universidade do estado de santa catarina departamento de … · 2011-08-28 · propriedades e a...
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Introdução à Química
Profº Dr. Edmar Martendal
Universidade do Estado de Santa Catarina
Departamento de Química
QGE0001 - Química Geral
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Química É a ciência que estuda as
propriedades e a composição da matéria, bem
como as transformações que esta pode sofrer.
Matéria: Qualquer coisa que tem massa e
ocupa lugar no espaço.
Química é uma ciência muito abrangente!
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Ramos da Química
-Química Orgânica: estuda os compostos de carbono;
-Química inorgânica: estuda os demais elementos e seus
compostos;
-Físico-química: estuda os princípios da química
-Química Analítica: estuda as técnicas de identificação e
quantificação de espécies químicas em amostras;
-Bioquímica: estuda os compostos químicos e suas
reações/processos em sistemas vivos;
-Química teórica: estuda a estrutura molecular e suas
propriedades em função de modelos matemáticos;
-Química medicinal: aplica conceitos químicos no
desenvolvimento de fármacos;
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Ramos da Química
-Química biológica: aplicação de princípios químicos em
estruturas e processos biológicos;
-Biologia molecular: aplicação de conceitos químicos ao
estudo de genes e proteínas relacionados a funções
biológicas e diversidade biológica;
-Engenharia química: estuda e projeta processos
químicos industriais, incluindo construção de plantas
industriais e sua operação;
-Ciência dos materiais: estudo da estrutura química na
composição/propriedades dos materiais macroscópicos
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Química em três níveis....
-Macroscópico: transformações visíveis da
matéria;
-Nível microscópico: transformações que não
podemos ver diretamente: interpretação em
termos do rearranjo atômico
-Nível simbólico: descrição dos fenômenos
químicos através de símbolos e equações
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Química: a ciência da Matéria
- Matéria: tudo aquilo que possui massa e ocupa
lugar no espaço: elementos, compostos e misturas
Apresentam-se em três estados físicos:
a)Sólido: forma rígida;
b)Líquido: forma fluida, toma a forma do recipiente
que o contém (max. área superf.)
c) Gás: forma fluida, mas ocupa todo volume do
recipiente que o contém (max. Vol.)
Vapor: forma gasosa de uma substância que
geralmente é sólida ou líquida
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Matéria e energia
Forças de interação entre as partículas:
Sólido>líquido>gás
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Matéria: Propriedades físicas e químicas
O que distingue (diferencia) uma porção de
matéria de outra são suas propriedades
físicas e químicas
- Propriedades físicas: características que
podemos medir ou observar sem mudar a
identidade da amostra
Ex: massa, volume, densidade, viscosidade,
índice de refração, ponto de ebulição, ponto
de fusão, cor, turbidez, condutividade
térmica, elétrica, etc...
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Matéria: Propriedades físicas e químicas
- Propriedades químicas: refere-se à
capacidade de uma substância de se
transformar em outra. Intimamente ligada à
reatividade.
Ex: o metal Au reage com uma mistura de
HNO3 e HCl, mas não reage com nenhum
dos dois ácidos separadamente.
- Zn reage com HCl e produz H2(g).
- Zn2+ não reage com HCl
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Matéria: Propriedades físicas e químicas
Ex:
- Sais de Fe3+ são insolúveis em pH na faixa
de 3-10, mas são solúveis em pHs mais
baixos ou mais altos
- Fenol é nitrado muito mais rapidamente do
que o benzeno.
- Ácido perclórico está totalmente ionizado
em água;
- Amônia está parcialmente ionizada em água
- Etc, etc...`
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Energia
Reações químicas acontecem com liberação ou
absorção de energia para ou do meio...
Energia é uma medida da capacidade de
realizar trabalho (1 J = 1 kg m2 s-2)
- Energia cinética: energia de um corpo de
massa m devido à sua velocidade v:
E = 1 m v2
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Energia
A temperatura de um corpo é uma medida da
energia cinética média de suas partículas
formadoras:
Temperatura afeta velocidade
Velocidade afeta energia cinética
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Energia
- Energia potencial: é uma função da posição
do corpo em um dado campo de força:
a)Quando o campo de força é gravitacional:
Ep = mgh
b)Quando o campo de força é devido à força de
atração Coulombica:
Ep = q1q2
4Пεor
Energia total de um corpo é conservada=
Etotal = Ec + Ep
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Energia
- Energia total de um corpo de massa m:
E = mc2
Conversão total de massa em energia!
- Energia eletromagnética: energia de uma
onda com comprimento de onda λ:
E = hc
λ
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Elementos e átomos
Toda a complexidade da matéria que nos
rodeia é constituída de pouco mais de 100
elementos químicos
Átomo: do grego “não-divisível”
Pode ser considerado como a menor partícula
obtida após sucessivas divisões de uma
porção da matéria.
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Hipótese atômica de Dalton (1776-1844)
Experimentos medindo a relação entre as
massas dos elementos que se combinam
formando compostos
1) Todos os átomos de um dado elemento químico são
idênticos;
2) Os átomos de diferentes elementos têm massas
diferentes;
3) Um compostos tem uma combinação bem definida de
átomos de mais de um elemento;
4) Em uma reação química, os átomos não podem ser
criados nem destruídos, apenas recombinam-se.
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Hipótese atômica de Dalton (1776-1844)
Modelo de Dalton: átomos seriam esferas
perfeitas, como uma única composição
Hoje sabe-se, contudo, que os átomos são
constituídos de partículas sub-atômicas:
prótons, nêutrons e elétrons.
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Partículas sub-atômicas
Experimentos realizados por Thomson
(1856-1940) e Millikan (1868-1953) permitiram
a descoberta do elétron, assim como sua
carga e massa:
e = -1,602 x 10-19 C
me = 9,109 x 10-31 kg
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Experimentos de Thomson e Millikan
Relação carga/massa do e
massa do e-
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Modelo atômico de Thomson
Descoberto o elétron e sabendo da
eletroneutralidade do átomo, onde estariam
as cargas positivas?
Thomson propôs um modelo atômico como
uma bola de material gelatinoso com carga
positiva e os elétrons suspensos nesta, tal
como passas em um pudim!
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Modelo atômico de Thomson
Pudim de passas
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Modelo atômico de Rutherford (1871-1937)
Borbardeamento de uma fina camada de Pt
(Au) com partículas α positivas que eram
emitidas do elemento Radônio
Resultado: 1 em 20000 partículas emitidas
sofria uma deflexão grande (>90º)
O restante passava pela folha de platina sem
sofrer qualquer deflexão.
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Modelo atômico de Rutherford (1871-1937)
Resultado diferente do esperado para um
modelo segundo Thomson, para o qual se
esperava deflexão para todas as partículas.
Rutherford sugeriu um novo modelo no
qual praticamente toda a massa do átomo
estaria concentrada em seu núcleo com
carga positiva. Os elétrons se distribuem ao
redor do núcleo ocupando um grande
volume.
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Modelo atômico de Rutherford (1871-1937)
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A terceira partícula sub-atômica: o nêutron
Com o advento da eletrônica no início do
século XX, inventou-se um equipamento
chamado espectrômetro de massa
- Impacto eletrônico com átomos/moléculas
ioniza a espécie;
- Os íons positivos são expulsos (acelerados)
da câmara de ionização por um campo
elétrico aplicado;
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A terceira partícula sub-atômica: o nêutron
- As velocidades atingidas pelos íons
positivos dependem das suas relações m/z.
- Um campo magnético encurva a trajetória
dos íons periodicamente, de maneira que
íons com diferentes m/z atinjam o detector
Espectro de massas do neônio
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A terceira partícula sub-atômica: o nêutron
Espectros de massa
A massa de um mesmo elemento químico
não é necessariamente igual:
Existência de isótopos: mesmo número de
prótons no núcleo, mas diferentes números
de nêutrons
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Um resumo do modelo nuclear do átomo:
1)Os átomos são feitos de partículas
subatômicas chamadas elétrons, prótons e
nêutrons;
2)Prótons e nêutrons formam um corpo
central, muito pequeno e denso (núcleo)
3)Os elétrons se distribuem em um grande
volume (comparativamente ao núcleo) em
torno do núcleo.
4)Estrutura planetária: núcleo=sol. Elétrons
= planetas viajando em órbita fixa.
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Falhas no modelo de Rutherford
O modelo de estrutura planetária é falho,
pois os elétrons estando parados ou em
movimento tenderiam a ser atraídos
imediatamente em direção ao núcleo!
Isso simplesmente não acontece!!!
Niels Bohr (1885-1960) propôs um novo
modelo atômico...
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Algumas propriedades da luz
Uma onda eletromagnética tem velocidade
de 3,00x108 m/s no vácuo
Frequência υ: número de
ciclos por segundo: Hz (s-1)
Comprimento de onda: λ (m)
υλ = c
E = h c
λ
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Algumas propriedades da luz
O espectro eletromagnético
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Algumas propriedades da luz
O espectro da luz visível
Cada cor tem um comprimento de onda, e,
portanto, uma energia diferente...
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Algumas propriedades da luz
O espectro de linhas do Hidrogênio
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Algumas propriedades da luz
O espectro do hidrogênio no ultravioleta,
visível e infravermelho
Equação de Rydberg
Série de Lyman nf=1 e ni=2,3,4,5...∞
Série de Balmer nf=2 e ni=3,4,5,6...∞
Série de Paschen nf=3 e ni=4,5,6,7...∞
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Conclusões de Bohr através dos espectros
atômicos....
- Espectros não-contínuos, mas sim um
conjunto de linhas.
- Cada linha corresponde a uma cor, ou seja,
a um comprimento de onda λ.
- Cada λ é função de dois números inteiros:
nf e ni, e não números fracionários...
- O uso de n não inteiro na equação leva a λ
que não é observado experimentalmente!
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Conclusões de Bohr através dos espectros
atômicos....
- Em um átomo, um elétron não está livre
para ter qualquer quantidade de energia:
- A energia de um elétron em um átomo é
quantizada
- Os valores de n correspondem aos níveis
de energia que os elétrons podem assumir
em um átomo de hidrogênio.
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Conclusões de Bohr através dos espectros
atômicos....
- Quando o elétron se encontra no nível n = 1,
o átomo encontra-se no estado fundamental
(o estado de mais baixa energia possível)
- Para n>1, o átomo está em um nível
excitado;
- Para n∞, significa que o átomo perdeu o
elétron, ou seja, formou-se um íon
- Modelo de órbita fixa, mas com energia
quantizada
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Falhas no modelo atômico de Bohr
- Embora o modelo de Bohr tenha grande
habilidade de prever e explicar o espectro de
emissão do átomo de hidrogênio, ele falha
para átomos com mais elétrons
- O modelo de órbita eletrônica circular fixa e
estável com raio quantizado parecia não ser
adequado pois o tratamento utilizado por
Bohr foi o da física clássica, ou seja, tratou o
elétron como sendo pura e simplesmente
uma partícula...
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Mecânica clássica vc Mecânica Quântica
- Mecânica clássica falha na descrição do
movimento de pequenas partículas, tal como
o elétron.
- Esse insucesso contribuiu para o
surgimento da mecânica quântica
- Hoje em dia, a mecânica clássica pode ser
considerada uma simplificação da mecânica
quântica, que é perfeitamente adequada
para explicar o movimento de objetos
grandes.
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Princípio da Incerteza de Heisenberg
-É impossível conhecer simultaneamente e
com certeza a posição e o momento (mv) de
uma partícula
- Para sabermos algo sobre a posição e a
velocidade de uma partícula, temos que
interagir de alguma maneira com esta. Esta
interação produz a incerteza na medida.
- Essa incerteza é tão maior quanto menor a
massa da partícula!
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Princípio da Incerteza de Heisenberg
-Matematicamente:
h = constante de Planck = 6,62608 x 10-34 J.s
∆p=incerteza no momento linear (m.v)
∆x=incerteza na posição
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A dualidade onda-partícula
E = mc2 Energia de uma partícula de massa m
E = hc/λ Energia de uma onda de comprimento de onda λ
Combinando as duas expressões e isolando m:
m = h__
λc
h = constante de Planck = 6,62608 x 10-34 J.s
c = velocidade da luz = 3,00x108 m/s
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Dualidade: evidências experimentais
- A difração da luz já era um fenômeno bem conhecido na época.
- Curvatura ou reflexão da luz por ângulos específicos obtida
quando esta é transmitida ou refletida por uma grade de
difração. Esse fenômeno só ocorre quando a largura da fenda
de difração tem a mesma ordem de grandeza do λ da luz.
Luz incidindo
numa fenda
d P0
P1
P2
D
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Dualidade: evidências experimentais
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Dualidade: evidências experimentais
- Davison e Germer em 1925 usaram um cristal
de níquel como grade de difração (fenda)
para difratar um feixe de elétrons
- Espaçamento
interatômico de 0,22 nm
Elétron tem propriedades
de onda!
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Exercícios
1) Calcular a incerteza na velocidade de um
elétron dentro de um diâmetro típico de um
átomo (200 pm).
2) Estimar a incerteza na posição de um carro
(1000 kg) viajando a (120 ±8) km/h.
3) Calcular o comprimento de onda de um
elétron (9,1x10-31 kg) a uma velocidade de
1/100 da velocidade da luz.
4) Calcular o comprimento de onda de uma
bola de 1 kg a uma velocidade de 100 km/h
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Elétrons nos átomos: ondas estacionárias- Um exemplo de onda estacionária unidimensional: a
vibração de uma corda
- Diferentes modos de
vibração permitidos.
-Modos proibidos
são aqueles em que
o espaçamento entre
os nós não são
regulares.
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Elétrons nos átomos: ondas estacionárias
- As vibrações de uma corda esticada também
são quantizadas!!!!
- O número de nós
sempre é um número
inteiro!
- Quanto maior k,
mais alta a energia
da corda
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Elétrons nos átomos: ondas estacionárias
- Assim como a vibração de uma corda é
quantizada em energia (só é possível em
níveis específicos), assim também se
comportam os elétrons nos átomos: ondas
estacionárias tridimensionais.
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
- A mecânica Quântica evita contradizer o
princípio da incerteza: em vez de tentar
especificar exatamente a posição e o
movimento de um elétron, a teoria fornece
probabilidades de encontrar o elétron em
várias posições
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
- Erwin Schödinger escreveu uma equação de
onda para descrever o elétron num átomo de
hidrogênio: Equação de onda de Schödinger
- A equação de onda é uma equação
diferencial, que possui um conjunto de
soluções, e não somente uma solução.
- Cada solução de uma equação de onda
estacionária fornece informações como
frequência, comprimento de onda, energia e
número de nós e antinós para um dado modo
permitido de vibração.
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
-A resolução da equação leva à função de onda
representada pela letra Ψ (psi).
-O quadrado da função de onda Ψ, ou seja, Ψ2,
é proporcional à probabilidade de se
encontrar o elétron numa pequena região ou
volume. Ψ2 é proporcional à densidade de
probabilidade (probabilidade por unidade de
volume)
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
-A resolução da equação leva à função de onda
representada pela letra Ψ (psi).
-O quadrado da função de onda Ψ, ou seja, Ψ2,
é proporcional à probabilidade de se
encontrar o elétron numa pequena região ou
volume. Ψ2 é proporcional à densidade de
probabilidade (probabilidade por unidade de
volume). Uma função de onda também é
chamada de orbital.
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
Uma forma inicial da equação de Schödinger
Necessita de três números quânticos:
n, l e ml
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Os números quânticos
1)Número quântico principal: a medida que n
aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron
mais distante do núcleo. Varia de n=1 até 7
2) Número quântico azimutal l: depende do
valor de n, representando os orbitais s, p, d, f
(l = 0,1,2,3). Especifica a forma do orbital.
3) Número quântico magnético ml: depende de
l, podendo variar de -l até +l. O orbital s tem
por definição ml = 0. Define a orientação do
orbital no espaço.
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
Os orbitais s: esféricos
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
Os orbitais s: esféricos
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
Os orbitais s: esféricos
• Todos os orbitais s são esféricos.
• À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.
• À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.
• Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade
de se encontrar um elétron é zero.
• Em um nó, 2 = 0
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
Os orbitais p: forma de halteres
• Existem três orbitais p, px, py, e pz.
• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de
um sistema cartesiano.
• As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e
+1.
• Os orbitais têm a forma de halteres.
• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
• Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
Os orbitais p: forma de halteres
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
Os orbitais d e f: formas complexas
• Existem cinco orbitais d e sete orbitais f.
• Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos
eixos x-, y- e z.
• Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao
longo dos eixos x-, y- e z.
• Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.
• Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
Os orbitais d: formas complexas
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
Os orbitais f: formas complexas
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
As energias dos orbitais
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
- Diagrama de distribuição eletrônica
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
Spin eletrônico e o princípio
da exclusão de Pauli
• O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha como um par de linhas minimamente espaçado.
• Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o porquê.
• Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo magnético e os átomos foram então detectados.
• Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando em um sentido e uma com os elétrons girando no sentido oposto.
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
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Mecânica Quântica e a descrição dos elétrons
Spin eletrônico e o princípio
da exclusão de Pauli
• Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = número
quântico de rotação = ½.
• O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter
a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons
no mesmo orbital devem ter spins opostos.
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Configurações eletrônica condensadas
• O neônio tem o subnível 2p completo.
• O sódio marca o início de um novo período.
• Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para
o sódio como
Na: [Ne] 3s1
• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.
• Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].
• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
Configurações eletrônicas e a tabela periódica
Configurações eletrônicas e a tabela periódica
A tabela periódica e a periodicidade
• 115 elementos conhecidos.
• A maior parte dos elementos foi descoberta entre
1735 e 1843.
• Como organizar 115 elementos diferentes de forma
que possamos fazer previsões sobre elementos não
descobertos?
A tabela periódica e a periodicidade
• Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências naspropriedades químicas e físicas.
• A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou oselementos em ordem crescente de massa atômica.
• Faltaram alguns elementos nesse esquema.
Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição maisadequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, o quedeixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele previu umnúmero de propriedades para este elemento. Em 1886 o Gefoi descoberto. As propriedades do Ge se equiparam bem àprevisão de Mendeleev.
Uma tabela periódica primitiva
A tabela periódica e a periodicidade
• A tabela periódica moderna: organiza os elementos em
ordem crescente de número atômico, e não de massa
atômica.
Carga nuclear efetiva
• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em
um átomo polieletrônico.
• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo, devido
ao efeito dos elétrons internos (efeito de blindagem).
A tabela periódica e a periodicidade
A tabela periódica e a periodicidade
• Considere uma molécula
diatômica simples.
• A distância entre os dois
núcleos é denominada
distância de ligação.
• Se os dois átomos que formam
a molécula são os mesmos,
metade da distância de ligação
é denominada raio covalente do
átomo.
A tabela periódica e o raio atômico e iônico
• Como uma consequência do ordenamento natabela periódica, as propriedades dos elementosvariam periodicamente.
• O tamanho atômico varia consistentementeatravés da tabela periódica.
• Ao descermos em um período, os átomosaumentam.
• Ao longo dos grupos da tabela periódica, osátomos tornam-se menores.
Existem dois fatores agindo:
• Número quântico principal, n, e
• a carga nuclear efetiva, Zef.
A tabela periódica e o raio atômico e iônico
A tabela periódica e o raio atômico e iônico
• À medida que o número quântico principal aumenta (ex.,descemos em um período), a distância do elétron maisexterno ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raioatômico aumenta.
• Ao longo dos grupos na tabela periódica, o número deelétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, acarga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta aatração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essaatração faz com que o raio atômico diminua.
A tabela periódica e o raio atômico e iônico
Tendências nos raios iônicos
• O tamanho do íon é a medida da distância entre os
íons em um composto iônico.
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear,
do número de elétrons e dos orbitais que contenham os
elétrons de valência.
• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são
menores do que os átomos que lhes dão origem.
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso
e são maiores do que os átomos que lhe dão origem.
A tabela periódica e o raio atômico e iônico
A tabela periódica e o raio atômico e iônico
Tendência nos raios iônicos
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à
medida que descemos em um período na tabela periódica.
• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo
número de elétrons.
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica,
os íons tornam-se menores :
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
A tabela periódica e a energia de ionização
• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de
energia necessária para remover um elétron de um átomo
gasoso:
Na(g) Na+(g) + e-.
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária
para remover um elétron de um íon gasoso:
Na+(g) Na2+(g) + e-.
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade
para se remover o elétron.
A tabela periódica e a energia de ionização
Energias de ionização sucessivas
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando
um elétron mais interno é removido.
A tabela periódica e a energia de ionização
• A energia de ionização diminui à medida que descemos
em um grupo.
• Isso significa que o elétron mais externo é mais
facilmente removido ao descermos em um grupo.
• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil
remover um elétron do orbital mais volumoso.
• Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo
de um período.
• Ao longo de um período, Zef aumenta.
Consequentemente, fica mais difícil remover um
elétron.
• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e
a remoção do quarto elétron p.
A tabela periódica e a energia de ionização
Tendências periódicas nas 1as energias de ionização
• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os
elétrons p. Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna
mais favorável.
• Quando um quarto elétron é colocado em um orbital p,
aumenta a repulsão elétron-elétron. Quando esse elétron é
removido, a configuração s2p3 resultante é mais estável do
que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma diminuição
na energia de ionização.
A tabela periódica e a energia de ionização
A tabela periódica e a energia de ionização
- Mesmo sentido da eletronegatividade
A tabela periódica e a periodicidade química
Configurações eletrônicas de íons
• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital
com o maior número quântico principal, n:
Li (1s2 2s1) Li+ (1s2)
Fe ([Ar]3d6 4s2) Fe3+ ([Ar]3d5)
• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais
baixo valor de n disponível:
F (1s2 2s2 2p5) F (1s2 2s2 2p6)
A tabela periódica e a afinidade eletrônica
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um
átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso:
Cl(g) + e- Cl-(g)
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (acima)
quanto endotérmica:
Ar(g) + e- Ar-(g)
A tabela periódica e a afinidade eletrônica
• As configurações eletrônicas precisam ser analisadas para
determinar se a afinidade eletrônica é positiva ou negativa.
• O elétron extra no Ar precisa ser adicinado ao orbital 4s, que
tem uma energia significativamente maior do que a energia
do orbital 3p.
A tabela periódica e a afinidade eletrônica
A tabela periódica e o caráter metálico
-Sentido inverso da eletronegatividade
- Eletronegatividade é calculada através de um
balanço entre carga nuclear efetiva e da distância
entre o núcleo e os elétrons de valência. Leva em
conta o efeito de blindagem das camadas mais
internas e também o raio atômico.
A tabela periódica e o caráter metálico
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Metais
• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais(brilhante ou lustroso, maleável e dúctil, os óxidos formamsólidos iônicos básicos e tendem a formar cátions emsolução aquosa).
• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em umgrupo.
• O caráter metálico diminui ao longo do período.
• Os metais têm energias de ionização baixas.
• A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez deredução.
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Metais
• Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar
cátions característicos.
• Todos metais do grupo 1 formam íons M+.
• Todos metais do grupo 2 formam íons M2+.
• A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Estados de oxidação mais frequentes
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
• A maior parte dos óxidos metálicos são básicos:
Óxido metálico + água hidróxido metálico
Na2O(s) + H2O(l) 2NaOH(aq)
Não-metais
• Os não-metais apresentam um comportamento mais
variado do que os metais.
• Quando os não-metais reagem com os metais, os não-
metais tendem a ganhar elétrons:
metal + não-metal sal
2Al(s) + 3Br2(l) 2AlBr3(s)
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Não-metais
• A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos:
óxido não-metálicos + água ácido
P4O10(s) + H2O(l) 4H3PO4(aq)
Metalóides
• Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os
metais e os não-metais.
• Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço.
• Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Grupo 1: os metais alcalinos
• Todos os metais alcalinos são macios.
• A química é dominada pela perda de seu único elétron s:
M M+ + e-
• A reatividade aumenta ao descermos no grupo.
• Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e
gás hidrogênio:
2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(aq) + H2(g)
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Grupo 1: os metais alcalinos
• Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem
com o O2:
4Li(s) + O2(g) 2Li2O(s) (óxido)
2Na(s) + O2(g) Na2O2(s) (peróxido)
K(s) + O2(g) KO2(s) (superóxido)
• Os metais alcalinos emitem cores características quando
colocados em uma chama à alta temperatura.
• O elétron s é excitado por uma chama e emite energia
quando retorna ao estado fundamental.
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Grupo 2: os metais alcalinos terrosos
• Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do
que os metais alcalinos.
• A química é dominada pela perda de dois elétrons s:
M M2+ + 2e-.
Mg(s) + Cl2(g) MgCl2(s)
2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)
• O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor
de água. Do Ca em diante:
Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(aq) + H2(g)
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Hidrogênio
• O hidrogênio é um elemento singular.
• Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico incolor,
H2.
• Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto,
H, como perder seu elétron para formar H+:
2Na(s) + H2(g) 2NaH(s)
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)
• O H+ é um próton.
• A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq).
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Grupo 16: o grupo do oxigênio
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Grupo 16: o grupo do oxigênio
• Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é
um gás, o Te é um metalóide, o Po é um metal).
• Há duas formas importantes de oxigênio: O2 e ozônio (O3).
O ozônio pode ser preparado a partir do oxigênio:
3O2(g) 2O3(g) H = 284,6 kJ.
• O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Grupo 16: o grupo do oxigênio
• O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação
potente, uma vez que o íon O2- tem uma configuração de gás
nobre.
• Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por
exemplo, H2O) e 1- (por exemplo, H2O2).
• O enxofre é outro importante membro desse grupo.
• A forma mais comum do enxofre é o S8 amarelo.
• O enxofre tende a formar S2- nos compostos (sulfetos).
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Grupo 17: os halogênios
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Grupo 17: os halogênios
• A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um elétron para formar um ânion:
X2 + 2e- 2X-.
• O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece:
2F2(g) + 2H2O(l) 4HF(aq) + O2(g) H = -758,9 kJ.
• Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2).
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Grupo 17: os halogênios
• O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é
produzido pela eletrólise do sal grosso (NaCl):
2NaCl(aq) + 2H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g).
• A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso
(HOCl) que é amplamente utilizado como desinfetante:
Cl2(g) + H2O(l) HCl(aq) + HOCl(aq).
• Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são
ácidos fortes, com exceção do HF.
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Grupo 18: os gases nobres
A tabela periódica: metais, não-metais, metalóides
Grupo 18: os gases nobres
• Todos esses são não-metais e monoatômicos.
• Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis
s e p completamente preenchidos.
• Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi
preparado: XeF2, XeF4 e XeF6.
Reações químicas e
estequiometria
Profº Dr. Edmar Martendal
Universidade do Estado de Santa Catarina
Departamento de Química
QGE0001 - Química Geral
• Lavoisier: a massa é conservada emuma reação química.
• Equações químicas: descrições de
reações químicas (a química no
nível simbólico).
• Duas partes de uma equação:
reagentes e produtos:
2H2 + O2 2H2O
Equações químicas
Equações químicas
• A equação química para a formação da água pode ser visualizada como duas moléculas de gás hidrogênio reagindo com uma molécula de gás oxigênio para formar duas moléculas de água:
2H2 + O2 2H2O
Equações químicas
• Lei da conservação da massa: a matéria não pode ser perdidaem nenhuma reação química.
Equações e reações químicas
Reações de combinação e decomposição
• As reações de combinação têm menos produtos do que reagentes:
2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)
• O Mg combina-se com o O2 para formar o MgO.
• As reações de decomposição têm menos reagentes do que produtos:
2NaN3(s) 2Na(s) + 3N2(g) (a reação que ocorre em um airbag)
• O NaN3 se decompôs em Na e N2 gasoso.
Equações e reações químicas
Reações de combinação e decomposição
Equações e reações químicas
Existem dois grandes grupos de reações químicas:
Reações ácido-base: não há modificação do número de
oxidação de nenhum elemento
Reações de oxi-redução: há modificação do número de
oxidação de pelo menos dois elementos
Equações e reações químicas
Mol: é uma medida conveniente de quantidades químicas.
• 1 mol de moléculas, íons, elétrons, partículas, etc = 6,0221421
1023 moléculas, íons, elétrons, partículas, etc.
• Experimentalmente, 1 mol de 12C tem uma massa de 12 g.
• Para a próxima aula: como o número de Avogadro pode ser
obtido experimentalmente?
Massa molar
• Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância
(unidades g mol-1).
• A massa de 1 mol de 12C = 12 g.
Equações e reações químicas
Esta fotografia mostra um mol de sólido (NaCl), um mol de líquido (H2O) e um mol de gás (O2).
Equações e reações químicas
Fórmulas mínimas obtidas a partir de análise elementar
Fórmula mínima ou empírica: representa a proporção entre os
elementos que formam uma substância
Fórmula molecular ou fórmula unitária: representa a proporção
realmente encontrada entre os elementos formadores da
substância: é um múltiplo da fórmula mínima.
Fórmula molecular: para substâncias moleculares
Fórmula unitária: para substâncias iônicas
Equações e reações químicas
Fórmulas mínimas obtidas a partir de análise elementar
Equações e reações químicas
Fórmulas mínimas obtidas a partir de análise elementar
Ex:
1)Uma análise elementar de uma substância forneceu como
resultado: 40,9% de Carbono, 4,58% de hidrogênio e 54,5% de
oxigênio. Pergunta-se qual a fórmula mínima da substância.
2)O resultado de uma análise elementar apontou 77,8% de C,
11,8% de H e 10,4% de O. Qual a fórmula empírica da
substância?
3)Um metal M forma um óxido com a fórmula M2O3 no qual a
porcentagem do metal é 69,9%. Escreva o nome do óxido.
4)Uma substância tem massa molar 194,19 g mol-1 e
composição em massa de 49,48% C, 5,19% H, 28,85% de O e
16,48% N. Qual a fórmula molecular da substância?
Equações e reações químicas
Uma vez que a massa se conserva, o número de átomos de um
elemento nos reagentes necessariamente é igual ao número de
átomos desse elemento nos produtos. Em outras palavras, uma
equação química só é válida quando estiver balanceada:
• A equação balanceada fornece o número de moléculas que
reagem para formar produtos.
• Interpretação: a proporção da quantidade de matéria de
reagente necessária para se chegar à proporção da
quantidade de matéria do produto.
• Essas proporções são denominadas proporções estequiométricas.
• As proporções estequiométricas são proporções ideais
• As proproções ideais de reagentes e produtos no laboratório
devem ser medidas em gramas e convertidas para mols.
Equações e reações químicas
Muitas vezes, é necessário interpretar uma informação dada na
forma escrita e saber transcrever essa informação na forma de
uma equação química balanceada:
Exemplos:
1) O primeiro estágio na produção de ácido nítrico é a reação
do gás amônia com o gás oxigênio com produção do gás óxido
nítrico (NO) e água líquida. O óxido nítrico reage novamente
com oxigênio para dar o gás dióxido de nitrogênio, que,
quando dissolvido em água, produz ácido nítrico e óxido
nítrico. Escreva todas as equações químicas envolvidas.
Equações e reações químicas
Exemplos:
2) Sulfeto de níquel é aquecido ao ar (oxigênio), produzindo
óxido de níquel (II) sólido e dióxido de enxofre. Escreva as
equações envolvidas.
3) Em um estágio da produção comercial do metal ferro em
um alto-forno, o óxido de ferro (III) reage com monóxido de
carbono para formar um óxido misto de ferro (III) e ferro (II)
sólido e dióxido de carbono. Esse óxido misto reage então
com excesso de monóxido de carbono produzindo ferro
elementar e dióxido de carbono.
4) Escreva a equação da combustão do composto C14H18N2O5
gerando gás carbônico, água e gás nitrogênio.
Equações e reações químicas
Em processos industriais ou mesmo no laboratório,
geralmente um dos reagentes utilizados em um processo
possui um custo mais elevado, e, portanto, seu uso precisa ser
minimizado, para que seu aproveitamento (transformação) seja
maximizado. Este geralmente é o reagente limitante do
processo!
Reagente limitante é o reagente que limita a continuação da
reação devido à sua quantidade reduzida em relação aos outros
reagentes.
Equações e reações químicas
Quem foi o reagente limitante do processo?
Equações e reações químicas
Rendimentos teóricos
• A quantidade de produto prevista a partir da estequiometria
considerando os reagentes limitantes é chamada de
rendimento teórico.
• O rendimento percentual relaciona o rendimento real (a
quantidade de material recuperada no laboratório) ao
rendimento teórico:
• Que fatores podem levar à diminuição do rendimento de
uma reação?
Propriedades eletrolíticas
• As soluções aquosas - em água - têm o potencial de conduzir
eletricidade.
• A habilidade da solução em ser um bom condutor depende
do número do seu número de íons.
• Há três tipos de solução:
• eletrólitos fortes,
• eletrólitos fracos e
• não-eletrólitos.
Propriedades gerais das soluções aquosas
Propriedades eletrolíticas
Propriedades gerais das soluções aquosas
Compostos iônicos em água
• Os íons se dissociam em água.
• Em solução, cada íon é rodeado por moléculas de água.
• O transporte de íons através da solução provoca o fluxo de
corrente.
Propriedades gerais das soluções aquosas
Compostos moleculares em água
• Compostos moleculares em água, por exemplo, o CH3OH,
não formam íons.
• Se não existem íons em solução, não existe nada para
transportar a carga elétrica.
Propriedades gerais das soluções aquosas
Eletrólitos fortes e fracos• Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente em solução.
Por exemplo:
• Eletrólitos fracos: produzem uma pequena concentração de íons quando se dissociam.
• Esses íons existem em equilíbrio com a substância não-ionizada.
Por exemplo:
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
HC2H3O2(aq) H+(aq) + C2H3O2-(aq)
Propriedades gerais das soluções aquosas
• Quando duas soluções são misturadas e um sólido é
formado, o sólido é chamado de um precipitado.
• Nitrato de chumbo (II) reage com sulfeto de hidrogênio
formando sulfeto de chumbo (II) e ácido nítrico.
• Cloreto de sódio reage com nitrato de prata gerando cloreto
de prata.
Reações de precipitação
Capítulo 03© 2005 by Pearson Education
Reações de precipitação
Reações de dupla troca
• As reações de dupla troca envolvem a troca de íons em
solução:
AX + BY AY + BX.
• As reações de dupla troca geralmente levam a uma alteração
na solução:
– forma-se um sólido insolúvel (precipitado),
– formam-se eletrólitos fracos ou não-eletrólitos ou
– forma-se um gás insolúvel.
Reações de precipitação
Equações iônicas
• Equação iônica: utilizada para realçar a reação entre íons.
• Equação molecular: todas as espécies listadas como
moléculas:
HCl(aq) + NaOH(aq) H2O(l) + NaCl(aq)
• Equação iônica completa: lista todos os íons:
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) H2O(l) + Na+(aq) +
Cl-(aq)
• Equação iônica simplificada: lista somente íons únicos:
H+(aq) + OH-(aq) H2O(l)
Reações de precipitação
Ácidos
• Dissociação = os íons pré-formados no sólido se separam em solução.
• Ionização = uma substância neutra forma íons em solução.• Ácido = substâncias que se ionizam para formar H+ em
solução (por exemplo, HCl, HNO3, CH3CO2H, limão, lima, vitamina C).
• Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (por exemplo, HCl).
• Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (por exemplo, H2SO4).
• Ácidos com muitos prótons ácidos são chamados polipróticos.
Reações ácido-base
Bases• Bases = substâncias que reagem com os íons H+ formados por ácidos
Reações ácido-base
Ácidos e bases fortes e fracos• Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes.
– Eles estão completamente ionizados em solução.
• Ácidos e bases fracas são eletrólitos fracos.
– Eles estão parcialmente ionizados em solução.
Reações ácido-base
Identificando eletrólitos fortes e fracos
• Iônico e solúvel em água = eletrólito forte (provavelmente).
• Solúvel em água e não-iônico, mas é um ácido (ou base) forte = eletrólito forte.
• Solúvel em água e não-iônico, e é um ácido ou uma base fraca = eletrólito fraco.
• Caso contrário, o composto é provavelmente um não-eletrólito.
Reações ácido-base
Identificando eletrólitos fortes e fracos
Reações ácido-base
Reações de neutralização e sais
• A neutralização ocorre quando uma solução de um ácido e a
de uma base são misturadas:
HCl(aq) + NaOH(aq) H2O(l) + NaCl(aq)
• Observe que formamos um sal (NaCl) e água.
• Sal = composto iônico cujo cátion vem de uma base e o
ânion de um ácido.
• A neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico
produz água e um sal.
Reações ácido-base
Reações ácido-base com formação de gás
• Os íons sulfeto e carbonato podem reagir com H+ de uma
maneira similar ao OH.
2HCl(aq) + Na2S(aq) H2S(g) + 2NaCl(aq)
2H+(aq) + S2-(aq) H2S(g)
HCl(aq) + NaHCO3(aq) NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Reações ácido-base
Oxidação e redução
• Quando um metal sofre corrosão, ele perde elétrons e forma
cátions:
Ca(s) +2H+(aq) Ca2+(aq) + H2(g)
• Oxidado: o átomo, a molécula ou o íon torna-se mais
carregado positivamente.
– A oxidação é a perda de elétrons.
• Reduzido: o átomo, a molécula ou o íon torna-se menos
carregado positivamente.
– Redução é o ganho de elétrons.
Reações oxirredução
Oxidação e redução
Reações oxirredução
Oxidação e redução
Capítulo 03© 2005 by Pearson Education
Reações oxirredução
Números de oxidação
• O número de oxidação para um íon: é a carga no íon.
• O número de oxidação para um átomo: é a carga hipotética que um átomo teria se fosse
um íon.
• Os números de oxidação são determinados por uma série de regras:
1. Se o átomo estiver em sua forma elementar, o número de oxidação é zero. Por
exemplo, Cl2, H2, P4.
2. Para um íon monoatômico, a carga no íon é o estado de oxidação.
Reações oxirredução
Números de oxidação
1. Os não-metais normalmente têm números de oxidação
negativos:
a) O número de oxidação do O geralmente é –2. O íon
peróxido, O22-, tem oxigênio com um número de
oxidação de –1.
b) O número de oxidação do H é +1 quando ligado a
não-metais e –1 quando ligado a metais.
c) O número de oxidação do F é –1.
2. A soma dos números de oxidação para o átomo é a carga
na molécula (zero para uma molécula neutra).
Reações oxirredução
Oxidação de metais por ácidos e sais
• Os metais são oxidados por ácidos para formarem sais:
Mg(s) +2HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g)
• Durante a reação, 2H+(aq) é reduzido para H2(g).
• Os metais também podem ser oxidados por outros sais:
Fe(s) +Ni2+(aq) Fe2+(aq) + Ni(s)
• Observe que o Fe é oxidado para Fe2+ e o Ni2+ é reduzido
para Ni.
Reações oxirredução
Série de atividade• Alguns metais são facilmente oxidados; outros, não.
• Série de atividade: é uma lista de metais organizados em ordem decrescente pela facilidade
de oxidação.
• Quanto mais no topo da tabela estiver o metal, mais ativo ele é.
• Qualquer metal pode ser oxidado pelos íons dos elementos abaixo dele.
Reações oxirredução
Capítulo 03
Molaridade• Solução = é o soluto dissolvido em solvente.• Soluto: está presente em menor quantidade.• A água como solvente = soluções aquosas.• Altera-se a concentração utilizando-se diferentes quantidades de soluto e solvente.
Concentração em quantidade de matéria: Mols de soluto por litro de solução.• Se soubermos a concentração em quantidade de matéria e o volume de solução, podemos
calcular a quantidade de matéria (e a massa) do soluto.
Concentrações de soluções
Concentração em quantidade de matéria
Concentrações de soluções
• Existem dois tipos diferentes de unidades: – unidades de laboratório (unidades macroscópicas: medida em
laboratório);– unidades químicas (unidades microscópicas: referem-se a
mols).• Sempre converta inicialmente as unidades de laboratório em
unidades químicas.– Gramas são convertidos em mols utilizando-se a massa molar.– O volume ou a quantidade de matéria é convertido em mols
utilizando-se c = mol/L.• Utilize os coeficientes estequiométricos para mover entre
reagentes e produto.
Estequiometria de soluções e análise química
Estequiometria de soluções e análise química
Titulações
Estequiometria de soluções e análise química
Titulações• Suponha que sabemos a concentração em quantidade de matéria de uma solução de NaOH e que queremos
encontrar a concentração em quantidade de matéria de uma solução de HCl.• Sabemos:
– a concentração em quantidade de matéria de NaOH, o volume de HCl.• O que queremos?
– A concentração em quantidade de matéria de HCl.• O que devemos fazer?
– Tome um volume conhecido da solução de HCl, meça o volume em mL de NaOH necessário para reagir completamente com o HCl.
Estequiometria de soluções e análise química
Titulações• O que temos?
– O volume de NaOH. Sabemos a concentração em quantidade de matéria do NaOH,
então, podemos calcular a quantidade de matéria de NaOH.
• Qual o próximo passo?
– Sabemos também que HCl + NaOH NaCl + H2O. Portanto, sabemos a
quantidade de matéria de HCl.
• Podemos finalizar?
– Sabendo a quantidade de matéria (HCl) e o volume de HCl (acima de 20,0 mL),
podemos calcular a concentração em quantidade de matéria.
Estequiometria de soluções e análise química