanho do átomo.

63. ENERGIA DE IONIZAÇÃO   O fornecimento de uma pequena quantidade de energia a um átomo, pode levar o elétron que se encontra em um nível energético, saltar para um nível energético mais elevado, porém se essa quantidade de energia for suficientemente grande o elétron pode ser removido completamente.   A quantidade de energia necessária para remover o elétron mais fracamente ligado de um gasoso (mais externo) é designado de energia de ionização. Os fatores que influenciam a energia de ionização são:   Tamanho do átomo; A carga do núcleo; O tipo de elétron envolvido.

64. Eletroafinidade   AFINIDADE ELETRÔNICA (ELETROAFINIDADE)   A afinidade eletrônica, é a energia liberada quando um átomo isolado, no seu estado gasoso, “absorve” um elétron liberando energia.     Numa família ou num período, quanto maior o raio atômico, menor será a afinidade eletrônica. A afinidade eletrônica na tabela periódica aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita.  

65. Eletronegatividade     Consiste na capacidade que um átomo tem em atrair para si os elétrons de uma ligação química.   A eletronegatividade está relacionada com o raio atômico: quanto menor o tamanho do átomo, maior será a força de atração, pois a distância entre o núcleo e o elétron da ligação é menor. A eletronegatividade não é definida para os gases nobres, devido a sua estabilidade (regra do octeto).

66. Densidade   A densidade é definida como sendo a relação entre massa e volume, de maneira experimental podemos verificar, de maneira geral que: Entre os elementos das famílias IA e VIIA, a densidade aumenta com o aumento das massas atômicas, ou seja, de cima para baixo. Num mesmo período a densidade aumenta das extremidades para o centro da tabela.

67. LIGAÇÕES QUÍMICAS Os elementos químicos não são encontrados facilmente isolados na natureza. Seus átomos combinam-se entre si formando toda a matéria que conhecemos.   Há diferentes maneiras pelas quais os átomos podem se combinar, como, por exemplo, mediante o ganho ou a perda de elétrons, ou pelo compartilhamento de elétrons dos níveis de valência.

68. A teoria do octeto Diz que um grande número de átomos adquire configuração estável quando apresenta oito elétrons na sua camada mais externa.   A configuração estável pode ser obtida de duas formas:   Compartilhamento de elétrons Transferência de elétrons de um átomo para outro.   Os gases nobres, aparecem na forma de átomos isolados. Esses elementos apresentam oito elétrons na camada de valência. O hélio (He) é a única exceção: ele apresenta apenas uma camada com dois elétrons.

69. Octeto   K L M N O P hélio (He) Z=2 2           neônio (Ne) Z=10 2 8         argônio (Ar) Z=18 2 8 8       criptônio (Kr) Z=36 2 8 18 8     xenônio (Xe) Z=54 2 8 18 18 8   radônio (Rn) Z=86 2 8 18 32 18 8

70.   LIGAÇÃO IÔNICA   Também conhecida poe eletrovalente, a ligação iônica ocorre entre íons, positivos (cátions) e negativos (ânions). É a única em que ocorre transferência definitiva de elétrons. Os íons resultantes dessa transferência atraem-se eletrostaticamente formando esse tipo de ligação. Para que esta ligação é necessário que um dos átomos participantes da ligação possua a tendência de perder elétrons enquanto o outro, a de receber elétrons.

71. DICA   A B Tendência Cede elétrons Recebe elétrons Classificação Metais Ametais Semimetais Hidrogênio Interação cátions ânios   Tendência Cede elétrons Recebe elétrons Classificação Metais Ametais Semimetais Hidrogênio Interação

72. DETERMINAÇÃO DAS FÓRMULAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS A fórmula de um composto iônico indica a proporção mínima entre os átomos que se ligam (cátions e ânions), formando um sistema eletricamente neutro. O total de elétrons cedidos pelos átomos é igual ao total de elétrons recebidos pelos outros. Regra prática:

73. QUÍMICA 6ª aula

74. LIGAÇÃO COVALENTE   Esse tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos compartilham seus elétrons, formando pares eletrônicos. E ocorre entre elementos que possuem uma alta eletronegatividade, ou seja, ametal + ametal ou hidrogênio + ametal ou hidrogênio com hidrogênio ( ambos tendem a receber elétrons).

75. Ligação covalente Os halogênios com sete elétrons na camada de valência, adquirem a estabilidade, ao se ligarem dois a dois formando uma ligação covalente. Vejamos o exemplo do gás cloro, com a representação eletrônica da fórmula de LEWIS. → +

76. LIGAÇÃO COVALENTE POLAR E APOLAR   Uma ligação covalente é dita apolar quando os átomos que estão ligados entre si não formam um dipolo elétrico e é polar quando formam um dipolo elétrico.   Nas substâncias simples, as ligações covalentes nas moléculas são apolares, pois os átomos ligados entre si são iguais  Cl–Cl, H–H, O=O, N≡N.   Para as ligações covalentes entre átomos diferentes, é polar. Quanto maior for a eletronegatividade entre os átomos participantes, mais polarizada será a ligação.  

77.   Ordem no aumento da eletronegatividade dos metais:     H > P > C > S > I > Br > Cl > N > O > F

78. LIGAÇÃO METÁLICA   Algumas propriedades apresentadas pelos metais são muito diferentes das observadas em outras substâncias. A maioria dos metais é sólida à temperatura ambiente e apresenta cor prateada (exceções são o mercúrio (Hg), o cobre (Cu) e o ouro (Au).   No estado sólido, os átomos dos metais se agrupam de formam geometricamente ordenada, originando o retículo cristalino, os quais ficam os elétrons cedidos pelos respectivos átomos na formação dos cátions.

79. FORÇAS INTERMOLECULARES Estudamos que os metais são quase todos sólidos (ligação metálica), assim como os compostos iônicos que se apresentam sólidos nas condições ambientes devido a força de atração elétrica ente os cátions e ânions.   As interações de moléculas decorrem da existência de forças denominadas intermoleculares ou ligações intermoleculares, forças essa, relacionadas as mudanças de estado físico da matéria. Quanto menos intensas forem as forças intermoleculares, mais volátil será a substância e menor será a sua temperatura de ebulição.  

80. INTERAÇÃO DIPOLO PERMANENTE–DIPOLO   Moléculas polares apresentam uma extremidade eletropositiva e outra eletronegativa. Sendo assim, temos uma molécula com dipolo elétrico permanente, como é o caso do ácido clorídrico.

81. QUÍMICA 7ª aula

82. FORÇAS DE LONDON OU DE VAN DER WAALS   Quando substâncias no estado sólido ou líquido, formadas por moléculas apolares que estão muito próximas uma das outras, pode ocorrer uma distorção da nuvem eletrônica das moléculas. Essas forças atrativas que ocorrem, são denominadas de forças de dispersão de London ou de Van der Waals.

83. PONTE DE HIDROGÊNIO OU LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO É um tipo de ligação intermolecular resultante de uma atração dipolo permanente-dipolo permanente muito forte.   Ocorrem de maneira mais comum em moléculas que apresentam átomos de hidrogênio ligados a átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, os quais são altamente eletronegativos, originando ligações fortemente polarizadas.

84. EXEMPLO DE PONTE DE HIDROGÊNIO  

85. NÚMERO DE OXIDAÇÃO Para o K + Cl -  o Na +  tem N ox = +1 o Cl -  tem N ox = -1     Para o Fe 2+ O 2-  o Fe 2+  tem N ox = +2 o O 2-  tem N ox = -2     Para o K + Mn +7 O -2 4  o K +  tem N ox = +1 o Mn +7  tem N ox = +7 o O 2-  tem N ox = -2 Para os compostos iônicos, chama-se n ú mero de oxida ç ão (N ox .) a pr ó pria carga el é trica do í on, ou seja, o n ú mero de el é trons que o á tomo perdeu ou ganhou.

86. FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA   ÁCIDOS   De acordo com a definição atribuída por Arrhenius:   Ácidos, são substâncias moleculares que, em solução aquosa ionizam-se, liberando como cátions somente íons H + (H 3 O + ).   Na química inorgânica, os ácidos mais comuns no cotidiano são:   .

87. Ácidos Ácido clorídrico – HCl  na forma impura é vendido com o nome de ácido muriático. É utilizado na indústria, laboratórios e na limpeza de superfícies metálicas. Também está presente no estômago fazendo parte do suco gástrico. Ácido sulfúrico – H 2 SO 4  produto fabricado e produzido em larga escala. É utilizado na fabricação de fertilizantes, baterias de chumbo ácido, fabricação de papel e celulose e nas petroquímicas. Também é usado como desidratante. Ácido nítrico – HNO 3  utilizado principalmente na fabricação de explosivos, tais como nitroglicerina (dinamite) e trinitrotolueno (TNT). Aplicado na produção do salitre, obtenção da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre) e usado como fertilizante.

88. Ácidos Ácido carbônico – H 2 CO 3  é o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Ácido fluorídrico – HF  é venenoso e tem a capacidade de corroer o vidro, devendo ser condicionado em frascos de polietileno. É usado na obtenção de fluoretos, como o NaF que é usado na prevenção de cáries dentárias. Ácido fosfórico – H 3 PO 4  utilizado na fabricação de fertilizantes e como aditivo em refrigerantes. Também sutilizado como antiferrugem.

89. C LASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS De acordo com o número de hidrogênios ionizáveis: Monoácidos: na ionização, a molécula produz apenas 1 H + (p.ex. HCl). Diácidos: na ionização, a molécula produz 2 H + (p. ex. H 2 SO 4 ). Triácidos: na ionização, a molécula produz 3 H + (p. ex. H 3 PO 4 ). Tetrácidos: na ionização, a molécula produz 4 H + (p. ex. H 4 P 2 O 7 ).

90. FORMULAÇÃO DOS ÁCIDOS   Um ácido é formado pelo cátion H + e por um átomo ou grupo de átomos com carga negativa (ânion): H +1 H 2 +1 H 3 +1 (Cl 1- SO 4 2- PO 4 3-

91. NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS HCl → ácido clorídrico HCN → ácido cianídrico HF → ácido fluorídrico H 2 S → ácido sulfídrico HBr → ácido bromídrico HI → ácido iodídrico O nome dos hidr á cidos é dado da seguinte forma: H x E → Á cido + nome do elemento (E, ânion) + í drico

92. Ácido per- .....nome do elemento..... -ico       ↑ + 1 átomo de oxigênio Ácido .....nome do elemento..... -ico       ↑ - 1 átomo de oxigênio Ácido .....nome do elemento..... -oso       ↑ - 1 átomo de oxigênio Ácido hipo- .....nome do elemento..... -oso  

93. BASES OU HIDRÓXIDOS De acordo com a definição atribuída por Arrhenius :   Bases, são compostos que, por dissociação iônica, liberam, como íon negativo, apenas o ânion hidróxido (OH-), também chamado de hidroxila.   A hidroxila é responsável pelas propriedades comuns a todas as bases, constituindo por isso o radical funcional das bases.

94. CLASSIFICAÇÕES DAS BASES   De acordo com o número de hidroxilas (OH - ):   Monobases: possuem apenas uma hidroxila (p. ex. NaOH, NH 4 OH). Dibases: possuem duas hidroxilas (p. ex. Ca(OH) 2 , Mg(OH) 2 ). Tribases: possuem três hidroxilas (p. ex. Al(OH) 3 , Fe(OH) 3 ). Tetrabases: possuem quatro hidroxilas (p. ex.Sn(OH) 4 , Pb(OH) 4 ).  

95. FORMULAÇÃO DAS BASES Na + Ca 2+ Al 3+ (OH - (OH - ) 2 (OH - ) 3 Uma base é sempre formada por um radical positivo (metal ou NH 4 + ) ligado invariavelmente ao radical negativo hidroxila (OH - ):

96. SAIS   De acordo com a definição atribuída por Arrhenius:   Sal é toda substância que sofre dissociação, em solução aquosa, liberando pelo menos um cátion diferente de H + e um ânion diferente de OH - ou O 2- .   Os sais são originados na reação entre um ácido e uma base (cátion da base e o ânion do ácido) ocorrendo uma reação de neutralização total.   Ácido + Base → Sal + Água  

97. CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS Sal normal: é um sal cujo ânion não possui hidrogênio ionizável (H + ) e não apresenta o ânion OH - . Obtido de uma reação de neutralização total.   2HCl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + H 2 O   Hidrogeno-sal : é um sal cujo ânion tem um ou mais H + . Esse sal é o resultado de uma reação de neutralização parcial do ácido e não apresenta OH - ionizável.   H 2 SO 4 + NaOH → NaHSO 4 + H 2 O  

98. NOMENCLATURAS DOS SAIS   A nomenclatura dos sais é dada por: Nome do ânion e de nome do cátion   O nome do ânion é derivado do ácido que o originou, devendo seguir a regra:   Ácido   Ânion - ídrico  -eto -oso  -ito -ico  -ato

99. ÓXIDOS Óxido é todo composto binário, formado por dois elementos, um dos quais PE o oxigênio (mais eletronegativo). Dentre os elementos da tabela, o único mais eletronegativo que o oxigênio é o flúor, motivo pelo qual o OF 2 não é considerado um óxido.

100. CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS   Como os óxidos podem ser iônicos ou moleculares, não apresentam um comportamento químico uniforme, podendo ocorrer nas seguintes formas: óxidos ácidos, óxidos básicos e óxidos neutros.

101. NOMENCLATURAS DOS ÓXIDOS   mono di tri etc. óxido de mono di tri etc. Nome E Adotando a fórmula geral para um óxido: E x O y

102. Química 8ª aula

103. REAÇÕES QUÍMICAS Em nosso dia a dia nos deparamos com várias reações químicas. Durante o preparo dos alimentos, o simples ato de nos alimentarmos, na queima de uma vela ou de combustíveis automotivos, a formação de ferrugem, etc. Essas transformações são chamadas de reações químicas.   Uma reação química é um fenômeno de interação onde ocorre a transformação da matéria, por meio de um rearranjo molecular entre os elementos, originando substâncias com propriedades diferentes daquelas que interagiram, mantendo os elementos químicos iniciais e havendo a conservação da massa.

104. EQUAÇÕES QUÍMICAS E IÔNICAS   Uma equação química é a representação simbólica e abreviada de uma reação química, representando a escrita usada pelos químicos.   Na equação química temos as fórmulas das substâncias que participam da reação e o coeficiente estequiométrico que indica a proporção de cada molécula que participa da reação. 2 H 2 + O 2 2 H 2 O Al(OH) 3 + 3 HCl → AlCl 3 + 3 H 2 O   Reagentes (1º membro)   →   Produtos (2º membro) 2 H 2 + O 2 2 H 2 O Al(OH) 3 + 3 HCl → AlCl 3 + 3 H 2 O   Reagentes (1º membro)   →   Produtos (2º membro)

105.   BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES QUÍMICAS   O balanceamento consiste em acertar os coeficientes estequiométricos da equação químicas. O número total de átomos dos reagentes deve ser igual ao número total de átomos dos produtos.   O método mais simples utilizado no balanceamento de uma equação química é o “método das tentativas”.

106. Resolva com o Professor o Balanceamento:   C 3 H 8 + O 2 → CO 2 + H 2 O

107. CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS As reações químicas podem ser agrupadas em reações do tipo:   reações de síntese ou de adição; reações de análise ou de decomposição; reações de deslocamento ou de simples troca ou de substituição; reações de dupla troca ou de dupla substituição. 

108. Tipos de Agente Extintores Os agentes extintores, na prática, são utilizados por equipamentos e instalações de combate a incêndio, ou seja: extintores portáteis ou carretas; unidades estacionárias; viaturas; instalações fixas automáticas ou sob comando. O princípio de ação dos agentes é por processo físico ou químico e às vezes combinação dos dois. São armazenados nos equipamentos e instalações e utilizados nos estados sólidos, líquidos ou gasosos.

109. REAÇÃO DE SÍNTESE OU DE ADIÇÃO São aquelas em que dois ou mais substâncias originam um único produto. Podem ser representadas pela equação geral: a A + b B + ... → z Z

110. REAÇÃO DE ANÁLISE OU DE DECOMPOSIÇÃO     São aquelas em que uma única substância (reagente) origina dois ou mais produtos. O inverso da reação de síntese ou de adição.   z Z → a A + b B + ...

111. REAÇÃO DE SIMPLES TROCA OU DE DESLOCAMENTO OU DE SUBSTITUIÇÃO AB + C   → CB + A ( C deslocou A do composto AB ) CuSO 4 + Zn → ZnSO 4 + Cu ( Zn deslocou Cu do CuSO 4 ) Uma substância composta reage com um metal ou não metal originando uma nova substância simples. Seguem as equa ç ões gerais abaixo:

112. REAÇÃO DE DUPLA TROCA OU DE DUPLA SUBSTITUIÇÃO AB + CD   → AD + CB 2 HCl + Mg(OH) 2 → 2 H 2 O + MgCl 2 São rea ç ões que seguem a seguinte equa ç ão geral abaixo:

113. QUÍMICA 9ª aula

114. REAÇÃO DE OXIRREDUÇÃO OU REDOX     Para que uma reação de oxirredução ocorra, alguém deverá ter a tendência em ceder elétrons enquanto outro deve receber elétrons. Já vimos que os metais têm sempre a tendência em ceder elétrons, e os não metais a de receber elétrons.   As reações de oxirredução ou redox são aquelas em que há transferência de elétrons de um reagente para outro. A perda de elétrons é denominada de oxidação, o ganho de elétrons denominado de redução.

115. Resolva com o professor Zn (s) + 2H + (aq) → Zn +2 (aq) + H 2(g)                         perde 2 e - +2                                                                   +1 ganha 2 e -                          

116. MASSA ATÔMICA Consiste na massa do átomo medida em unidades de massa atômica. A massa atômica expressa quantas vezes o átomo considerado é maior que da massa de 12 C. Cuidado para não confundir massa atômica com número de massa. O número de massa é a soma do número de prótons e de nêutrons existente no átomo.    

117. Isótopo Massa atômica Constituição 24 Mg 23,98504 78,99 % 25 Mg 24,98584 10,00 % 26 Mg 25,98259 11,01 % A massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos. Vejamos como se calcula a massa atômica do elemento magnésio, que é constituído de três isótopos. MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO

118.   MOL E CONSTANTE DE AVOGADRO   Amedeo Avogadro (1776-1856) foi o primeiro cientista a conceber a ideia de que uma amostra de um elemento, com massa em gramas numericamente igual à sua massa atômica (MA), apresenta sempre o mesmo número de átomos (N).   Avogadro não conseguiu determinar o valor de N. Os esforços realizados ao longo do século XX obtiveram êxito na determinação desse número N, denominado posteriormente Número de Avogadro ou Constante de Avogadro, em homenagem ao cientista.

119. Segue a Dica   1 mol de alumínio (Al) contém 6,02 x 10 23 átomos de Al. 1 mol de cloro (Cl 2 ) contém 6,02 x 10 23 moléculas de Cl 2 . 1 mol de cloreto de sódio (NaCl) contém 6,02 x 10 23 íons Na + e 6,02 x 10 23 íons Cl - .

120. MASSA MOLAR    É a massa que contém 6,02 x 10 23 entidades representadas pela respectiva fórmula. Sua unidade é grama mol -1 (g/mol). platina (Pt) MA = 195 u   195 g → 6,02 . 10 23 átomos de Pt   ↓ ← 1 mol de átomo de Pt     ↓ massa molar (Pt) = 195 g/mol

121.     ESTEQUIOMETRIA O conceito de estequiometria dada pelo Novo Dicionário Aurélio Século XXI da língua portuguesa, define:   Parte da química em que se investigam as proporções dos elementos que se combinam ou dos compostos que reagem.   A palavra estequiometria deriva do grego stoicheia = partes mais simples e metreim = medida.

122. Para realizarmos os cálculos estequiométricos, devemos conhecer as proporções entre os elementos que reagem, com isso, a determinação das fórmulas e das equações químicas, permite conhecer a quantidade de reagente consumido e produto formado.     ESTEQUIOMETRIA

123. FÓRMULA PERCENTUAL   Também chamada de fórmula percentual em massa, indica a porcentagem (%), em massa, de cada elemento que constitui a substância. Uma forma para determinarmos a fórmula percentual de uma substância é a partir de sua fórmula molecular.

124. FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICA   É aquela que indica a menor proporção, em números inteiros de mol, entre os átomos dos elementos que constituem uma substância.   Para determinarmos a fórmula mínima devemos: 1º calcular o número de mol de átomos de cada elemento. 2º dividir os resultados pelo menor valor encontrado. 3º havendo número fracionário, multiplicar pelo menor valor possível obtendo um número inteiro.