Aula química do petróleo

Disciplina: Química do Petróleo

Carga horária da disciplina: 48 horas

Professor: Filipe Moreira

INFORMAÇÕES GERAIS

EMENTA:

1. Química Geral;2. Compostos de carbonos e ligações químicas;3. Compostos de carbono representativos;4. Introdução às reações orgânicas: ácidos e bases;5. Alcanos, Cicloalcanos: conformações das moléculas;6. Estereoquímica descritiva: moléculas quirais. 7. Alquenos e alquinos:

I. Propriedades e síntese. II. Reações de adição;

8. Reações de radicais;9. Haletos de alquila;10. Álcoois, éteres e epóxidos;11. Compostos organometálicos;12. Compostos aromáticos;13. Reações dos Compostos aromáticos;14. Fenóis;15. Aldeídos e Cetonas;16. Ácidos carboxílicos e seus derivados;17. Noções de Destilação, Extração.


COMPOSIÇÃO DA NOTA FINAL

5 Exercícios (Individuais) aplicados em sala de Aula, com peso 0,3.1 Prova (Individual) aplicada no final da disciplina, com peso 0,7.

Cálculo para a Nota Final:

1º Exercício (Valor: 10 pontos)x0,3 = Nota 12º Exercício (Valor: 10 pontos)x0,3 = Nota 23º Exercício (Valor: 10 pontos)x0,3 = Nota 34º Exercício (Valor: 10 pontos)x0,3 = Nota 45º Exercício (Valor: 10 pontos)x0,3 = Nota 5

Prova (Valor: 10 pontos)x0,7 = Nota 6

Nota Exercícios = (Nota 1 + Nota 2 + Nota 3 + Nota 4 + Nota 5 +Nota 6)


CONTEÚDO PROGRAMÁTICO

1º Exercício1. Química Geral.

2º Exercício

2. Compostos de carbono e ligações químicas;3. Compostos de carbono representativos;

I. Alcanos, Alcenos e Alcinos: conformações das moléculas;

II. Cicloalcanos, Cicloalcenos e Cicloalcinos;4. Introdução às reações orgânicas: ácidos e bases

I. Propriedades e síntese. II. Reações de adição.

3º Exercício5. Estereoquímica descritiva: moléculas quirais;6. Reações de radicais;7. Haletos de alquila;8. Álcoois, éteres e epóxidos;9. Compostos organometálicos;


CONTEÚDO PROGRAMÁTICO

4º Exercício10. Compostos aromáticos. 11. Reações dos Compostos aromáticos;12. Fenóis.

5º Exercício

13. Aldeídos e Cetonas;14. Ácidos carboxílicos e seus derivados;15. Noções de Destilação, Extração.

PROVA

RECUPERAÇÃO


1. QUÍMICA GERAL

MODELOS ATÔMICOS

INTRODUÇÃO À QUIMICA

Idade da Pedra

(6000 a.C.)

Idade do Bronzee do Ferro(3300 a.C)

Leucipo de Mileto & Demócrito(400 a.C.)

John Dalton(1766 – 1844)

> > >

Niels Bohr (1885-1962)

Rutherford (1871 -1937 )

Joseph John Thomson (1856 - 1940)

< < <

V

V

Werner Heisenberg(1901-1976)

1. QUÍMICA GERAL

MODELOS ATÔMICOS

MODELO DE DALTON


Os principais postulados da teoria de Dalton são:

1. “Toda matéria é composta por minúsculas partículas chamadas

átomos”. Ou seja, átomos são partículas muito pequenas, maciças e indivisíveis.

2. “Os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa e

apresentam as mesmas propriedades químicas”

3. “Átomos de elementos diferentes apresentam massa e propriedades

diferentes”. Ou seja, diferentes elementos são constituídos por diferentes tipos de

átomos.

1. QUÍMICA GERAL

MODELOS ATÔMICOS

MODELO DE DALTON


4. “Átomos são permanentes e indivisíveis e não podem ser criados, nem

destruídos”.

5. “As reações químicas comuns não passam de uma reorganização dos

átomos”. Ou seja, átomos são indestrutíveis e as reações químicas não passam de

reorganizações desses átomos.

6. “Os compostos são formados pela combinação de átomos de

elementos diferentes em proporções fixas”. Ou seja, em uma combinação química,

os átomos unem-se entre si em proporções variáveis, mas conservam suas

respectivas massas.

1. QUÍMICA GERAL

MODELOS ATÔMICOS

MODELO DE DALTON


1. QUÍMICA GERAL

MODELOS ATÔMICOS

MODELO DE THOMSON

Joseph John Thomson (1856 - 1940)

Em 1897, J.J. Thomson, baseando-se em alguns experimentos, propôs

um novo modelo atômico.Segundo Thomson, o átomo seria um aglomerado

composto de uma parte de partículas positivas pesadas (prótons) e de partículas

negativas (elétrons), mais leves.

Este modelo ficou conhecido como “pudim de passas".

1. QUÍMICA GERAL

MODELOS ATÔMICOS

MODELO DE RUTHERFORD

Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória das

partículas alfa (positivas) emitidas pelo elemento radioativo polônio, bombardeou

uma lâmina fina de ouro. Ele observou que a maioria das partículas

(alfa) atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória; porém,

algumas destas partículas sofriam desvio em sua trajetória; outras, em número muito

pequeno, batiam na lâmina e voltavam.

Rutherford concluiu que a lâmina de ouro não era constituída de átomos

maciços e propôs que um átomo seria constituído de um núcleo muito pequeno

carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por uma

região comparativamente grande onde estariam os elétrons em movimentos orbitais.

Essa região foi chamada de eletrosfera. Segundo o modelo de Rutherford, o

tamanho do átomo seria de 10 000 e 100 000 vezes maior que seu núcleo.


1. QUÍMICA GERAL

MODELOS ATÔMICOS


Conclui então que o átomo não é maciço nem indivisível e que seria

formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada

praticamente toda a sua massa. E 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.


1. QUÍMICA GERAL

MODELOS ATÔMICOS


Conclui então que o átomo não é maciço nem indivisível e que seria

formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada

praticamente toda a sua massa. E 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.


1. QUÍMICA GERAL

MODELOS ATÔMICOSMODELO DE BOHRMODELO DE RUTHERFORD-BOHR

Este modelo atômico complementa o de Rutherford e constitui o modelo

atualmente aceito. Nele são propostas maneiras dos elétrons se movimentarem em

torno do núcleo e a energia associada a esse movimento.

Bohr, baseando-se nos estudos feitos em relação ao espectro do átomo

de hidrogênio e na teoria proposta em 1900 por Planck (Teoria Quântica), segundo a

qual a energia não é emitida em forma contínua, mas em ”blocos”,

denominados quanta de energia.

Baseado nestas ideias, Bohr propôs os seguintes postulados:

1. Os elétrons, nos átomos, descrevem sempre órbitas circulares ao redor

do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.

2. Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia

(estados estacionários).

3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma determinada

quantidade de energia.


1. QUÍMICA GERAL

MODELOS ATÔMICOSMODELO DE BOHRMODELO DE RUTHERFORD-BOHR


4. Os elétrons podem saltar de um nível para outro mais externo, desde

que absorvam uma quantidade bem definida de energia (quantum de energia).

1. QUÍMICA GERAL

MODELOS ATÔMICOSMODELO DA MECÂNICA QUÂNTICAPRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEISENBERG

O “Princípio da Incerteza” é o termo utilizado para designar o estado de um

elétron. O nome é adequado, uma vez que é impossível saber a posição exata que um

elétron ocupa na eletrosfera de um átomo. Este princípio foi criado por Werner

Heisenberg em 1927 e transformou-se num enunciado da mecânica quântica.

A mecânica quântica surgiu da necessidade de explicar melhor a estrutura

atômica (por volta de 1900), já que as teorias existentes tornavam-se um tanto quanto

ultrapassadas. A nova teoria baseava-se em um modelo de átomo mais complexo e

matemático, e declarava que a matéria possuía propriedades associadas com ondas.

De acordo com o antigo modelo atômico proposto por Bohr, seria possível

saber a posição exata de um elétron. O modelo de mecânica quântica trabalha com a

probabilidade de onde se encontra este átomo, e, para isso, usa os orbitais (ou nuvens

de elétrons). Os orbitais são volumes do espaço onde provavelmente haja um elétron,

daí o termo “Princípio da Incerteza de Heisenberg”.

Werner Heisenberg(1901-1976)

1. QUÍMICA GERAL

CONCEITOS FUNDAMENTAISEXERCÍCIO DE FIXAÇÃO

1. QUÍMICA GERAL

CONCEITOS FUNDAMENTAIS

Por meio do modelo atômico de Rutherford, algumas características dos átomos passaram a

relacionar as cargas elétricas com suas partículas constituintes; sendo que os prótons são positivos; os

elétrons, negativos; e os nêutrons não apresentam carga.

Com base nessas informações, foram definidos alguns conceitos diretamente relacionados a

essas partículas, suas cargas e seus números, que servem para identificar os átomos, como o número

de massa (A) e o número atômico (Z).

1. QUÍMICA GERAL


Representado por (Z), é usado para indicar o número de prótons contidos dentro do

núcleo, esse número atômico caracteriza o átomo, ou seja, não é possível a existência de dois átomos

diferentes com o mesmo número atômico.

Por exemplo:

11Na ; 17Cl ; 12Mg

ATENÇÃO!

Um átomo neutro apresenta número de prótons igual ao número de elétrons.

11Na

17Cl

NÚMERO ATÔMICO

11 elétrons11 prótons

17 elétrons17 prótons

1. QUÍMICA GERAL


Para descobrir o número de massa (A) de um átomo, é necessário somar o número de

prótons e nêutrons.

A = N(nêutrons) + Z(prótons)

Por exemplo:

16O ; 40Ca; 127I

ATENÇÃO!

Um átomo não apresenta, necessariamente, número de prótons igual ao número de

nêutrons.

NÚMERO DE MASSA

8 prótons8 nêutrons

53 prótons74 nêutrons

16O 127I

1. QUÍMICA GERAL


A soma dos prótons, elétrons e nêutrons do átomo 2x – 2Q4x , que possui

22 nêutrons, é igual a:

a) 62

b) 58

c) 74

d) 42

e) 92

1. QUÍMICA GERAL

CONCEITOS FUNDAMENTAISELEMENTO QUÍMICO

Elemento químico é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico.

1. QUÍMICA GERAL

CONCEITOS FUNDAMENTAISTABELA PERIÓDICA

1. QUÍMICA GERAL


FAMÍLIAS

PERÍODOS

1. QUÍMICA GERAL


1. QUÍMICA GERAL

LIGAÇÕES QUÍMICASCONCEITOS FUNDAMENTAIS

São as ligações existentes entre os átomos para que seja formada a matéria (substância),

isto porque os átomos não existem isolados na natureza.

Os átomos são estruturas instáveis e para se tornarem estáveis eles se ligam um ao outro em

busca de uma maior estabilidade, espontaneamente.

1. QUÍMICA GERAL


Mas como acontece esta estabilidade e porquê?!

Regra do Octeto: completar 8 elétrons na Camada de Valência Regra do Dueto: completar 2 elétrons na Camada de Valência

1. QUÍMICA GERAL


Diagrama de Linus Pauling ou Diagrama de Pauling, foi criado por um Químico norte

americano, Linus Pauling, inicialmente serve para auxiliar na distribuição dos elétrons

pelos subníveis da eletrosfera.

1. QUÍMICA GERAL

LIGAÇÕES QUÍMICASDISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA


1. QUÍMICA GERAL

LIGAÇÕES QUÍMICASDISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA


1. QUÍMICA GERAL


Esquematizar a configuração eletrônica dos seguintes elementos:

8O

11Na

19K

25Mn

32Ge

1. QUÍMICA GERAL


1. Iônica ou Eletrovalente: Metais + Não-metais

2. Covalente ou Molecular: Hidrogênio, Não-metais e Semimetais

3. Metálica: Metal + Metal

1. QUÍMICA GERAL

LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES IÔNICAS


METAL + NÃO-METAL LIGAÇÃO IÔNICA

METAL + SEMIMETAL LIGAÇÃO IÔNICA

METAL + HIDROGÊNIO LIGAÇÃO IÔNICA

1. QUÍMICA GERAL



A B

Tendência Ceder elétrons Receber elétrons

Classificação MetaisNão-metalSemimetalHidrogênio

Interação Cátions Ânions

e-

atração eletrostática

11Na

p= 11+n = 12 e = 11 (-)

11Na +

p= 11+n = 12 e = 10 (-)

1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s1 1s2 ) 2s2 2p6

17Cl

p= 17+n = 18 e = 17 (-)

17Cl -

p= 17+n = 18 e = 18 (-)

1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s2 3p5 1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s2 3p6

Obedecendo a REGRA DO OCTETO, após o estabelecimento da ligação

química, as últimas camadas passam a “abrigar”

8 elétrons.

1. QUÍMICA GERAL



11Na

p= 11+n = 12 e = 11 (-)

11Na +

p= 11+n = 12 e = 10 (-)

1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s1 1s2 ) 2s2 2p6

17Cl

p= 17+n = 18 e = 17 (-)

17Cl -

p= 17+n = 18 e = 18 (-)

1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s2 3p5 1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s2 3p6

Na+ + Cl- NaCl

cátion ânion

1. QUÍMICA GERAL



METAL

NÃO-METAL

1. QUÍMICA GERAL


Como ficaria a ligação iônica existente entre os átomos de:

a. Potássio e Cloro

b. Cálcio e Cloro

c. Magnésio e Cloro

1. QUÍMICA GERAL

LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES COVALENTES


NÃO-METAL + NÃO-METAL LIGAÇÃO COVALENTE

NÃO-METAL + HIDROGÊNIO LIGAÇÃO COVALENTE

HIDROGÊNIO + HIDROGÊNIO LIGAÇÃO COVALENTE

Na ligação covalente é ocorre um compartilhamento de elétrons, e não uma troca definitiva.

1. QUÍMICA GERAL



A B

Tendência Receber elétrons Receber elétrons

ClassificaçãoNão-metalSemimetalHidrogênio

Não-metalSemimetalHidrogênio

Par de elétrons

1. QUÍMICA GERAL



1. QUÍMICA GERAL


Como ficaria a ligação covalente existente entre os átomos de:

a. Bromo e Bromo

b. Carbono e Hidrogênio

c. Carbono e Oxigênio

d. Nitrogênio e Hidrogênio

1. QUÍMICA GERAL

LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES METÁLICAS


METAL + METAL LIGAÇÃO IÔNICA

Na ligação metálica não ocorre nem compartilhamento, nem troca definitiva de elétrons.

Ocorre a formação de uma “nuvem eletrônica”.

1. QUÍMICA GERAL

FUNÇÕES INORGÂNICASCONCEITOS FUNDAMENTAIS

Com a descoberta de milhares de substâncias inorgânicas, os cientistas começaram a observar

que alguns desses compostos podiam ser agrupados em famílias com propriedades semelhantes.

Esses grupos são chamados de FUNÇÕES.

ÁCIDOS

BASES

SAIS

ÓXIDOS

1. QUÍMICA GERAL

FUNÇÕES INORGÂNICASÁCIDOS


Ácidos: São compostos covalentes que reagem com água (sofrem ionização),

formando soluções que apresentam como único cátion o H+).

Exemplos:

H2SO4

2H+ + SO4-

H3PO4

3H+ + PO4-

HCl

H+ + Cl-

Oxiácidos

Hidrácidos

Oxiácidos

1. QUÍMICA GERAL

FUNÇÕES INORGÂNICASBASES


Bases: São compostos capazes de se dissociar na água liberando íons,

mesmo em pequena porcentagem, dos quais o único ânion é a hidroxila, OH-.

Exemplos:

NaOH

Na+ + OH-

Ca(OH)2

Ca+ + 2(OH-)

AlOH3

Al3+ + 3(OH-)

1. QUÍMICA GERAL

FUNÇÕES INORGÂNICASSAIS


Sais: São compostos capazes de se dissociar na água liberando íons, mesmo

em pequena porcentagem, dos quais pelo menos um cátion é diferente de H+ e pelo

menos um ânion é diferente de OH-.

Exemplos:

NaCl

Na+ + Cl-

Ca(NO3)2 Ca2+

+ 2(NO3)-

(NH4)3PO4

3(NH4)+ + (PO4) 3-

1. QUÍMICA GERAL

FUNÇÕES INORGÂNICASÓXIDOS


Óxidos: São compostos binários (formados por apenas dois elementos

químicos), dos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

Exemplos:

CO2, SO2, SO3, P2O5, Cl2O6, NO2, N2O4,

Na2O, etc.

Principais óxidos:

Óxidos básicos:Óxido de cálcio (CaO) e Óxido de magnésio (MgO).

Óxidos ácidos:Dióxido de carbono (CO2);

Peróxido:Peróxido de Hidrogênio(H2O2).

2. COMPOSTOS DE CARBONOS E LIGAÇÕES QUÍMICAS

CARBONO

Diante do que já foi visto, o que podemos inferir a respeito desta imagem?


CARBONO

A Química Orgânica é o ramo da química que se ocupa exclusivamente do

estudo do carbono e de seus compostos, isto não quer dizer que não existam

compostos carbônicos inorgânicos.

Como identificar se uma molécula que contém o átomo de Carbono, trata-se de um composto orgânico ou inorgânico?



Quais das moléculas abaixo são orgânicas?

AB

C

D

E

F

3. COMPOSTOS DE CARBONO REPRESENTATIVOS

Hidrocarbonetos são compostos orgânicos formados exclusivamente por carbono e hidrogênio.

HIDROCARBONETOS

Hidrocarbonetos

Alifáticos/Acíclicos/Cadeia aberta

Cíclicos/Cadeia fechada

Alcanos;

Alcenos;

Alcinos.

Cicloalcanos ou Ciclanos;

Cicloalcenos ou Ciclenos;

Cicloalcinos ou Ciclinos;

Aromáticos.


HIDROCARBONETOSALCANOS ou PARAFINAS

Alcanos são hidrocarbonetos alifáticos (cadeia aberta), saturados, isto é,

apenas com ligações covalentes simples (C─C) entre seus átomos de carbono.

Fórmula geral:CnH2n+2

onde n é o número de átomos de carbono na molécula.

Exemplo: Butano (C4H10)

H3C─CH2─CH2─CH3


HIDROCARBONETOSALCENOS ou OLEFINAS

Alcenos são os hidrocarbonetos alifáticos insaturados, isto é, que apresentam

uma ligação covalente dupla (C═C) entre seus átomos de carbono.

Fórmula geral:CnH2n


Exemplo: 1-buteno (C4H8)

H2C═CH─CH2─CH3


HIDROCARBONETOSALCINOS ou ACETILENOS

Alcinos são os hidrocarbonetos alifáticos insaturados, isto é, que apresentam

uma ligação covalente tripla entre átomos de carbono sem que a sequência de carbonos

forme um ciclo.

Fórmula geral:CnH2n-2


Exemplo: Propino (C3H4)


HIDROCARBONETOSCICLOALCANOS ou NAFTÊNICOS

Cicloalcanos, também denominados ciclanos, cicloparafinas ou, ainda,

hidrocarbonetos naftênicos, são hidrocarbonetos cíclicos, isto é, de cadeia fechada, que

possuem apenas ligações simples entre seus carbonos. Sua nomenclatura é similar à dos

alcanos, porém, com a adição da palavra “ciclo” no início.

Exemplos:

Ciclopropano Ciclobutano Ciclopentano Cicloexano


HIDROCARBONETOSCICLOALCENOS

Cicloalcenos, também denominados ciclenos, são hidrocarbonetos cíclicos, isto

é, de cadeia fechada, que possuem ligações duplas entre seus carbonos. Sua

nomenclatura é similar à dos alcenos, porém, com a adição da palavra “ciclo” no início.

Exemplos:


HIDROCARBONETOSCICLOALCINOS

Cicloalcinos, também denominados ciclinos, são hidrocarbonetos cíclicos, isto

é, de cadeia fechada, que possuem apenas uma ligação tripla entre seus carbonos. Sua

nomenclatura é similar à dos alcinos, porém, com a adição da palavra “ciclo” no início.

Exemplos:

4. INTRODUÇÃO ÀS REAÇÕES ORGÂNICAS: ÁCIDOS E BASES

REAÇÕES ORGÂNICASÁCIDOS E BASES

Go prepare!

5. ESTEREOQUÍMICA DESCRITIVA

ESTEREOQUÍMICA DESCRITIVAMOLÉCULAS QUIRAIS

Science

Aula química do petróleo