Química geral

Prof. Marcelo Assunção de Argolo Prof. Marcelo Assunção de Argolo MendesMendes

Farmacêutico- BioquímicoFarmacêutico- BioquímicoUFOP – Universidade Federal de Ouro UFOP – Universidade Federal de Ouro

PretoPretoMBA Executivo – Fundação Getúlio MBA Executivo – Fundação Getúlio

Vargas (FGV)Vargas (FGV)

Química Geral

1º UNIDADE Estrutura Atômica I. Prótons, Nêutrons e Elétrons II. Estrutura Eletrônica III. Tabela Periódica e

Eletronegatividade Ligações Químicas I. Ligações Metálicas II. Ligações Iônicas e Formação de Íons III. Ligações Covalentes e Polaridade

da ligação Funções Inorgânicas I. Ácidos e Bases II. Sais e Óxidos III. Compostos Inorgânicos Moleculares

2º UNIDADE Reações Químicas I. Equações Químicas e Reações

Químicas. II. Números de Oxidação III. Balanceamento Químico por

Tentativa ou Redox IV. Mol e Massa Molar Soluções I. Classificação de Misturas II. Polaridade dos Compostos e

Solubilidade III. Unidades de Concentração de

Soluções IV. Diluição e Titulação

3º UNIDADE Equilíbrio Químico I. Equilíbrios químicos Homogêneos e Heterogêneos. II. Equilíbrio de Soluções: ácido-base III. Equilíbrio de Soluções: solubilidade IV. Equilíbrio dos Íons Complexos

Química Geral

Matéria - tudo que tem massa e ocupa espaço.

Massa – é uma medida direta da quantidade de matéria do objeto (g, kg, mg, t)

Volume – é a matéria expressa em quanto espaço que ela ocupa.

Densidade - d = m/V

Noções Elementares da Química

Unidades de medidas no sistema métrico decimal.

Múltiplos e Submúltiplos

Física : não modificam a identidade da

substância. A composição química.

Química: pelo menos uma substância, o reagente, é transformada em uma nova substância, o produto.

Transformações da Matéria

1ª Lei da conservação das massas:

“ Nada se cria, tudo se transforma.” Durante uma transformação química não é mensurável o ganho ou a perda de massa.

2ª Lei das proporções definidas: Cada componente de um composto tem sua

composição em massa, definida e caractéristica.

As Leis da Química/Física

Conjunto de átomos com as mesmas

propriedades químicas constitui um elemento químico. Ex.: Ferro(Fe), Manganês (Mn),

Elementos e compostos

Substância pura é aquela formada

exclusivamente por partículas (moléculas ou átomos quimicamente iguais)

Possuem composições características e definida e com um conjunto definido de propriedades.

As substâncias puras podem ser: ferro, água.

Substância Pura

Homogêneas: não apresentam fases

(soluções);

Heterogênea: apresenta fases (suspensão).

Misturas

O átomo tem um núcleo com cargas positivas

e neutras e em torno dele, na eletrosfera, as cargas negativas.

Átomo moderno: a quantidade de energia pode ser descrita em termos orbitais, estes orbitais são agrupadas em subníveis de energia (s, p, d e f) que são por sua vez agrupados em camadas de energia ( k, L, M, N, O, P e Q). Cada orbital pode conter no máximo 2 elétrons com spins antiparalelos.

Estrutura Atômica

S – 1 orbital 2 elétrons;

P – 3 orbitais 6 elétrons;

D – 5 orbitais 10 elétrons;

F – 7 orbitais 14 elétrons.

Distribuição eletrônica

Camadas e orbitais

A representação das camadas, número de orbitais e subníveis pode ser esquematizado

dessa forma:

Estabilidade Eletrônica : regra do octeto

Abaixamento de energia: teoria dos orbitais moleculares;

Teoria da ligação de valência.

LIGAÇÕES QUÍMICAS

Ligações Metálicas – (eletroafinidade)

Sobreposição de orbitais entre os átomos – elétrons “livres” – cátions mergulhados em um mar de elétrons.

Ex.: Fe-Fe

Ligações Químicas

Ligações Iônicas

Compostos Iônicos - iôns + (cátion) e iôns – (ãnio)

Eletroafinidade; Eletronegatividade; Atração Eletrostática; Ocorre entre metais e não metais. Ex.: NaCl


Ligações Covalentes

Compartilhamento de par de elétrons Ocorre entre elementos não metálicos Tendem a completar seus octetos (regra do octeto).

Eletronegatividade – diferença < 2 – covalente. Ex.: Cl – 3 E = 3 -2,2 = 0,8 (covalente).

H – 2,2


Ligações covalentes

Covalente normal – 2e/1 de cada átomo; (NH3)

Covalente coordenada – 2e de apenas um átomo. (O3)

Ocorrem entre não metais e não metais. Ex.: C- C - H


Polaridade das ligações

Ex.: H – H ( apolares); H – O – H (polar).


É a organização espacial dos núcleos dos

átomos que constituem à molecula.

Como prever a geometria de uma molécula?

Resp.: modelo de repulsão dos pares de eletrôns da camada de valência.

Geometria Molecular

Passo a passo: 1º Passo: Escreva a formula eletrônica e conte

quantos “numeros estéricos” existem ao redor do átomo central.

2º Passo: Escolha a disposição geométrica que distribua os números estéricos, assegurando a máxima distância entre eles.

Geometria Molecular

N° estérico 2 3 4Distribuição reta triangulo equilátero tetraédrico

Ângulo de ligação 180° 120° 109°28'

3º Passo: Considere apenas átomos unidos ao

átomo central, e ignore os pares de elétrons não usados em ligações.

Geometria Molecular

1) Determine o número estéricos, a geometria

molecular e a polaridade dos compostos abaixo: a) HBr b) CCl4 c)CH3CL d) H2S e) SiO2 f) HNO2

2) Por que o ponto de ebulição da água é maior que o ponto de ebulição do HCl?

Forças intermoleculares

Exercícios

Não chega ser uma ligação coordenada, mas não

é entre os polos, mas par de e com outro polo.

F>O>N par de e deslocam o polo; raio atômico pequeno;

eletronegatividade acentuada.

Ex.: H2O e HCl

Ligação de Hidrogênio

Nuvens eletrônicas concentrada em um determinado

momento, induz o da outra molécula.

Apolar: menor a cadeia, tendência ao estado gasoso.

Moléculas por estarem próximas, a nuvem eletrônica - de uma repele a da outra formando pólos.

Ex. : CH4 ........CH4

Dipolo Induzido

Ácidos; Bases; Sal; Óxido; Compostos inorgânicos moleculares.

Funções Inorgânicas

Ácidos: substâncias que em meio aquoso libera íons H+

(aq)

Ex.: HCl

Bases:substânicias que em meio aquoso libera íons OH-

(aq)

Ex.: NaOH

Teoria Arrhenius

Ácidos: são compostos que tendem a doar prótons.

Ex.: NH3 + H2O NH4+ + OH-

Bases: são compostos que tendem a receber prótons

Ex.: NH3 + H3O+ NH4+ + H2O

Teoria de Bronsted-Sowry

pH = - log [ H3O+]

HCl + H2O Cl –(aq) + H3O+

(aq)

Ex.: pH = 2 então 2 = - log [ H3O+] log -2 = [ H3O+] 10-2 = [ H3O+] [ H3O+] = 0,01 mol/L

Potencial de H+

Azul de Bromotimol

Ácido – amarelo Básico – azul

Fenolftaleina Ácido – incolor Básico – rosa

Obs.: Ionização dos ácidos fortes é irreversível. Já os ácidos fracos são reversíveis.

Indicadores de Meios

Hidrácidos

Ácido + raiz do nome do ânion+ sufixo ídrico Ex.: HCl – Ácido Clorídrico

Oxoácidos São denominados pelo uso da palavra ácido

seguido da raiz do nome do ânion e os sufixos OSO ou ICO.

Nomenclatura dos Ácidos

Oxoácidos

São denominados pelo uso da palavra ácido seguido da raiz do nome do ânion e os sufixos OSO ou ICO.

Depende do Estado de Oxidação do elemento central

Ex.: HNO3 - N = carga + 5 - ácido nítrico HNO2 - N = carga + 3 - ácido nitroso

Nomenclatura dos Ácidos

Exceto o Fluor elemento mais eletronegativo

Todos os demais (Cl, Br, I, As) possuirão 4 diferentes nóx.

Ex.: HClO - Ácido hipocloroso HClO2 – Ácido cloroso HClO3 – Ácido clórico HClO4 – Ácido perclórico

Família 7A

É um produto da reação de neutralização

entre um ácido e uma base.

Nome do ânion (ácido) + nome do cátion (base)

Ex.: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCL(aq) + H2O

Sais

Exemplos:

HI + KOH

H2S + Ca(OH)2

HBr + NaOH

Sais

Oxoácidos Sufixo ânion sufixo Oso ito CaSO3

Ico ato CaSO4

NaClO – NaClO2 – NaClO3 – NaClO4 – FeCl2 – FeCl3 -

Ânions derivados de Oxoácidos

CrCl3 . 6H2O - Cloreto de CromoIII

hexahidratado

Sais Hidratados

Substâncias formadas pelo oxigênio e um outro

elemento que não seja o flúor.

Óxidos Neutros: são óxidos que em meio aquoso não reagem com água, não formando compostos nem ácidos e nem básicos. Ex.: CO, NO, N2O

Óxidos Ácidos: são óxidos que reagem com a água formando compostos de caráter ácido. São moleculares.

Óxidos

Óxidos Básicos: óxidos iônicos, reagem com a água

formando uma base.

Óxidos Anfóteros: apresentam caráter ácido ou basico que ao reagirem com água formarão substâncias ácidas ou básicas. (Berílio até o polônio).

Sais e Óxidos com metais da familia 1ª, 2ª e o Al em sua nomeclatura não recebem algarismo romano indicando o estado de oxidação do metal.

Óxidos

O que leva compostos a reagirem entre si?

Leis da Termodinâmica

Depende da reatividade

Propriedades: Eletronegatividade Potencial de Oxi-redução

Reações Químicas

“As reações em sua maioria ocorre no meio

aquoso”. Pg . 563 - Russel - volume 01.

Fatores que influencia as reações;

Temperatura; Pressão; Área de contato.

Reações Químicas

Equação Química

Ex.: NaOH(aq) + HCl(aq) H2O(aq) + NaCl(aq)

Balanceamento Químico

C8H18(l) + 25/2 O2(g) CO2(g) + 9 H2O(l)

Reações Químicas

Símbolos utilizados:

(aq) – meio aquoso (s) – estado sólido (vap) – estado de vapor (g) – estado gasoso (l) – estado líquido - sentido da reação

Reações Químicas

Pesquisar compostos utilizados por

agrônomos

Defensivos agrícolas; Adubos inorgânicos; Reaproveita mento de resíduos agrícolas.

Trabalho

Tipos de reações (Inorgânicas)

1) Reação de neutralização ( dupla troca) Ex.: acido neutralizando uma base

2) Reação de síntese – dois ou mais compostos reagindo formando um único composto. Ex.: SO2(g) + H2O(l) H2SO3(aq)

Reações Químicas

3)Reação de decomposição:

CaCO3 (s) Δ→ CO2(g) + CaO (s)

4)Reação de deslocamento (envolvendo metais) Zn (s) + CuSO4 (aq) Cu (s) + ZnSO4 (aq) Porque o Zn desloca o Cu??? Obs.: Metais Alcalinos e Alcalinos terrosos reagem fortemente

com a água, produzindo gás hidrogênio e muito calor ( magnésio) em temperatura ambiente.

Reações Químicas

5) Reação de deslocamento (metais com água) Obs.: Metais Alcalinos e Alcalinos terrosos reagem fortemente

com a água, produzindo gás hidrogênio e muito calor ( magnésio) em temperatura ambiente.

Na(s) + H2O 2NaOH(aq) + H2(g)

6) Reação de deslocamento (metais com o ácido)

Fe(s) + 2HCl(aq) FeCl2(aq) + H2(g)

Reações Químicas

7) Reações de deslocamento (envolvendo não-

metais)

Cl2(g) + NaBr (s) Br2(g) + NaCl(s)

8) Reações de dupla-troca

NH4OH(aq) + CuSO4(aq) Cu(OH)2(s) + (NH4)2SO4(aq)

Ocorre desprendimento de gás ou formação de precipitado.

Reações Químicas

Pesquisar sobre os tipos de soluções nas quais

as substâncias são utilizadas – veículos.

Pesquisar quais tipos de reações químicas ocorrem no uso do composto utilizado.

Trabalho

Massa atômica: corresponde a massa de um

átomo.

Ex.: C = 12u x 6,02 x1023 ( 1 mol) = 12g C

Massa molecular: corresponde a massa de um conjunto de átomos.

Ex.: H2O : 18u x 6,02x1023 moléculas (1 mol) 18g

Massa Atômica e Massa Molecular

Mol : unidade que mede a quantidade de matéria.

N = m (g) -- massa em gramas MM -- massa molar g/mol

Massa Molar: é a massa correspondente á 1 mol de átomos, íons, compostos iônicos ou moléculas.

Constante de Avogadro : 6,02 x 1023 átomos, moléculas

Mol e Massa Molar

Calcule o numero de mols:

a) 60g de carbono – 5 mols

b) 120g de Oxigênio – 7,5 mols

c) 1kg de Ferro – 17,90 mols

Exemplos

Gás – é definido como uma substância que se

expande espontaneamente para preencher completamente seu recipiente de maneira uniforme.

Em temperatura ambiente, encontram-se no ponto crítico (temperatura crítica + pressão não tem estado definido) fase indefinida.

Gases

Pressão:

S.I. Pa = 1N/m2 e 1 atm = 1,01325 x105 Pa

Choque entre as moléculas do gás no recipiente em que está contido com sua parede.

1atm = 760 mmHg 1mmHg – 1,33322 x102 Pa

Variáveis

Volume : S.I. - m3 1000L

dm3 1 L cm3 1 mL

Temperatura: S.I. – Kelvin – K

Tk = T°C + 273,15

Variáveis

À temperatura e N (numero de moles) constante,

o volume ocupado por um gás é inversamente proporcional a sua pressão.

P1V1 = P2V2

Portanto se a relação VxP é uma constante, em um sistema onde o gás (T e N constantes) sofre uma variação de pressão ou volume.

Lei de Boyle

O volume de uma quantidade fixa de gás sob

pressão constante varia linearmente com a temperatura.

V é inversamente proporcional a temperatura.

T α V e também a pressão

Lei de Charles

Água + terra – as partículas em suspensão

formam uma dispersão.

Dispersões são sistemas nos quais uma substância esta disseminada sob a forma de pequenas particulas em uma segunda substância.

A 1ª substância chama-se: disperso ou fase dispersa.

A 2ª substância chama-se: dispersante, dispergente e fase de dispersão.

Dispersões

Nome da Dispersão

das partículas dispersas

Visibilidade da partícula

Separação por filtração física

Soluções Verdadeiras

0 a 1 nm Não visíveis (homogêneos)

Não é possível separar

Soluções coloidais

1 a 1000 nm Ultramicroscópio (heterogêneo)

Ultrafiltração

Suspenção > 1000 nm Microscópio comum (heterogêneo)

Filtração comum

Classificação das Dispersões

Misturas homogêneas: soluto + solvente

Solvente: é a substância que dissolve; esta em maior quantidade, mantêm o seu estado físico. ( fase dispersante)

Soluto: substância dissolvida, está em menor quantidade em solução apresenta o estado físico do solvente.

Soluções

Forças intermoleculares;

líquido/sólido Coeficiente de solubilidade;

Obs.: Os gases são, em geral, pouco solúveis em líquidos. A solubilidade depende da pressão e da temperatura.

Solvente polar dissolve soluto polar.

Mecanismos de Dissolução

Porcentagem em massa (m/m) – é a

quantidade de solução expressa como uma porcentagem da massa total.

Unidade: g/g

%A = massa de A x 100

massa de A + massa de B

Unidades de Concentração

Ex.: Qual % NH3 quando 4,5g de NH3

(amônia) são dissolvidos em 3,3 x102 g de água.

%NH3 = 4,5 g % NH3 = 1,34% 4,5g + 330g

Porcentagem em volume (V/V) – é a

quantidade de uma solução expressa como uma porcentagem do volume total.

Unidade: mL/mL

%A = volume de A x 100

volume de A + volume de B


Ex.: Qual é a percentagem de etanol em

volume? Quando 27mL de etanol são dissolvidos em 150 mL de água.

%etanol = V de etanol x 100

V de etanol + V de água

% etanol = (27 mL/ 177mL ) x 100 = 15%

Porcentagem de massa- volume (m/v) –

quantidade de uma solução expressa como uma porcentagem da massa do soluto pelo volume da solução.

Unidade: g/ mL

%A = massa de A (g) x 100

volume da solução (L)


Ex.: Qual é a porcentagem de cloreto de sódio

(NaCl) na solução? Quando 27g de NaCl são dissolvidos em água para formar uma solução de 250 mL.

% soluto = 27g de NaCl x 100 = 10,8 % g/mL

250 mL de solução

É a quantidade de uma solução expressa

como uma quantidade da massa do soluto dissolvida em certo volume da solução.

C = m (g) v (L)

Ex.: C = 27g de NaCl / 0,25 L de solução = 108g/L

Concentração Comum ( g/L)

d = m ( massa da solução) Unidade:

g/mL v ( volume final da solução)

Ex.: d = 250g de água + 27g de NaCl 260 mL ( volume final)

Densidade

É a razão do numero de mols do soluto pelo

volume total da solução.

M = n (mol) = m (g) V (L) MM (g/mol) V (L)

Concentração Molar

Ex.: 3,3 g de etanol (C2H5OH) são dissolvidos

em água suficientes para preparar 150 mL de solução.

M = 3,3 g = 3,3 = 0,4783 mol/L

46g/mol . 0,15L 6,9

Solução Insaturada – ainda não atingiu o

ponto de solubilidade do soluto, não atingiu o equilíbrio químico.

Q < K

Q = [Cl] [Na] [ NaCl]

Equilíbrio de Solubilidade

Solução saturada

Q = K - atingiu o equilibrio

Metaestável – solução supersaturada

Solução supersaturada Q > K

Equilíbrio de Solubilidade

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