Química Aplicada

Química Aplicada
Ortoprotesia
1º Ano, 2ºSemestre
2006/2007
1
Programa das aulas teóricas
1.
Estrutura Atómica
2.
Ligação química
3.
Propriedades físicas das soluções
4.
Reacções químicas e cálculos estequiométricos
5.
Termodinâmica
6.
Equilíbrio químico
7.
Equilíbrio ácido-base
8.
Equilíbrio de solubilidade
9.
Electroquímica
2
Bibliografia
“Química”, R. Chang, 5ª Edição, Mc Graw Hill, Lisboa,
1994.
“Chemistry- the Study of Matter and its Changes”, J. E.
Brady and J. R. Holum, John Wiley & Sons, Inc, New
York, 1993.
“Chemistry – the central science”, T. L. Brown, H. E. LeMay
Jr. and B. E. Bursten, 6th Edition, Prentice-Hall, Inc., 1994.
3
Avaliação
Serão realizados dois testes de avaliação durante o
semestre (frequências). A classificação final será a
média das classificações dos dois testes ou a
classificação do exame final.
Frequências: 23-27 de Abril
4-8 de Junho
4
Objectivos da cadeira de QG I
• Dotar os alunos dos conhecimentos básicos em
Química
• Fornecer conhecimento da estrutura atómica e
molecular que abre caminho à discussão das
propriedades, das relações químicas e da
reactividade.
5
Tópicos a ser estudados (I)
Introdução (revisão)
Estrutura da matéria: átomos, moléculas e iões
Elementos, Compostos, Misturas
Teoria atómica de Dalton
A moderna estrutura atómica
A tabela periódica
Metais, não metais e metalóides
Reacção dos elementos: formação de compostos moleculares
e iónicos
Propriedades de compostos iónicos e moleculares
Nomenclatura química inorgânica
6
Tópicos a ser estudados (II)
Estrutura atómica
Radiação electromagnética e espectros atómicos
Modelo de Bohr e átomo de hidrogénio
Propriedades ondulatórias da matéria e mecânica quântica
Estrutura electrónica dos átomos
Configuração electrónica e a tabela periódica
Forma das orbitais atómicas
Variação das propriedades atómicas com a estrutura electrónica.
7
O que é a Química?
Química: é a ciência que se ocupa do estudo da matéria, ou seja, qual é a sua
composição, as suas propriedades e como se relacionam com as
transformações (reacções químicas) por ela sofrida.
Matéria: é tudo o que ocupa espaço e possui massa. Pode ser de origem natural
ou manufacturada. A matéria tanto é aquilo que nós podemos tocar e sentir
(ex: água, terra, árvores) como aquilo que não se presta a tal (ex: ar).
ASSIM TUDO O QUE VEMOS OU USAMOS TEM SEMPRE ALGO DE
“QUÍMICO”.
8
Classificação da matéria
Matéria
Misturas
Misturas
Homogéneas
Misturas
Heterogéneas
Substâncias Puras
Compostos
Elementos
9
Espécies de matéria
Elemento: é uma substância que não pode ser decomposta em materiais mais simples através de
reacções químicas. Representam-se por símbolos compostos por uma ou duas letras. Ex: Na, Cl, Br,
H, Mg, etc. Podem combinar-se formando os compostos.
Substância: é uma forma de matéria com composição definida e propriedades próprias. Podem ser
identificadas por: aspecto, cheiro, paladar, etc.
Composto: é uma substância formada a partir de dois ou mais elementos na qual estes são sempre
combinados proporcionalmente de forma fixa (i.e. constante) em termos de massa. Os compostos só
são separados nos componentes puros por processos químicos. Ex: H2O, CCl4, etc.
Mistura: é uma combinação de duas ou mais substâncias em que estas mantêm a sua identidade própria.
Têm composição variável.
Podem ser desfeitas por meios puramente físicos, mantendo os seus
constituintes a identidade inicial.
Ex: Ar, refrigerantes, leite, cimento.
10
Classificação das misturas
As misturas podem ser:
1- Homogéneas: têm as mesmas propriedades em toda a amostra.
Também se chamam soluções (Cap 3).
2- Heterogéneas: consiste em duas ou mais regiões chamadas fases, as
quais diferem nas propriedades.
Ex: gasolina/água; gelo/água líquida (têm a mesma composição química,
mas estão em
diferentes estados físicos).
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Propriedades da Matéria
• Propriedades físicas: pode ser medida ou observada sem
que a composição ou integridade da substância respectiva
seja afectada.
Ex: ponto de fusão; ponto de ebulição,
densidade, etc. Ex: Gelo → Água
• Propriedades químicas: ex: combustão do hidrogénio
gasoso em atmosfera de oxigénio
12
Representação química da matéria
Símbolo químico: é a forma abreviada de representar o
elemento. Ex:. Na, K, F, etc.
Fórmulas químicas: é uma forma abreviada de representar o
elemento ou do composto.
Indica a composição da
substância química. Ex:. H2O, F2, CO2, etc. Temos 3 tipos
de fórmulas: a fórmula molecular, a fórmula empírica e a
fórmula estrutural.
13
Fórmulas químicas
•
Fórmulas Moleculares: indica o número exacto de átomos de cada um dos elementos presentes na
molécula.
•
–
Moléculas diatómicas (H2, N2, O2, etc.)
–
Moléculas poliatómicas
–
Diferentes formas do mesmo elemento dá-se o nome de formas alotrópicas ou alótropos (ex: O2, O3)
Fórmulas Empíricas: indica os elementos presentes e qual a proporção entre eles, na forma do menor
número possível de átomos.
–
Ex: H2O2→HO
•
•
N2H4 →NH2
Fórmulas estruturais: indica os elementos presentes, os tipos de ligações existentes entre eles e qual a
sua distribuição no espaço.
14
Átomos, moléculas e reacções
químicas
•
Átomo: é a partícula mais pequena constituinte da matéria
•
Moléculas: resultam da junção de átomos, formando partículas estáveis.
•
Equações químicas: descreve o que acontece quando ocorre uma reacção química.
•
Ex:.
Zn + S → ZnS
4C4 H10 ( g ) + 13O2 ( g ) → 8CO2 ( g ) + 10 H 2O(l )
–
Lei da conservação de massa: numa reacção química não há ganho nem perda de massa. A massa conservase.
–
Coeficientes: são os números em frente às formulas químicas. Servem para acertar a equação. Isto acontece
quando o número de átomos de cada elemento é o mesmo em ambos os lados da seta.
–
Indicar o estado físico dos reagentes e produtos
15
Do que é feita a matéria?
™
™
Demócrito (séc. V a.c.)→ toda a matéria é composta por partículas muito pequenas e
indivisíveis a que chamou átomos (indivisível)
John Dalton (1808) → estabelece a teoria atómica que marca o inicio da era moderna
da Química.
1.
Elementos são constituídos por átomos;
2.
Átomos de um dado elemento são idênticos, tendo o mesmo tamanho, massa e propriedades
químicas;
3.
Átomos de diferentes elementos diferem entre si em pelo menos uma propriedade;
4.
Compostos são constituídos por átomos de mais de um elemento;
5.
A razão entre o número de átomos de dois elementos no mesmo composto, é um número
inteiro, ou então uma fracção simples;
6.
Reacções químicas consistem na separação, combinação ou rearranjo de átomos mas nunca
na criação ou destruição destes.
™
1850→séc. XX: estudos demonstraram a existência de uma estrutura interna do átomo, ou seja ele
é constituído por partículas subatómicas, que são de 3 tipos: electrões, protões e neutrões.
16
Qual a estrutura do átomo?
1- protões: têm carga positiva e formam o núcleo
2- neutrões: não têm carga e formam o núcleo
3- electrões: têm carga negativa e localizam-se em torno do núcleo.
Número atómico, Z = número de protões
A
Z
X
Número de massa, A = número de protões + número de neutrões
Isótopos: são átomos do mesmo elemento que diferem no número de neutrões.
Portanto têm o mesmo número atómico e diferem no número de massa.
17
Massa dos átomos
Massa atómica: é impossível pesar só um átomo, mas podemos determinar experimentalmente a relação
entre as massas de 2 átomos, i.e. massa relativa. Por convenção utiliza-se como massa padrão a massa
de um isótopo carbono-12 (tem 6 protões + 6 neutrões) tem exactamente 12 unidades de massa
atómica (u.m.a.)
Massa atómica média: resulta de na natureza os elementos possuirem vários isótopos com diferentes
percentagens daí a massa indicada ser a massa média da mistura de isótopos.
Massa molar dos elementos e número de Avogadro: no laboratório ou noutras situações concretas
lidamos com amostras compostas com um grande número de átomos. Os químicos têm por isso uma
unidade especial para exprimir esses grandes números que é a mole. Mole é a unidade de quantidade
de matéria que contém tantas unidades elementares – átomos, moléculas ou outras partículas- quantos
os atómos de carbono existentes em exactamente 12 g de carbono-12.
1 mole = 12 g de carbono-12 = 6,023 x 1023 partículas
18
Estrutura atómica e electrónica (I)
•
J.J. Thomson (1900): o átomo era uma esfera de matéria positiva
uniformemente distribuída, na qual se encontravam dispersos o
electrões.
•
Ernest Rutherford (1910): defende que a maior parte do átomo era
espaço vazio, a carga positiva estaria centrada na zona central do
átomo, o núcleo. As partículas de carga positiva que o constituem são
os protões.
•
James Chadwick (1932): demonstra a existência de partículas neutras
no núcleo, os neutrões.
19
Estrutura atómica e electrónica (II)
Estrutura electrónica: entende-se o arranjo dos electrões nos átomos, ou seja o número de electrões, onde
podem ser encontrados e que energia possuem.
O conhecimento da estrutura electrónica dos átomos provém da análise da luz emitida ou absorvida por a
substância. Para compreender a base para o nosso modelo de estrutura electrónica temos que saber
um pouco mais ácerca da luz.
A luz que é vista aos nossos olhos chama-se, luz visível e é um tipo de radiação electromagnética. Esta
também pode ser conhecida por por energia radiante pois carrega energia através do espaço.
20
Radiações electromagnéticas
- têm uma velocidade 3,00x108 m/s;
- têm características de onda e como tal podem ser caracterizadas por parâmetros:
-Periodo (T): é o intervalo de tempo entre 2 picos sucessivos; exprime-se em segundos
-Frequência (ν): é o número de comprimentos de onda, ou ciclo, que passa num dado ponto por
segundo. Expressa-seem hertz (Hz).
-Comprimento de onda (λ): é a distância entre dois picos sucessivos; exprime-se em metros (m)
0
ou angstronsA ( ).
-Velocidade de propagação: é o espaço percorrido pela onda em cada unidade de tempo. Exprimese em ms-1. v = λ/T.
-Número de ondas: é o número de comprimentos de onda por unidade de comprimentos.
Representa-se por
−
ν
. Exprime-se em cm-1.
A luz tem características de onda e
de partículas em simultâneo.
21
Como se distribuem os electrões no
espaço
•
Max Planck (1900): ao estudar a radiação emitida por sólidos
aquecidos a várias temperaturas descobriu que átomos e moléculas
emitiam ou absorvem energia em quantidades fixas, a que chamou
quantum.
•
1905, Albert Einstein (1879-1955): quantifica e energia
E = hν
h = é a constante de Planck = 6,63 x 10-34 Js; ν é a frequência (Hz)
22
O Átomo de Bohr
Estas teorias de Planck e de Einstein servem de base ao físico dinamarquês Niels Bohr (1913) para elaborar
um modelo do átomo. Utiliza o H como exemplo e assume que os electrões circulam em orbitas à volta do
núcleo adoptando a ideia de Planck que têm energia quantificada. Portando os electrões circulam à volta do
núcleo, que é carregado positivamente, em orbitas com um determinado raio a que lhe correspondem
determinadas energias .
A energia do átomo de hidrogénio é dada pela expressão:
 1 
En = − RH  2 
n 
RH – constante de Rydberg = 2,18x10-18
n – Número quântico principal
23
Experiência de Bohr
No espectro atómico do H existem 5 séries de riscas que tomam o nome dos investigadores
que as estudaram:
As teorias de Planck e de Einstein servem
de base a Niels Bohr (1913) para explicar
o espectro de linhas do H
24
A dupla natureza do electrão
Louis de Broglie (1892-1987) propôs que o electrão do H no seu movimento
circular em volta do núcleo está associado um determinado comprimento de onda:
h
λ=
mv
25
Principio de incerteza de Heisenberg (1901-1976)
•
A natureza dupla (ondulatória e corpuscular) da matéria é uma
limitação fundamental para determinar a posição e o momento linear
de cada partícula.
•
Estipula que é impossível conhecer simultâneamente e com exactidão o momento linear (definido
como massa multiplicada pela velocidade) e a posição de uma partícula (x).
∆x ∆p ≥ h/4π
•
•
Se medirmos o momento linear de uma partícula (∆p- incerteza no momento linear o mais pequena
possível) o nosso conhecimento da posição da partícula torna-se menos preciso;
Se a posição da partícula é conhecida com precisão, então a medição do seu momento tem de ser
menos precisa.
26
O modelo da Mecânica Quântica
1926, Erwin Schrödinger propôs a equação de onda, que
engloba o comportamento ondulatório e corpuscular do
electrão. Da resolução dessa equação resulta as funções
de onda, representadas pelo símbolo ψ. Contudo apenas
o quadrado desta função, ψ2 fornece informação sobre a
localização
do
electrão
ou
seja
representa
a
probabilidade de encontrar o electrão num determinado
ponto. Ψ2 é chamado a probabilidade da densidade.
Orbital: é a função de onda (ψ) de um electrão num
átomo. Caracteriza-se pela energia e pela forma.
27
Distribuição electrónica (I)
O modelo do átomo de Bohr introduz o número quântico principal e o modelo quântico tem 3 números
quânticos, n, l, ml;
Número quântico principal, n
•
tem valores inteiros que vão de 1, 2, 3 etc;
•
à medida que n aumenta a orbital torna-se maior e o electrão passa mais tempo afastado do núcleo –
tem mais energia e está menos ligado ao núcleo.
Número quântico secundário ou azimutal, l
•
Tem valores que vão de 0 a n-1;
•
Define a forma do orbital;
•
Designa-se por letras s, p, d e f.
Valores de l
0 1 2 3 4 5
Letra usada
s p d f g h
28
Distribuição electrónica (II)
•Número quântico magnético, ml
•Tem valores que vão de l a –l, incluindo 0
•Descreve a orientação da orbital no espaço
A colecção de orbitais com o mesmo valor de n é chamada de camada electrónica;
Uma ou mais orbitais com o mesmo n e l chama-se subcamada.
Ex: 1ª camada (n=1) tem apenas uma subcamada;
2ª camada (n=2) tem 2 subcamadas: 2s e 2p;
3ª camada (n=3) consiste em 3 subcamadas 3s, 3p e 3d.
Cada subcamada está dividida em orbitais:
cada camada s tem 1 orbital;
cada subcamada p tem 3 orbitais;
cada subcamada d tem 5 orbitais;
29
Configuração electrónica
•
Configuração Electrónica: diz-nos a forma como os electrões estão distribuídos pelas várias orbitais
atómicas.
•
–
Notação simplificada: (n, l, me, ms)
–
Ex: 1s2 2s2 2p6
Regras de preenchimento de orbitais:
–
Principio de energia mínima: num átomo no estado fundamental, primeiro preenchem-se as
orbitais vazias de mais baixa energia. A energia de um electrão é igual ao somatório do nº
quântico principal e do nº quântico azimutal.
–
Ex: orbitais 4s e 3d têm níveis energéticos muito próximos. Mas a energia total de um átomo
depende não só do somatório dos Nºs quânticos, mas também das repulsões entre os electrões
nessas orbitais ⇒ A energia do átomo será inferior se preenchermos primeiro a orbital 4s e
depois a 3d
–
Principio de exclusão de Pauli: nenhum par de electrões pode ter os quatro números quânticos
iguais = apenas dois electrões estão na mesma orbital atómica e estes têm spins opostos
–
Regra de Hund: o arranjo mais estável dos electrões em subcamadas é aquele que contém o
maior número de spins paralelos.
30
Ordem de preenchimento
•
•
•
•
•
•
1s
2s
3s
4s
5s
6s
2p
3p
4p
5p
6p
3d
4d
5d
6d
5f
6f
31
Representação dos orbitais
32
Periodicidade Química
33
Tabela Periódica
Mandeleev estabelece a lei periódica: as propriedades físicas e químicas dos elementos variam de uma
forma periódica com o peso atómico.
34
Classificação periódica dos elementos
(I)
¾A tabela periódica é constítuida por grupos e períodos;
¾Quando nos movemos ao longo do grupo, aumenta o número quântico
principal, n, das orbitais da camada de valência; e se nos movermos ao longo
de periodo aumenta o número de electrões;
¾Se analisarmos a distribuição electrónica dos átomos dispostos na tabela
periódica e de acordo com o tipo de subcamada que estão a ser preenchidas,
podemos dividir em categorias os elementos em – elementos representativos,
os gases nobres, os elementos de transição (ou metais de transição), os
lantanídeos e os actinídeos.
35
Classificação periódica dos elementos
(II)
¾ Elementos representativos têm as subcamadas s ou p de maior número quântico
principal incompletamente preenchidas;
¾ Os gases nobres (elementos do grupo 8A) têm todos uma subcamada p completamente
preenchida excepção do hélio cuja configuração electrónica é 1s2.
¾ Os metais de transição são os elementos dos grupos 1B e 3B até 8B, que têm
subcamadas d não completamente preenchidas. Os elementos do grupo 2B são o Zn, o
Cd e o Hg, que nem são elementos representativos nem metais de transição.
¾ Os lantanídeos e actinídeos são por vezes denominados elementos de transição do bloco
f porque têm subcamadas f não completamente preenchidas.
36
Variações periódicas das propriedades físicas
Raio Atómico: é metade da distância entre os dois núcleos de dois átomos metálicos adjacentes.
37
Raio Iónico:
•
Raio Iónico: é o raio de um catião ou de um anião.
•
Quando um átomo neutro é convertido num anião o seu tamanho (ou
raio) aumenta, visto que a carga nuclear permanece a mesma mas a
repulsão resultante do(s) electrão(ões) adicional(ais) aumenta a
extensão da nuvem electrónica. Já o catião é menor do que o átomo
neutro, visto que a remoção de um ou mais electrões reduz a repulsão
electrão-electrão mas a carga nuclear permanece igual, pelo que a
nuvem electrónica se contrai.
38
Iões isoelectrónicos
•
Considerando os iões isoelectrónicos, verificamos os catiões são
menores do que os aniões; Ex: Na+« F-
•
Em catiões isoelectrónicos: os raios de iões tripositivos (3+) são
menores do que os iões dipositivos (2+) que por sua vez são menores
do que os iões monopositivos(1+); Ex: Al3+ « Mg2+ « Na+.
•
Aniões isoelectrónicos, verificamos que a carga mononegativa para
iões dinegativos e assim sucessivamente.
39
Energia de ionização
Energia de Ionização: é a energia mínima necessária para remover um electrão de um átomo gasoso
no seu estado fundamental. A grandeza da energia de ionização é uma medida do esforço necessário para
forçar um átomo a libertar um electrão, ou da força com que o electrão está preso no átomo.
energia + X ( g ) → X + ( g ) + e −
energia + X(g) → X+(g) + eI1
energia + X+(g) → X2+(g) + eI2
energia + X2+(g) → X3+(g) + eI3
I1 < I2 < I3
40
Afinidade electrónica
Afinidade electrónica: é a variação de energia que ocorre quando um electrão é captado por um átomo no
estado gasoso. É a capacidade para aceitar um ou mais electrões.
−
−
X (g) + e → X (g)
41
Variações das propriedades químicas
H (1s1)
-Tem um electrão na camada;
-H + : está hidratado em solução;
-H- : é demasiado reactivo para existir em água mas que existe nalgum composto iónico.
Elementos do Grupo 1A (ns1, n ≥ 2) :
-baixas energias de ionização
-encontram-se sob a forma de iões monopositivos nos seus compostos
-não se encontram na natureza na forma livre, pois são muito reactivos
-reage com a água para produzir hidrogénio gasoso e o correspondente hidróxido metálico
-formam com o oxigénio óxidos
4Li(s) + O2(g) → 2Li2O(s)
2Na(s) + O2(g) → Na2O2(s) (),
potássio, rubídio, césio
-óxidos são compostos iónicos, e a estabilidade depende da força com que aniões e catiões se atraem
mutuamente.
42
Variações das propriedades químicas
Elementos do Grupo 2A (ns2, n ≥ 2) :
-tendência para formar iões M2+, carácter metálico aumenta quando se desce no grupo
-compostos de Be encontram-se sob a forma molecular e não iónica.
-só Ca, Sr e o Ba reagem com a água fria
-reactividade com o oxigénio aumentam também do Be para o Ba; Be e Mg só formam óxidos a
elevadas temperaturas
-Ca, Sr, Ba reage com ácidos para produzir hidrogénio gasoso:
Mg(s) + 2H+(aq) → Mg2+(aq) + H2(g)
•Elementos do Grupo 3A (ns2np1, n ≥ 2) :
-boro é um metalóide, os restantes são metais
-boro não forma compostos iónicos binários e não reage com O2 e com a H2O
-Al forma óxido de Al; forma iões tripositivos, reage com o H+
-formam iões monopositivos e tripositivos, embora os primeiros sejam mais estáveis
-elementos formam compostos moleculares.
43
Variações das propriedades químicas
Elementos do Grupo 4A (ns2np2, n ≥ 2) :
-carbono é não-metal, Si e Ge são metalóides. Não formam compostos iónicos
-estanho e chumbo são metais, reagem com a água, ácido libertando hidrogénio gasoso.
-C4+, Si4+ mais estável
-Pb2+ é mais estável que a forma 4+; o Sn é o intermédio entre estes estados de oxidação.
Elementos do Grupo 5A (ns2np3, n ≥ 2) :
-N, P são não metais; As e o Sb são metalóides e o Bi é um metal
-existe na forma N2 forma os óxidos NO, N2O, NO2, N2O4, N2O5(s). Têm tendencia a formaro
ião nitrilo N3-. Li3N e Mg3N2 são compostos iónicos.
-P forma moléculas P4 e forma dois óxidos sólidos o P4O6 e P4O10.
-As, Sb, Bi têm estruturas tridimensionais extensas.
Elementos do Grupo 6A (ns2np4, n ≥ 2) :
-O, S, Se, são não metais, Te e Po são metalóides.
- existem nas formas, O2, S8, Se8; Te e o Po têm estruturas tridimensionais mais extensas
-O2-, S2-,Se2-, Te2-; formam um grande nº de compostos moleculares com não-metais.
44
Variações das propriedades químicas
Elementos do Grupo 7A (ns2np5, n ≥ 2) :
-Todos os elementos são não-metais; fórmula geral X2
-formam aniões do tipo X-formam compostos moleculares entre eles ex: ICl e BrF3 e com elementos não-metálicos de outros
grupos PCl5 e NF3.
- H2(g) + X2(g) → 2HX(g)
X=F (reacção violenta), Cl e I (reacção menos violenta)
Elementos do Grupo 8A (ns2np6, n ≥ 2) :
-Existem na forma monoatómica, pouco reactivos
-Energias de ionização muito elevada
Grupo 1B
-Cu, Ag, Au: são pouco reactivos; têm energias de ionização elevadas. Os electrões d não são eficientes
na blindagem.
45
Compostos iónicos e moleculares
Os átomos combinam-se entre si de 2 formas:
1- partilhando electrões entre si formam moléculas dando origem a compostos moleculares;
2- transferência de um ou mais electrões de um átomo para outro formando iões,e dando
origem a compostos iónicos.
Ligação Química
(Cap. 2)
46