+ O 2(g)

QUI109 – QUÍMICA GERAL
(Ciências Biológicas)
2ª aula / 2016-2
Prof. Mauricio X. Coutrim
Sala 29 – ICEB II inferior
Modelo Atômico de Dalton
As observações de John Dalton entre 1803 e 1807 o levou a
estabelecer os seguintes postulados:
1. Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas
chamadas átomos;
2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; os átomos de
diferentes elementos são diferentes e têm diferentes propriedades
(diferentes massas, p. ex.);
3. Os átomos de um elemento não se convertem em diferentes tipos
de átomos por meio de reações químicas, os átomos não são criados
nem destruídos nas reações químicas (esse postulado foi a base para
a lei da conservação da matéria);
4. Os compostos são formados quando átomos de mais de um
elemento se combinam; um determinado composto tem sempre o
mesmo número relativo dos mesmos tipos de átomos.
Modelo Atômico de Dalton
Lei das proporções múltiplas:
Se dois elementos se combinam para formar mais de um composto, as
massas de B que podem se combinar com a massa de A estão na
proporção de números pequenos e inteiros.
Ex. Se para formar água 8,0 g de O se combinam com 1,0 g de H
E para formar água oxigenada 16,0 g de O se combinam com 1,0 de H
Então, em massa, a proporção de O para a de H da água para a água
oxigenada é de 2:1, ou seja, H2O2 contém duas vezes mais átomos de O
por átomos de H do que a H2O.
Modelo Atômico de Thomson
J. J. Thomson publicado em 1897 que os raios catódicos eram
partículas com massa carregadas negativamente (elétron).
Das medidas de calor (Ecinética) veio a velocidade das partículas (vé).
Da vé e da quantidade de carga total (Q) ele obteve para o elétron:
Relação carga / massa (z/m) ~ 1,2.108 C/g (C = Coulomb, no SI).
Mais precisamente = 1,76.108 C/g.
Modelo Atômico de Thomson
Em 1909, R. Melikian, com o
experimento das pequenas
gotas de óleo entre duas placas
paralelas carregadas
eletricamente (as velocidade de
queda eram alteradas conforme
a voltagem aplicada).
Os valores de carga nas gotas
eram sempre múltiplos entre si.
Conclusão: a carga de um elétron = z = 1,60.10-19C.
De z/m veio que massa do elétron (mé) = 1,60.10-19 C / 1,76.108 C/g
mé = 9,10.10-28 g.
Assim, Thomson sugeriu que o átomo seria uma esfera uniforme com
carga positiva contendo pequenas partículas carregadas
negativamente incrustadas em seu interior (pudim de ameixa).
Modelo Atômico de Rutherford
Em 1896 H. Becquerel descobriu a que o radioatividade (Urânio).
M. Curie, seu marido e E. Rutherford descobriram três tipos de radiação
(a, b e g) e concluíram que;
1. As partículas b são elétrons em alta velocidade (carga 1-)
2. As partículas a têm carga positiva (carga 2+).
3. E que g (raios) não são partículas e têm alta energia (carga 0).
Modelo Atômico de Rutherford
Em 1910, Rutherford, incidiu partículas a numa folha fina de ouro.
Conclusão: A maioria da m e da z+ (carga positiva) do átomo estava
numa região pequena e densa (núcleo).
Mais tarde Rutherford descobriu o próton em 1919 e J. Chadwick
descobriu o nêutron em 1923.
Visão atual do átomo
O comportamento químico do átomo depende apenas de 3
partículas subatômicas
Partículas
Carga
Massa (g)
Massa (u)
Próton
1+
1,6727.10-24
1,0073
Nêutron
neutra
1,6750.10-24
1,0087
Elétron
1-
9,1097.10-28
5,486.10-4
u (unidade de massa atômica) = 1,66054.10-24 g
Visão atual do átomo
Todos os átomos de um mesmo elemento (símbolo X) possuem o
mesmo número de próton (número atômico, Z).
A soma da quantidade de prótons e de neutros num determinado
átomo é chamada de número de massa, A.
Átomos de um mesmo elemento que possua diferente número de
massa (apresentam diferentes números de nêutrons) são chamados de
isótopos.
Átomos com o mesmo o número de prótons e elétrons não apresentam
carga residual (átomos neutros).
Espécies que apresentam carga residual são chamadas de íons (com
átomos de um único elemento ou de vários elementos).
Notação do elemento
atômico: AXZ
Z
Na Tabela Periódica: X
A
Tabela Periódica
diferenciado
Gases Nobre
Calcolgênios
Metais alcalinos
Metais alcalinos
terrosos
Halogênios
Grupo ou família
Tabela Periódica
Moléculas e Compostos Moleculares
Moléculas: são constituídas de dois ou mais
átomos firmemente ligados entre si
As moléculas
das substâncias
moleculares
normalmente
são formadas
por elementos
não metálicos e
são
representadas
pelas fórmulas
químicas, mas
há outras
maneiras de
representá-las.
Em perspectiva
Íons e Compostos Iônicos
Íons: são constituídas de átomo ou conjunto de átomos que
ganharam (ânions) ou perderam elétrons (cátions).
Ânion é um íon com uma carga
negativa (geralmente não metais).
Cátion é um íon com uma carga
positiva (geralmente metais).
P. ex., o átomo Na (z = 11 e A
= 23) possui 11 prótons e 11
elétrons e o átomo Cl (z = 17
e A = 35,5) possui 17 prótons
e 17 elétrons. Mas Na perde
facilmente 1 elétron e Cl
aceita bem 1 elétron, assim,
têm-se Na+ e Cl-.
Cátion sódio
(Na perde 1 é)
Ânion cloreto
(Cl ganha 1 é)
Íons e Compostos Iônicos
Compostos iônicos: são formados pela transferência de elétrons
entre átomo ou conjunto de átomos neutros.
Normalmente formado
por metais e não metais.
P. ex. o Na elementar
reage com o Cl elementar
transferindo 1 elétron do
Na para o Cl. Os íons
formados (Na+ e Cl-) são
mantidos juntos por
atração eletrostática
(cargas opostas)
formando o composto
iônico NaCl (fórmula
mínima do cloreto de
sódio).
Celas unitárias
dos arranjos
tridimensionais
de compostos
iônicos
Íons e Compostos Iônicos
Nomes e fórmulas
Cátions
1) De metal: tem o mesmo nome do metal
Na+ íon sódio; Zn2+ íon zinco; Al3+ íon alumínio
2) De mesmo metal com diferentes cargas:
Fe2+ íon ferro II ou ferroso e Fe3+ ferro III ou férrico
Cu+ íon cobre I ou cuproso e Cu2+ íon cobre II ou cúprico
3) De não metal: o nome termina em “ônio”
NH4+ íon amônio e H3O+ íon hidrônio
Íons e Compostos Iônicos
Cátions mais
comuns
Íons e Compostos Iônicos
Nomes e fórmulas
Ânions
1) monoatômicos: nome termina em “eto”
H- íon hidreto; N3- íon nitreto; Cl- íon cloreto
2) Poliatômicos com oxigênio: até dois termina em “ato” e “ito”
NO3- íon nitrato (mais O) e NO2- íon nitrito (menos O)
SO42- íon sulfato (mais O) e SO32- íon sulfito (menos O)
3) Poliatômicos com oxigênio: mais que dois
ClO4- íon perclorato (1 O a mais que o ato: acrescenta per antes)
ClO3- íon clorato (com exemplo 2)
ClO2- íon clorito (com exemplo 2)
ClO- íon hiploclorito (1 O a menos que o ito: acrescenta hipo
antes)
Íons e Compostos Iônicos
Nomes e fórmulas
Ânions
4) Poliatômicos com oxigênio e adição de H+:
a) CO32- íon carbonato e HCO3- íon hidrogenocarbonato
b) PO43- íon fosfato e HPO42- íon hidrogenocarbonato e
H2PO4- íon dihidrogenofosfato
Nome dos compostos iônicos
Nome do ânion + de + nome do cátion
CaCl2 = cloreto de cálcio
Íons e Compostos Iônicos
Ânions
mais
comuns
Íons e Compostos Iônicos
Ânions
mais
comuns
Íons e Compostos Iônicos
Ácidos
Arrhenius: ácido são moléculas que liberam H+ em água
Ácido é um composto iônico: [cátion (H+) + ânion] seu nome
Exemplo:
Cl- (cloreto); HCl (ácido clorídrico)
NO2- (nitrito); HNO2 (ácido nitroso)
SO42- (sulfato); H2SO4 (ácido sulfúrico)
Dê o nome dos seguintes compostos iônicos:
Fe(OH)2; Cu(NO3); Cu(NO3)2; Ba(ClO4)2; Li3PO4; Sr(CN)2; KMnO4; H2CO3;
KH2PO4; N2O; NO; NO2; N2O5; Cr(OH)3; Fe2(CO3)3; FeCO3; KBr; KBrO3;
H3BO3; Ca3(PO4)2
Estequiometria
A estequiometria é a relação quantitativa existente entre as espécies
químicas que reagem entre si.
Lei da conservação das massas: A massa total de uma substância
presente ao final de uma reação química é a mesma massa total
do início da reação (A. Lavoisier, 1789).
Os átomos não são criados e nem destruídos numa reação
química
Estequiometria
A equação química representa de forma concisa uma reação química
(nela é possível se saber as condições essenciais da reação)
Exemplo: reação de formação da água
(g)
(g)
Etapas
1) Equação química
(L)
(estados físicos, etc)
2) Balanceamento
(coeficientes
estequiométricos)
3) Relações molares
4) Relações mássicas
(pela massa molar)
Estequiometria
Tipos de reação
1) Reação de combinação ou composição
Estequiometria
Tipos de reação
1) Reação de combinação quando um dos reagentes é o O2
REAÇÃO DE COMBUSTÃO
2 Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)
C8H18(L) + O2(g)  8CO2(g) + 9H2O(L)
Estequiometria
Tipos de reação
2) Reação de decomposição
Massa / Mol
Massa é uma medida invariável da quantidade de matéria contida em
um objeto.
Peso é a força da atração entre um objeto e sua vizinhança (Terra).
Mol é uma quantidade definida (de matéria) = 6,022.1023 (Número de
Avogadro).
Massa Molar é a massa, em g, de uma quantidade igual a 1 mol
(6,022.1023) de matéria (molécula, íons, etc).
Massa / Mol
Questão: Qual a massa, em g, de 6,022.1023 (1 mol) átomos do isótopo
12 do carbono (12C)?
Resposta: Exatamente 12,000 g!
Questão: Qual a massa, em g, de 1 átomo do isótopo 12 do carbono
(12C)?
Resposta: Exatamente 12,000 g / 6,022.1023 = 1,9927.10-23 g = 12u
(unidade de massa atômica).
Questão: Qual a massa, em g, de 1 u?
Resposta: Exatamente 12,000 g / 12 = 1,6606.10-24 g