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Calendário
2
Semana Aulas expositivas
1
07/06
• Introdução ao curso (Informações sobre
provas, conceitos);
• Macro ao micro;
• Teoria atômica.
2
11/06
14/06
• Teoria atômica (continuação).
• Hipótese atômica;
• Equações químicas;
• Substâncias químicas
3
21/06
• Comportamento dos gases;
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Calendário
3
Semana Aulas expositivas
4
25/06
28/06
• Evidências do elétron.
• Revisão de ondas;
• Radiatividade;
• Modelos atômicos.
5
05/07
• Dualidade onda-partícula;
• Função de onda;
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Calendário
4
Semana Aulas expositivas
6
09/07
12/07
• Orbitais atômicos;
• Spin do elétron, princípio da exclusão de Pauli
e regras de seleção;
• Prova 1
7
19/07
• Átomos multi-eletrônicos;
• Distribuição eletrônica;
• Tabela periódica.
8
23/07
26/08
• Ligações químicas (Parte I).
• Interações Moleculares;
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Calendário
5
Semana Aulas expositivas
9
02/08 • Ligações Químicas (Parte II): TLV e TOM.
10
06/08
09/08
• Prova 2
• Prova Substitutiva
11
16/08 • REC
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Método Científico: Revisão
6
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Precisão e Exatidão de Medidas Experimentais
A incerteza na medida
1. Todas as medidas científicas estão sujeitas a erro;
2. Esses erros são refletidos no número de algarismos informados
para a medida.
Precisão e exatidão
1. As medidas que estão próximas do valor “correto” são exatas;
2. As medidas que estão próximas entre si são precisas.
7
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Estados da Matéria
8
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Hipótese Atômica
O conceito de átomo antecede a ciência moderna:
Origem na antiga Grécia;
Discussão da divisibilidade de matéria;
A partir do século XVII – avanços da ciência na explicação de fenômenos naturais – metodologia científica.
9
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No séc. V e III a.C., conjecturou-se que a matéria seria composta
de partículas minúsculas e indestrutíveis que caminham no vazio
(vácuo).
O filósofo grego Demócrito no século VI a. c. propôs a hipótese de
que a matéria é composta de átomos, partículas muito pequenas,
indivisíveis, indistingüíveis e eternas. As diferentes propriedades
da matéria viriam dos diferentes tipos de arranjos que essas
partículas fariam para compor o objeto.
Demócrito
(460 a.C-370 a.C)
Leucipo Epicuro
(341 a.C-270 a.C)
Hipótese na Antiquidade
Os átomos de
várias formas
10
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Até o século XVII prevaleceu a ideia dos 4 elementos primordiais:
Água;
Fogo;
Terra;
Ar.
Folha de papel: terra, pois a folha cai caso seja solta. Um pouco de
água, o que a torna maleável. E, de fogo, pois sua cor é branca.
Conceito de Elementos
11
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Boyle define elementos como sendo
certos corpos não formados por
quaisquer outros corpos, ou seja, são
ingredientes dos quais todos os
corpos são feitos.
Conceito de Elementos
Robert Boyle
(1627-1691)
12
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Evolução da química: estudos qualitativos
ciência exata, estudos quantitativos.
Séc. XVIII: contribuição de Lavoisier para a
sistematização e quantificação da química.
“Um elemento químico é a menor porção
de uma substância que ainda apresenta
as mesmas propriedades químicas e não
pode ser subdividido e outros
elementos”.
Origens da Teoria Atômica e da Química
Antoine Lavoisier
(1743-1794)
13
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Modelo Atômico de Dalton
John Dalton
(1766-1844)
1803: Lei dos Gases – Lei de Dalton
Absorption of gases
by water and others
liquids
Quantidade de gás
absorvido pela água Gás
1/13 = 1 H2CO3, H2S, N2O
1/23 = 1/8 C2H4
1/33 = 1/27 O2, N2
1/43 = 1/64 H2, CO2
1 2 3 ...totalP P P P
“A pressão total de uma mistura de gases é igual
à soma das pressões parciais dos gases que a
constituem”.
14
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Modelo Atômico de Dalton
1808: Lei de Dalton
New system of chemical
philosophy
“Se a massa m de uma substância química S
pode combinar-se com as massas m’1, m’2, m’3
etc. de uma substância S’, dando origem a
compostos distintos, as massas da substância S’
estarão entre si numa relação de números
inteiros e simples”.
15
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Os átomos são partículas reais, descontínuas e indivisíveis de matéria, e permanecem inalterados nas reações químicas;
Todos os átomos de um mesmo elemento apresentam as mesmas propriedades. Átomos de diferentes elementos químicos têm propriedades químicas diferentes;
O peso do composto é igual à soma dos pesos dos átomos dos elementos que o constituem.
Durante uma reação química, nenhum átomo de determinado elemento desaparece ou se transforma em um átomo de outro elemento. Os átomos apenas se reagrupam (lei da conservação de massas);
Formam-se substâncias compostas quando se combinam átomos distintos de mais de um elemento. Num dado composto químico, os números relativos de átomos de cada elemento são definidos e constantes e podem expressar-se como inteiros ou frações simples (lei das proporções definidas e múltiplas).
Modelo Atômico de Dalton
16
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1) Lei da conservação das massas;
2) Lei das proporções definidas;
3) Lei das proporções múltiplas;
4) Lei das Combinações Volumétricas.
Bases Experimentais para a Teoria Atômica
17
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A massa total é a mesma antes e após uma reação química
“Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se
transforma”.
A conservação de massas é compatível com a ideia de
que a matéria é composta por unidades básicas
(átomos), que não são criados e nem destruídos durante
uma transformação química, e sim apenas rearranjados.
CH4 + 2 O2 —→ CO2 + 2 H2O
Lei da Conservação das massas
18
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Todas as amostras puras de um dado composto,
independente de suas origens, contêm as mesmas
massas relativas de cada componente elementar.
proporções em termos de massa na água:
11,1 % de hidrogênio + 88,9 % de oxigênio
O fato de as composições das substâncias serem bem
definidas é compatível com a ideia de que elas são
compostas por átomos de diferentes tipos. Diferentes
átomos combinam-se em proporções definidas e cada tipo
de átomo possui uma massa característica.
Lei das Proporções Definidas
19
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Se dois elementos formam mais de um composto,
então os diferentes pesos de um deles que se
combinam com o mesmo peso do outro guardam entre
si uma razão de números inteiros simples.
Ex.: oxigênio e enxofre formam dois compostos binários...
composto 1: mO(comp 1) / mS = 1
composto 2: mO(comp 2) / mS = 1,5
mO(comp 1)/mO(comp 2) = 2/3
... de fato, os compostos são SO2 e SO3, respectivamente.
Lei das Proporções Múltiplas
20
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Lei de Gay-Lussac: “À pressão e temperatura
constantes, os volumes de gases que se
combinam quimicamente guardam entre si
proporções simples”.
1m³ de gás hidrogênio
+
1m³ de gás oxigênio
= 2m³ de vapor de água
1m³ de gás nitrogênio
+
3 m³ de gás hidrogênio
= 2m³ de vapor de amônia
1m³ de gás hidrogênio
+
1m³ de gás cloro
= 2m³ de cloreto de hidrogênio
Lei das Combinações Volumétricas
Louis Joseph Gay-
Lussac
(1778-1850)
21
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“Tem que ser admitido que uma relação
muito simples também existe entre os
volumes de substâncias gasosas e o
número de moléculas simples ou
compostas que as constituem”.
“A primeira hipótese a se apresentar em
relação a isso, e aparentemente a única
admissível, é a suposição de que o número
de moléculas integrantes em qualquer gás
é sempre o mesmo para volumes iguais ou
é sempre proporcional ao volume”.
Avogadro, A. Citado em Partington, J.R. A History of Chemistry: London: MacMillan, 1964, v. 4, p. 214.
Hipótese de Avogadro (1811)
Amedeo Avogadro
(1776-1856)
22
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Podemos combiná-las em uma lei geral dos gases:
• Lei de Boyle:
• Lei de Charles:
• Lei de Avogadro:
Lei dos Gases (tema da próxima aula...)
23
![Page 24: HIPÓTESE ATÔMICAprofessor.ufabc.edu.br/~hueder.paulo/Estrutura da Matéria/Aula 3 revisada.pdfOrigens da Teoria Atômica e da Química Antoine Lavoisier (1743-1794) 13 . Modelo Atômico](https://reader033.vdocuments.pub/reader033/viewer/2022050210/5f5c79b9b12ecc6bb9409602/html5/thumbnails/24.jpg)
1 mol de átomos = 6,02 × 1023 átomos
Unidades Básicas do Sistema Internacional
constante de Avogadro (número de átomos presentes em 12 g de 12C)
Quantidade de Matéria e Conceito de Mol
24
![Page 25: HIPÓTESE ATÔMICAprofessor.ufabc.edu.br/~hueder.paulo/Estrutura da Matéria/Aula 3 revisada.pdfOrigens da Teoria Atômica e da Química Antoine Lavoisier (1743-1794) 13 . Modelo Atômico](https://reader033.vdocuments.pub/reader033/viewer/2022050210/5f5c79b9b12ecc6bb9409602/html5/thumbnails/25.jpg)
Espectrometria de massas
Massa do carbono-12 igual a
1,99265x10-23. Portanto, o
número de átomos presentes
em 12 g de carbono-12 é:
1 mol de qualquer elemento,
íons, ou moléculas, contém
cada um 6,0221x1023 átomos,
íons e moléculas,
respectivamente.
Quantidade de Matéria e Conceito de Mol
25
![Page 26: HIPÓTESE ATÔMICAprofessor.ufabc.edu.br/~hueder.paulo/Estrutura da Matéria/Aula 3 revisada.pdfOrigens da Teoria Atômica e da Química Antoine Lavoisier (1743-1794) 13 . Modelo Atômico](https://reader033.vdocuments.pub/reader033/viewer/2022050210/5f5c79b9b12ecc6bb9409602/html5/thumbnails/26.jpg)
1 mol de átomos = 6,02 × 1023 átomos
Número de grãos de areia numa quadra de vôlei de praia: ~ 5 ×
1011
C 12 g
S 32 g
Pb 207 g
Hg 201 g
Cu 64 g
1 Mol de Átomos de Diversos Elementos
26
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Processo no qual uma ou mais substâncias se convertem em
outras substâncias.
Reação Química
Evidências:
Formação de um gás a partir de líquidos ou sólidos;
Formação de um sólido a partir de líquidos ou gases;
Mudança de cor;
Aparecimento de um cheiro característico;
Variação de temperatura;
Aparecimento de uma chama;
Desaparecimento das substâncias iniciais.
27
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H2 + O2 → H2O
1° passo: representação de átomos e moléculas envolvidos na
reação
H + O → H2O
INCORRETO:
as substâncias hidrogênio e
oxigênio não são formadas
por átomos isolados, e sim
por moléculas diatômicas
hidrogênio + oxigênio → água
CORRETO:
porém ainda incompleto
(falta o balanceamento)
Equações Químicas
28
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2° passo: balanceamento da equação (encontrar a proporção entre os
componentes, de modo que nenhum átomo seja criado nem destruído
durante a reação química)
hidrogênio + oxigênio —→ água
H2 + ½ O2 —→ H2O
2 H2 + O2 —→ 2 H2O H2 + O2 —→ H2O2
CORRETOS
INCORRETO:
H2O2 representa a
substância peróxido de
hidrogênio, e não água
H2O2 2 H2O
Equações Químicas
29
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Relações de massa entre os componentes de uma reação química:
LEI DA CONSERVAÇÃO DE
MASSAS
CH4 + 2 O2 —→ CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
16 g 2 × 32 g 44 g 2 × 18 g
massa dos reagentes: 80 g massa dos produtos: 80 g
Estequiometria
30
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Exemplo: Se forem reagidos 0,25 mol de gás oxigênio (O2) com o
gás hidrogênio (H2), quantos mols de água (H2O) serão produzidos
pelo ônibus espacial?
Estequiometria
31
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Resolução: A reação química dada é a seguinte:
Estequiometria
H2(g) + O2(g) → H2O(l)
Pela reação química, podemos estabelecer a relação molar de O2
para H2O:
1 mol de O2 2 mol de H2O
Agora basta encontrarmos quantos mols de H2O são produzidos
com 0,25 mol de O2:
2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(l)
Como pela lei da conservação de massas a quantidade de produtos
deve ser igual a de reagentes, precisamos balancear a equação:
1 mol de O2 2 mol de H2O
0,25 mol de O2 x mol de H2O
x = 0,5 mol de H2O 32
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Exercício: (a) Que massa de óxido de ferro (III) , Fe2O3, presente no
minério de ferro é necessário para produzir 10 g de ferro (Fe) ao ser
reduzida por monóxido de carbono (CO) ao metal ferro e ao gás
dióxido de carbono (CO2) em um alto forno? (b) O dióxido de carbono
produzido também deve ser monitorado para proteção do ambiente.
Que massa de dióxido de carbono é liberada na produção de 10 g de
ferro?
Estequiometria
Massas molares: Fe (56 g/mol), C (12 g/mol), O (16 g/mol).
Resposta: 14,28 g de Fe2O3.
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1. Espécie de átomos, todos os átomos com o mesmo número
de prótons no núcleo;
2. A substância química pura constituída por átomos com o
mesmo número de prótons no núcleo. Às vezes, este
conceito é chamado de “substância elementar”, distinta do
conceito de elemento químico tal como definido no ítem 1.
Usualmente, o termo elemento químico é usado para ambos
os conceitos.
Elemento Químico: Conceito IUPAC
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Matéria de composição constante, caracterizada pelas entidades
(moléculas, unidades de fórmula, átomos) de que é constituída.
Propriedades físicas, como densidade, índice de refração,
condutividade elétrica, ponto de fusão, etc caracterizam a
substância química.
Substâncias simples: formadas por átomos do mesmo elemento.
Substância Química
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Substâncias compostas: formadas por dois ou mais elementos.
Substância Química
Marcel Proust
(1871-1922)
Lei de Proust
"Uma determinada substância composta é
formada por substâncias mais simples, unidas
sempre na mesma proporção em massa".
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Formada por duas ou mais substâncias, cada uma delas sendo
denominada componente.
Como as misturas apresentam composição variável, têm
propriedades — como ponto de fusão, ponto de ebulição,
densidade — diferentes daquelas apresentadas pelas substâncias
quando estudadas separadamente.
Mistura
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Composição do ar:
• gás nitrogênio (N2) = 78%;
• gás oxigênio (O2) = 21%;
• gás argônio (Ar) = 1%;
• gás carbônico (CO2) = 0,03%.
Imagens: Química — volume único, João Usberco e Edgard Salvador, Saraiva - 5ª ed. reform.
Mistura
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Fase: cada uma das porções que apresenta aspecto visual
homogêneo (uniforme), o qual pode ser contínuo ou não,
mesmo quando observado ao microscópio comum.
Tipos de Misturas
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Mistura homogênea: toda mistura que apresenta uma única fase
As misturas homogêneas são chamadas soluções;
Alguns exemplos: água de torneira, vinagre, ar, álcool
hidratado, pinga, gasolina, soro caseiro, soro fisiológico e
algumas ligas metálicas;
Além dessas, todas as misturas de quaisquer gases são
sempre misturas homogêneas.
Tipos de Misturas
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Mistura heterogênea: toda mistura que apresenta pelo menos duas
fases
Alguns exemplos: água e óleo, areia, granito, madeira,
sangue, leite, água com gás;
As misturas formadas por n sólidos apresentam n fases, desde
que estes sólidos não formem uma liga ou um cristal misto.
Tipos de Misturas
Imagens: Química — volume único, João Usberco e Edgard Salvador, Saraiva - 5ª ed. reform.
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açúcar + água: moléculas individuais dispersas
no solvente
óleo + sabão + água: aglomerados de moléculas
de óleo (pequenas gotas) dispersas em água
tamanho das partículas: ordem de 0,1 – 1 nm
(moléculas pequenas)
tamanho das gotas: ordem de 50 nm – 1 m
Soluções versus Emulsões
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SOLUÇÃO EMULSÃO
Efeito Tyndall
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espalhamento de luz
Efeito Tyndall
John Tyndall
(1820-1893)
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Desafio: A ferrugem é uma mistura de dois compostos de ferro.
Em uma peça de ferrugem foram analisados esses dois
compostos e verificou-se dois arranjos possíveis de ferro, oxigênio
e hidrogênio: (1) com 52.12% de ferro, 45.04% de oxigênio e
2.84% de hidrogênio; (2) com 62.20% de ferro, 35.73% de
oxigênio e 2.25% de hidrogênio (porcentagens de massa!).
Identifique os compostos químicos e, como esses dados estão
relacionados com a lei das proporções múltiplas?
Massas molares em g/mol: Fe (56); O (16), H (1)
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