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Instituto de Química-UFRJ
Prof. Antonio Guerra
UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO – UFRJ
INSTITUTO DE QUÍMICA – IQ
INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Química Geral I – IQG114
Departamento de Química Inorgânica - DQI
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TRANSFORMANDO A MATÉRIA
 Práticas experimentais na antiguidade
 Objetos de cerâmica e porcelana
 Fabricação de seda
 Produção de pigmentos e vernizes
 Produção de pólvora
 Curtimento de peles
 Fabricação de vidro
 Produção de cosméticos
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TRANSFORMANDO A MATÉRIA
 A Era dos Metais
 Ouro
 Cobre (4500 a.C.)
 Bronze (3300 a.C.)
Moedas antigas de ouro
 Ferro (1200 a.C.)
Malaquita
Magnetita
Utensílios de bronze
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O ELEMENTO PRIMORDIAL
 Tales (640-546 a.C.) – a água
 Anaximenes (560-500 a.C.) – o ar
 Heráclito (536-470 a.C.) – o fogo
 Empédocles (490-430 a.C.) – os quatro elementos
 Aristóteles (384-322 a.C.)
 A “quinta essência” – éter
 As “forças cósmicas”
 amor e ódio
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OS ALQUIMISTAS
 Os “elementos” ou “princípios”:
Ar
Terra
Água
Sal
Mercúrio
Ouro
Estanho Chumbo
Ar
( I. M. Rozenverg, Química Geral. São Paulo: Editora Blucher, 2002, p.6.)
 A latroquímica de Paracelso (1493-1541)
 Sal (corpo)
 Mercúrio (alma)
 Enxofre (espírito)
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OS PRECURSORES DA QUÍMICA
 Robert Boyle (1627-1691) – introduziu o conceito de elemento
 Henry Cavendish (1731-1810) – definiu a composição elementar da água
 Georg Ernest Stahl (1659-1734) – a teoria do flogisto
 Tenta explicar os fenômenos de combustão, oxidação e redução
dos metais
ferro
Δ
flogisto + cal ferrosa
flogisto (carvão) + cal ferrosa
flogisto + ar
fogo
Δ
ferro
calor
 o flogisto apresentava peso negativo
Sugestão de leitura:
Boletins da Sociedade Portuguesa de Química, vol. 53, 1994, p.9-14.
http://www.spq.pt/magazines/BSPQ/577/article/3000630/pdf
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A QUÍMICA COMO CIÊNCIA
“Science is the pursuit and application of knowledge and understanding of the
natural and social world following a systematic methodology based on evidence.”
(Science Council - http://sciencecouncil.org/about-us/our-definition-of-science/)
 Ciências naturais: Química, Física, Biologia, Geologia e Astronomia
Antoine-Laurent Lavoisier (1743-1794):
 Em 1772 inicia uma série de
experimentos rigorosos e planejados
sobre combustão, que levaram à
formulação de hipóteses.
 “derruba” as teorias dos quatro
elementos e do flogisto.
 formulou a lei da conservação das
massas. (o uso da balança!)
https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=38837139
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A QUÍMICA COMO CIÊNCIA
 Formulação das Leis Ponderais:
 Conservação
das massas (Lavoisier, 1774)
 Proporções definidas (Proust, 1797)
 Proporções recíprocas (Richter, 1792)
 Proporções múltiplas (Dalton, 1803)
 Volumétricas (Gay-Lussac, 1809)
 Teoria Atômico-Molecular (Dalton-Avogadro, 1808)
 Tabela Periódica dos elementos (Mendeléiev, 1869)
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A MATÉRIA
 Elemento químico  átomo caracterizado e individualizado pelo
número atômico (Z – número de prótons no núcleo).
 Sustância Simples ou elementar  constituída por átomos de um
único elemento químico (H2, C, N2, O2 , O3, Cl2 , Fe, Xe, etc.).
 Substância Composta  composta por átomos de dois ou mais
elementos químicos (H2O, NaCl, H2SO4, KOH, etc.).
 Mistura  duas ou mais substâncias colocadas em contato físico.
 Sistema Heterogêneo  não apresenta a mesma composição,
propriedade ou aparência em todo volume (várias fases) [areia,
lama, etc.].
 Sistema Homogêneo  são uniformes em todo o volume (uma
única fase) [ar, água mineral, etc.]
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A MATÉRIA
Matéria
Não
Sim
É uniforme?
Sistema
heterogêneo
Processos mecânicos
de separação
Centrifugação,
decantação,
filtração, etc.
Não
Elementar
Sistema
homogêneo
Não
Pode ser separado por
processos físicos?
Mistura líquida
ou gasosa
Substância pura
Pode ser decomposta por
processos químicos?
Sim
Sim
Destilação,
cromatografia,
adsorção, etc.
Composta
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SÍMBOLOS E NOMES
 Jacob Berzelius (1779-1848) – inicial maiúscula do nome em latim.
 Os mais recentes – celebridades científicas ou descobridores.
Nome do Elemento
Nome de origem
Símbolo
Cálcio
Calcium
Ca
Carbono
Carbo
C
Hidrogênio
Hidrogenium
H
Mercúrio
Hidrargyrium
Hg
Potássio
Kalium
K
Sódio
Natrium
Na
Einstênio
A. Einstein
Es
Mendelévio
D. Mendeleiev
Mv
Sugestão de leitura:
Boletins da Sociedade Portuguesa de Química, vol. 119, 2010, p.43-48.
http://www.spq.pt/magazines/BSPQ/649/article/30001596/pdf
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AS LEIS PONDERAIS
 Leis da estequiometria:
 Gravimétricas  referem-se às proporções em massa.
 Volumétricas  referem-se às proporções em volume.
 Lei da Conservação das Massas – Lavoisier (1774)
 Inicialmente sugerida por Mikhail V. Lomonossov (1711-1765).
“A massa total de um dado sistema isolado permanece constante
independentemente dos fenômenos químicos que nele ocorram.”
https://www.youtube.com/watch?v=J5hM1DxaPLw
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AS LEIS PONDERAIS
 Lei da Conservação das Massas – Lavoisier (1774)
 Implicitamente, Lavoisier também definiu a lei da conservação dos
elementos químicos.
“A massa de cada elemento químico contido em um sistema isolado permanece
constante, independentemente dos fenômenos químicos que nele ocorram.”
 Reações nucleares não são regidas pela lei da conservação das
massas
 Sendo ΔE=Δm.c2, para Δm=1g  ΔE= 91020erg.
 Equivale a 24.000 toneladas de TNT (trinitrotolueno).
 Ou 25milhões de kWh.
“As reações químicas conservam a massa total do sistema reacional e os
elementos participantes da reação.”
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AS LEIS PONDERAIS
 Lei das Proporções Definidas – Proust (1797)
“Existe uma razão constante entre as massas m1 e m2 das substâncias S1 e S2 que
reagem entre si para gerar um produto P.”
 Exemplo: combustão do álcool etílico
Etanol + oxigênio  gás carbônico + água
 experimentalmente, observou-se que 23,0g de etanol (m1) reagem
com 48,0g de oxigênio (m2), produzindo 44,0g de gás carbônico (m3)
e 27,0g de água (m4).
 Quaisquer massas de etanol e oxigênio reagirão segundo a
proporção definida por:
𝑚1 23,0
𝑚1 23,0
𝑚1 23,0
𝑚2 48,0
𝑚2 48,0
𝑚1 23,0
𝑚2 48,0
=
𝑜𝑢
=
𝑜𝑢
=
𝑜𝑢
=
𝑜𝑢
=
𝑜𝑢
=
𝑜𝑢
=
𝑚2 48,0
𝑚3 44,0
𝑚4 27,0
𝑚3 44,0
𝑚4 27,0
𝑚𝑃 71,0
𝑚𝑃 71,0
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AS LEIS PONDERAIS
 Lei das Proporções Definidas – Proust (1797)
 As quantidades de substâncias reagentes podem ser quaisquer para
que a reação aconteça.
 30,0g de etanol + 48,0g de oxigênio produzem 44,0g de gás
carbônico e 27,0g de água, restando 7,0g de etanol (excesso).
 Outro exemplo: produção de amônia
 17,0g de nitrogênio (m1) reagem com 3,0g de hidrogênio (m2),
produzindo 17,0g de amônia (m3).
 Pela lei Proust podemos afirmar que em 100g de amônia as
seguintes proporções devem existir:
𝑚1 14,0 𝑚1 14,0 𝑚2
3,0
=
,
=
𝑒
=
𝑚2
3,0 𝑚𝑃 17,0 𝑚𝑃 17,0
𝑙𝑜𝑔𝑜,
𝑚1
14,0
𝑚2
3,0
=
𝑒
=
100 17,0
100 17,0
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AS LEIS PONDERAIS
 Lei das Proporções Definidas – Proust (1797)
𝑚1
14,0
𝑚2
3,0
=
𝑒
=
100 17,0
100 17,0
Ainda no exemplo da produção de amônia, podemos afirmar que:
 m1 = 82,4g de nitrogênio e m2 = 17,6g de hidrogênio para 100g
de amônia.
 Ou seja, a amônia é constituída por 82,4% de nitrogênio e
17,6% de hidrogênio (SEMPRE!).
 Pensando na água (18,0g), temos que 2 unidades de massa (ou
11,1%) são do hidrogênio e 16 unidades de massa (ou 88,9%) são do
oxigênio.
 Logo, 100,0g de água são compostos 11,1g de hidrogênio e
88,9g de oxigênio.
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AS LEIS PONDERAIS
 Lei das Proporções Múltiplas – Dalton (1804)
 Duas substâncias S1 e S2 podem reagir entre si em diferentes
proporções, gerando diferentes produtos.
“Existe uma razão de números inteiros e pequenos entre diferentes massas (m1a,
m1b, m1c...) de uma substância S1, que reagem com a mesma massa (m2) de uma
substância S2.”
𝑚1𝑏 𝑚1𝑐 𝑚1𝑐
;
;
;…
𝑚1𝑎 𝑚1𝑐a 𝑚1𝑏
1 1 2 1
; ; ; ;…
2 3 3 4
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AS LEIS PONDERAIS
 Lei das Proporções Múltiplas – Dalton (1804)
 Voltemos ao álcool etílico! Ele pode sofrer:
 combustão
Etanol + oxigênio (m1a)  gás carbônico + água
 oxidação
Etanol + oxigênio (m1b)  aldeído acético + água
Etanol + oxigênio (m1c)  ácido acético + água
 Experimentalmente, observa-se que 100,0g de etanol reagem com
m1a = 208,70g de oxigênio; m1b = 34,78g de oxigênio; e m1c = 69,57g
de oxigênio.
𝑚1𝑏
34,78
1 𝑚1𝑐
69,57
1 𝑚1𝑐 69,57 2
=
= ;
=
= ;
=
=
𝑚1𝑎 208,70 6 𝑚1𝑎 208,70 3 𝑚1𝑏 34,78 1
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AS LEIS PONDERAIS
 Proporções Múltiplas e Definidas!
 Experimentalmente, observa-se que o mercúrio (m1) forma duas
substâncias diferentes com o cloro (m2):
 Substância 1: 84,92% de mercúrio e 15,08% de cloro;
 Substância 2: 73,80% de mercúrio e 26,20% de cloro;
 Pela lei de Proust temos:
𝑚1𝑎 84,92
84,92
=
; 𝑜𝑢 𝑚1𝑎 =
𝑚2𝑎 = 5,63𝑚2𝑎
𝑚2𝑎 15,08
15,08
𝑚1𝑏 73,80
73,80
=
; 𝑜𝑢 𝑚1𝑏 =
𝑚 = 2,81𝑚2𝑏
𝑚2𝑏 26,20
26,20 2𝑏
𝑚1𝑎 5,63𝑚1𝑎 2
=
=
𝑚1𝑏 2,81𝑚2𝑏 1
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AS LEIS PONDERAIS
 Lei das Proporções Recíprocas – Richter (1792)
“Existe uma razão de números inteiros e pequenos (a e b) entre as massas (m1 e
m2) de duas substância S1 e S2 que reagem com a mesma massa (m3) de uma
terceira substância (S3), dada por (m1/m2)(a/b) .”
 Exemplo: reações do enxofre e arsênio com o cálcio
 Experimentalmente, observa-se que 50,0g de cálcio (m3)
reagem com 40,0g de enxofre (m1), produzindo 90,0g de sulfeto
de cálcio;
 e que 62,5g de arsênio (m2), produzindo 112,5g de arsenito de
cálcio.
𝑚1 40,0 𝑎
𝑎 1
 Pela lei de Richter:
=
× ; 𝑜𝑛𝑑𝑒 =
𝑚2 62,5 𝑏
𝑏 1
 Na prática, o trissulfeto de arsênio é formado por 39,02% de enxofre
e 60,98% de arsênio.
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AS LEIS PONDERAIS
 Lei das Proporções Recíprocas – Richter (1792)
 Outro exemplo: reações do carbono e cálcio com o oxigênio
 Experimentalmente, observa-se que 32,0g de oxigênio (m3)
reagem com 12,0g de carbono (m1), formando gás carbônico, e
com 80,0g de cálcio (m2), óxido de cálcio.
 Pela lei de Richter:
𝑚1 12,0 𝑎
24,0 12,0 𝑎 4
=
× ; 𝑚𝑎𝑠,
=
× =
𝑚2 80,0 𝑏
40,0 80,0 𝑏 1
 Na prática, o carbeto de cálcio é formado por 24,0g de carbono e
40,0g de cálcio.
 Observe que, neste caso, não existe uma relação direta entre as
massas dos elementos (24,0C/40,0Ca) e suas porcentagens
(37,5%C/62,5%Ca)!
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AS LEIS PONDERAIS
 Lei Volumétrica – Gay-Lussac (1809)
“Os volumes (v1 e v2) de duas substâncias (S1 e S2) no estado gasoso , que
reagem entre si, apresentam uma razão de números inteiros e pequenos, assim
como entre aquelas e o produto (vP e P) .”
 Sob as mesmas condições de pressão e temperatura!
 Exemplo: reações de formação da água
2𝐻2 𝑔 + 𝑂2 𝑔 → 2𝐻2 𝑂 𝑔
𝑣1 2𝑉𝐻 2
=
=
𝑣2
𝑉𝑂
1
𝑣1
2𝑉𝐻
1
𝑣2
𝑉𝑂
1
=
= ; 𝑜𝑢
=
=
𝑣𝑃 2𝑉𝐻2 𝑂 1
𝑣𝑃 2𝑉𝐻2 𝑂 2
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TEORIA ATÔMICA DE DALTON
 Teoria Atômica de Dalton – John Dalton (1803)
 Toda porção de matéria é constituída por corpúsculos indivisíveis,
indestrutíveis e muito pequenos.
 Não há criação ou destruição dos átomos em uma reação – lei da
conservação das massas.
Os átomos de um mesmo elemento são idênticos entre si,
possuindo a mesma massa – formam substâncias simples.
 Os átomos de elementos diferentes apresentam propriedades
diferentes, em especial a massa – formam substâncias compostas.
 Um determinado composto apresenta sempre o mesmo tipo de
átomo, na mesma proporção – lei das proporções definidas.
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TEORIA ATÔMICA DE DALTON
 Formação de substâncias compostas
 Se os elementos A e B geram um único composto, ele será binário
e na forma (A+B).
 Se os elementos A e B geram dois compostos diferentes, um será
binário (A+B) e o outro ternário e na forma (2A+B) ou (A+2B).
Se os elementos A e B geram três compostos diferentes, um será
binário (A+B) e os outros dois ternários e na forma (2A+B) e
(A+2B).
( I. M. Rozenverg, Química Geral. São Paulo: Editora Blucher, 2002, p.47)
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TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR CLÁSSICA
 Para Dalton o “átomo” representava a menor porção de qualquer
substância, fosse ela simples ou composta!
 Criou o conceito de “átomo composto” para representar as substâncias
compostas por átomos de elementos diferentes.
 As Hipóteses de Cannizzaro-Avogadro (1860)
 A molécula é a menor porção de uma substância, conferindo a esta
as suas propriedades.
 A molécula é composta por átomos de elementos iguais
(substância simples) ou diferentes (substância composta).
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TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR CLÁSSICA
 Síntese das teorias de Dalton e Avogadro
 As substâncias são constituídas por molécula , que por sua vez são
constituídas por átomos.
 Para cada elemento existe um átomo correspondente.
 Átomos de um mesmo elemento apresentam a mesma massa e
propriedades.
 A mesma substância possui moléculas iguais e substâncias
diferentes possuem moléculas diferentes.
 As moléculas de substâncias simples são formadas por átomos de
um mesmo elemento.
 As moléculas de substâncias compostas são formadas por átomos
de elementos diferentes.
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A HIPÓTESE DE AVOGADRO
“Volumes iguais de quaisquer gases conterá o mesmo número de moléculas
gasosas, sempre que medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura.”
 Na formação do gás clorídrico, a experiência nos diz que:
 um volume qualquer V de gás hidrogênio reage com o mesmo
volume V de gás cloro, produzindo um volume 2V de gás clorídrico.
n moléculas de gás hidrogênio
+
n moléculas de gás cloro
2VH
+
2VCl
4VHCl
H2 + H2
2n moléculas de gás clorídrico
2HCl
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A HIPÓTESE DE AVOGADRO
 Na formação do vapor d’água, a experiência nos diz que:
 um volume qualquer V de gás oxigênio reage com um volume 2V
de gás hidrogênio, produzindo um volume 2V de vapor d’água.
n moléculas de gás oxigênio
+
2n moléculas de gás hidrogênio
VO
+
2VH
2VH2O
2n moléculas de vapor d’água
 ½ total de átomos de oxigênio interagem com ½ do total de
átomos de hidrogênio para formar uma quantidade inteira de
moléculas de água!
2H2 + O2
2H2O
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A HIPÓTESE DE AVOGADRO
 Na formação da amônia, a experiência nos diz que:
 um volume qualquer V de gás nitrogênio reage com um volume
3V de gás hidrogênio, produzindo um volume 2V de amônia.
n moléculas de gás nitrogênio
+
3n moléculas de gás hidrogênio
VN
+
3VH
2VNH3
2n moléculas de amônia
 ½ total de átomos de nitrogênio interagem com ½ do total de
átomos de hidrogênio para formar uma quantidade inteira de
moléculas de amônia!
3H2 + N2
2NH3
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MASSA ATÔMICAS E MOLECULARES
 Para Dalton os átomos de um dado elemento apresentam a mesma
massa!
 Dada a impossibilidade de se determinar a massa de um átomo, a
questão foi abordada através das massas relativas.
 Para dois elementos hipotéticos Ei e Ej com massas mi e mj,
respectivamente, defini-se uma relação dada por
𝑀𝑖 𝑚𝑖
=
𝑀𝑗 𝑚𝑗
 sendo Mi e Mj, números proporcionais às massas dos átomos Ei e
Ej, que, por definição, passam a ser chamados de massa atômica!
 Logo,
𝑚𝑖
𝑀𝑖 =
𝑀𝑗
𝑚𝑗
Massas atômicas dos
elementos são
proporcionais!
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MASSA ATÔMICAS E MOLECULARES
 O procedimento era arbitrar um elemento padrão e um valor de massa
atômica para ele.
𝑚
𝑀𝑖 =
𝑖
𝑚𝑗
𝑀𝑗
 O hidrogênio foi o primeiro elemento adotado como padrão, sendo
Mj = MH = 1.
O oxigênio foi o segundo elemento adotado como padrão, em
substituição ao hidrogênio, sendo Mj = MO = 16.
 Com o surgimento do espectrômetro de massas (1913), observouse que os átomos de um mesmo elemento químico não apresentavam
a mesma massa – isótopos!
 Em 1961 a IUPAC definiu a chamada unidade unificada de
massas atômicas (u), adotando o carbono-12 como padrão, sendo Mj
= MC = 12,000000 e u = 1,660571024g.
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MASSA ATÔMICAS E MOLECULARES
 Uma molécula representa um agregado de átomos de um mesmo
elemento (substância simples) ou de elementos diferentes (substância
composta).
 A massa de uma molécula, ou massa molecular (Mm), é dada pela
soma das massas dos átomos que constituem a molécula.
 Com a descoberta dos elementos isótopos, assim como na massa de
um elemento, a massa molecular é a massa média (Mm) de uma
molécula dessa substância e definida pela unidade unificada de massa
atômica ().
𝜇 = 𝑀𝑚 (𝑢)
Por exemplo, a água apresenta uma massa molecular média igual a
18u, ou H2O= 181,660321024 g.
32