AULA 1

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AULA 1
CAPÍTULO 1 – O SURGIMENTO DA QUÍMICA
1.1 UM POUCO DE HISTÓRIA
Os metais são tão importantes que nomeiam períodos da pré-história: Idade do Cobre; Idade do Bronze;
Idade do Ferro.
Em tempos remotos, o homem atribuía tudo que lhes acontecia de bom aos Deuses.
No século V a.C., Leucipo e Demócrito teorizaram o átomo.
Empédocles elaborou a Teoria dos Quatro Elementos (água, fogo, ar e terra) que se uniam pelo amor e se
separavam pelo ódio.
Aristóteles aperfeiçoou essa teoria com as qualidades de seco, úmido, quente e frio. Disse também que o
ouro era formado pela junção dos quatro elementos.
Ilustração 1: Esquematização de Aristóteles sobre a formação dos elementos.
(Fonte: http://ventosdouniverso.blogspot.com/2010_08_01_archive.html).
1.1.1 A Alquimia
Uma tradição antiga onde se misturava Química, Física, Astrologia, Arte, Filosofia, Metalurgia, Medicina, Misticismo, Geometria e Religião.
Tinham três objetivos:
 Transmutação de metais em ouro;
 Elixir da longa vida;
 Criar vida humana artificial (homúnculos).
Os alquimistas foram responsáveis por conhecimentos como:
 Produção de pólvora;
 Técnicas de destilação;
 Determinação de propriedades físicas e químicas;
 Desenvolvimento de equipamentos de laboratório;
 Obtenção de ácidos e outras substâncias.
1.1.2 O Surgimento da Química
Em 1661 o irlandês Robert Boyle publicou o Químico Cético. Neste, evidenciou a importância do método
científico que consiste dos seguintes aspectos:
 Observação;
 Experimentação (com reprodutibilidade, controles e sem falseabilidade);
 Teorizar (com causalidade);
o Identificação das Causas;
o Correlação dos eventos;
o Ordem dos eventos.
No século XVIII, o francês Lavoisier fez experimentos em recipientes fechados pesando o inicial e o
final: queima de metal (massa do metal aumenta); queima da madeira (massa da madeira diminui).
Em 1774 elaborou a Lei de Conservação das Massas, onde a massa dos reagentes seria igual à soma da
massa dos produtos. Em 1789 Lavoisier publicou o Tratado Elementar de Química com as bases da química
moderna, e a partir de então, os químicos passaram a experimentar as substâncias e elementos da natureza,
expressando-as por meio de teorias e leis.
Exercícios.
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AULA 2
1.2 QUÍMICA EM TODO LUGAR
A química estuda a matéria. Tudo que existe é composto de matéria. Então um iogurte sem química
existe? NÃO! Piscina sem química existe? NÃO! A química faz parte do dia-a-dia.
1.2.1 Produto Químico Faz Mal?
A Química compreende matérias naturais e artificiais. Tanto uma como a outra pode ser benéfica ou
maléfica. O que determina se faz bem ou mal é a utilização. O inseticida (DDT) é um exemplo que salvou
muitas pessoas de doenças como malária. Entretanto:
 Acumula-se no organismo (câncer);
 Prejudica as aves (cascas de ovos frágeis);
 Insetos desenvolveram imunidade.
Exercícios.
AULA 3
CAPÍTULO 2 – ÁTOMO
2.1 HISTÓRICO
Leucipo e Demócrito foram os precursores da denominação “átomo” que seria a menor parte da matéria e
indivisível. Toda a matéria é formada por átomos. Porém, a teoria de Leucipo e Demócrito não estava correta.
2.2 TEORIA ATÔMICA DE DALTON (MODELO BOLA DE BILHAR)
Modelo atômico é a maneira como um átomo é explicado. Por não ser possível ver um átomo, elabora-se
teorias de como eles são. Em 1808, o inglês John Dalton elaborou o primeiro modelo atômico (bola de
bilhar). Ele explicou também algumas características dos átomos:
 Os átomos são maciços, indivisíveis e imutáveis (acabou com a Pedra Filosofal);
 Átomos de tamanho e massa diferentes possuem propriedades diferentes;
 Átomos de mesmo tamanho e massa correspondem ao mesmo elemento químico;
 Os átomos podem se unir formando novas substâncias;
 Em transformações químicas os átomos seriam rearranjados, produzindo novas substâncias.
2.3 TEORIA ATÔMICA DE THOMSON (PUDIM COM PASSAS)
O inglês Joseph John Thomson, em 1897, descobriu que os átomos podem ser carregados eletricamente
(tubo de raio catódico). Então ele aperfeiçoou a teoria de Dalton, inserindo uma partícula atômica, o elétron,
que seria responsável pela carga negativa. Dessa maneira surgiu um novo modelo atômico, sendo que o átomo
seria uma esfera maciça (carga positiva) com os elétrons (carga negativa) grudados em sua superfície.
2.4 TEORIA ATÔMICA DE RUTHERFORD
Em 1911, o neozelandês Ernest Rutherford elaborou um esquema para provar que a teoria de
Thomson estava correta. Utilizou um material radioativo que emitia partículas positivas (partículas
alfa). Esse material foi colocado em uma caixa de chumbo com uma pequena abertura. Como o
chumbo bloqueia essas partículas, elas só conseguiam sair pela abertura. Nessa abertura colocou-se
uma lâmina muito fina de ouro.
A montagem seria como o disparo de uma metralhadora em uma folha de papel onde a caixa
seria a metralhadora, a lamina de ouro o papel e a bala as partículas alfa.
Como as partículas alfa não são visíveis, ele colocou uma tela que emitia luz quando atingida por
essas partículas. Percebeu então que algumas passavam pela lâmina, outras rebatiam e outras
desviavam. Como o modelo de Thomson não explicava o que acontecera com as partículas alfa,
Rutherford desenvolveu um novo modelo:
Algumas partículas alfa são rebatidas, pois se chocam com uma parte pesada do átomo (núcleo);
Algumas partículas alfa são desviadas, pois têm carga positiva, assim como o núcleo do átomo
(cargas iguais não se atraem, se repelem);
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Como a maioria das partículas passaram pela lâmina, os átomos devem ter a maior parte de sua
estrutura “vazia”, que é muito maior que o núcleo. Se o núcleo do tivesse 1cm, o do átomo teria
100m.
2.5 TEORIA ATÔMICA DE RUTHERFORD-BOHR
Em 1913, o dinamarquês Niels Bohr aprimorou o modelo de Rutherford, explicando como os
elétrons ficam dispostos ao redor do núcleo.
Disse que os elétrons giram em órbitas circulares (camadas ou níveis). Quando os elétrons
absorvem energia, saltam para uma camada mais externa, voltando à camada original quando libera
essa energia que recebeu. Ex.: Fogos de artifício.
2.6 PARTÍCULAS ATÔMICAS


Prótons e Nêutrons (Núcleo);
Elétrons (Elétrosfera).
2.6.1 Elemento Químico
Os elementos químicos podem ser identificados tanto pelo seu número (Z) quanto pela letra que o
representa. Ex.: Fe = Ferro, H = Hidrogênio, I = Iodo. Quando há duas letras, a primeira será sempre
maiúscula e a segunda minúscula.
Os átomos sempre estarão ligados a outros, seja ao mesmo elemento químico ou não.
2.6.2 Número Atômico (Z)




Cada elemento químico tem seu N° Prótons (NUNCA MUDA!);
Então o N° Prótons virou o N° do átomo, chamado de N° Atômico:
Ex.: Todos os átomos de Na possuem 11 prótons; número atômico (Z) = 11;
Ex.: Todos os átomos de Fe possuem 26 prótons; número atômico (Z) = 26.
2.6.3 Número de Massa (A)
A = Z + N (massa dos elétrons é irrisória).
2.6.4 Notação Atômica
A
ZX
Usual
A
ou
ZX
Casual
12
6C
12
ou
6C
AULA 4
2.7 SEMELHANÇAS DE COMPOSIÇÃO
ISÓTOPOS
Ex.: 1H1 1H2
N=0 N=1
3
1H
N=2
ISÓBAROS
Ex.: 18Ar40
N=22
ISÓTONOS
40
Ex.: 19K39
20Ca
N=20
N=20
40
20Ca
N=20
E.Q
Z
A
N
ISÓTOPO
=
=
≠
≠
ISÓBARO
≠
≠
=
≠
ISÓTONO
≠
≠
≠
=
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ISÓTOPO
PRÓTONS IGUAIS
ISÓTONO
NEUTRONS IGUAIS
2.7.1 Isoeletrônicos
Normalmente, a quantidade de prótons (+) e elétrons (-) são as mesmas, logo, a carga do elemento será
nula. Porém, os elementos químicos podem ganhar ou perder elétrons, formando íons.
Se um átomo ganha elétrons, o íon será negativo (ânion).
Se um átomo perde elétrons, o íon será positivo (cátion).
F (9 prótons) (9 elétrons)
F-1 (9 prótons) (10 elétrons)
Ca (20 prótons) (20 elétrons)
Ca2+ (20 prótons) (18 elétrons).
Átomos com mesmo número de elétrons são chamados isoeletrônicos. Ex.:
39
+
19K
18 é
32 -2
40
16S
18Ar
18é
18 é
Exercícios.
AULA 5
2.8 DISTRIBUIÇÃO ELTRÔNICA
Em um átomo, os elétrons estão distribuídos ao redor do núcleo em no máximo sete camadas: K, L, M, N,
O, P e Q. Em cada uma dessas camadas, há subníveis, os quais suportam determinadas quantidades de
elétrons e são identificados pelas letras: s (2é), p (6é), d (10é) e f (14é). A tabela da página 40 relaciona os
subníveis presentes em cada camada.
O químico estadunidense Linus Pauling desenvolveu um diagrama para se saber a ordem energética
desses subníveis utilizando o número Atômico (Z):
Ilustração 4: Diagrama de Linus Pauling.
(Fonte: http://www.infoescola.com/fisico-quimica/subniveis-de-energia/).
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Os números expoentes representam a quantidade máxima de elétrons em cada subnível. As letras
representam os subníveis e os números, a camada (K, L, M etc.). O subnível de menor energia é o “1s”,
enquanto o de maior é o “7p”.
Exemplos:
2
2
2
6C  1s , 2s , 2p .
2
2
6
2
4
16S  1s , 2s , 2p , 3s , 3p .
2
2
6
2
6
2
20Ca  1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s .
2
2
6
2
6
2
6
26Fe  1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d .
No caso do ferro, em que “4s” aparece antes de “3d”, pode-se agrupar os subníveis de uma mesma
camada, estabelecendo-se a ordem de distância (geométrica): 26Fe  1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d6, 4s2.
2.8.1 Distribuição Eletrônica de Íons
Para tal, é necessário fazer a distribuição do átomo neutro e depois, acrescentar ou retirar um elétron da
camada de valência (a mais distante do núcleo).
2
2
6
2
6
2
20Ca  1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s .
2+
2
2
6
2
6
20Ca (retira-se dois elétrons) 1s , 2s , 2p , 3s , 3p .
 1s2, 2s2, 2p5.
2
2
6
9F (acrescenta-se um elétron) 1s , 2s , 2p .
9F
–
Exercícios.
AULA 6
CAPÍTULO 3 – CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA
3.1 TABELA PERIÓDICA
Atualmente há 110 elementos químicos. A tabela relaciona estes elementos, suas informações e permite a
dedução das propriedades dos elementos.
A descrição formal da tabela periódica é: “As propriedades dos elementos são funções periódicas dos
seus números atômicos”.
3.1.1 Períodos (Linhas Horizontais)
Estão organizadas pelos números atômicos (Z) de forma crescente. Elementos com propriedades químicas
diferentes. O número do período indica o número de camadas (níveis) de um elemento em que os elétrons
estão distribuídos.
Na e Cl  3° período  3 camadas (níveis);
Sr e I  5° período  5 camadas (níveis).
A tabela a seguir apresenta a relação entre os Períodos e o Número de camadas.
3.1.2 Grupos ou Famílias (Linhas Verticais / Colunas)
Elementos com propriedades químicas parecidas. Possuem o mesmo número de elétrons na C.V. e o
mesmo súbnível + energético.
Grupo 1A  subnível + energético = ns1
Grupo 6B  subnível + energético = nd4
Grupos A: Elementos representativos. A distribuição eletrônica termina nos subníveis “s” e “p”.
Grupos B: Elementos de transição. A distribuição eletrônica termina no subnível “d”.
Grupos B: Elementos de transição interna. A distribuição eletrônica termina no subnível “f”.
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Para os elementos representativos, o n° de elétrons na C.V. representa seu grupo. O Cl e o Br têm 7é na
C.V. e são do grupo 7A. O Mg e o Ba têm 2é na C.V. e são do grupo 2A.
Para os elementos de transição, identifica-se o grupo por meio da tabela:
3B 4B 5B 6B 7B 8B 8B 8B 1B 2B
d1
d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8
d9 d10
Os grupos têm nomes:
Grupo IA (1) (exceto H): Metais alcalinos.
Grupo IIA (2): Metais alcalinos terrosos.
Grupo VIA (16): Calcogênios.
Grupo VIIA (17): Halogênios.
Grupo VIIIA (18): Gases nobres.
3.1.3 Classificação dos Elementos
Metais: têm brilho e conduz eletricidade (verde).
Semimetais: têm brilho e conduz pouca eletricidade (amarelo).
Ametais: não têm brilho e não conduz eletricidade (rosa).
Gases Nobres: São muito estáveis. A maioria dificilmente se liga a outros átomos (roxo).
O H não se enquadra em nenhuma classificação. He tem 2é na C.V., apesar de estar no grupo 8A.
Quais informações podemos saber do Xe localizando-o na T.P.?
Em relação ao estado físico a 25°C e 1atm:
Líquido  Bromo (Br2)e Mercúrio (Hg);
Gasoso  Gases Nobres, Hidrogênio (H2), Flúor (F2), Oxigênio (O2), Nitrogênio (N2) e Cloro (Cl2);
Sólido  Demais.
Relembrando:
Grupo / Familia  Vertical  n° de é na C.V. =  subnível + energético =.
Período  Horizontal  n° camadas (nível) =.
Exercícios.
AULA 7
3.2 PROPRIEDADES PERIÓDICAS (apresentação de slides)
Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos se repetem conforme o grupo e período. Como
essas propriedades seguem uma periodicidade, são chamadas de Propriedades Periódicas.
3.3 RAIO ATÔMICO
É a distância do centro do núcleo de um átomo até a sua camada mais externa ocupada por elétrons:
Ilustração 5: Raio Atômico.
(Fonte: http://blogdepcpi.wordpress.com/page/2/).
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3.3.1 Raio Atômico em Função do Período (n° de camadas)
↑ N° de Camadas = ↑ Raio Atômico.
Átomo de Magnésio (3° Período)
Átomo de Neônio (2° Período)
Ilustração 6: Variação de Raio Atômico conforme o N° de Camadas.
(Fonte: http://blogdepcpi.wordpress.com/page/2/).
3.3.2 Raio Atômico em Função do N° Atômico (n° de prótons)
↑ N° Atômico = ↓ Raio Atômico.
Ilustração 7: Variação de Raio Atômico conforme N° Atômico.
(Fonte: http://blogdepcpi.wordpress.com/page/2/).
Família 1A = Menor N° Atômico = Menos Prótons = Menor Atração entre + e - = Maior Raio.
Família 8A = Maior N° Atômico = Mais Prótons = Maior Atração entre + e - = Menor Raio.
O Raio Atômico é maior no canto esquerdo inferior, e menor no canto direito superior.
Ilustração 7: Aumento do Raio Atômico conforme o sentido das setas.
(Fonte: http://blogdepcpi.wordpress.com/page/2/).
3.4 ENERGIA (OU POTÊNCIAL) DE IONIZAÇÃO
É a energia que um elemento precisa para “arrancar” elétrons de outro elemento. A segunda ionização
requer maior energia que a primeira e, assim, sucessivamente.
 Fornecidos 738kJ de energia, os átomos de magnésio perdem 1 elétron: Mg  Mg+ + 1é.
 Fornecidos 1450 kJ de energia, os átomos de magnésio perdem 2 elétrons: Mg  Mg2+ + 2é.
A energia aumenta, pois o segundo elétron está em uma camada mais interna (próxima do núcleo).
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↓ Raio Atômico = ↑ Energia de Ionização. Pois nos raios menores, há mais atração entre núcleo e elétron.
Ilustração 8: Aumento da Energia de Ionização conforme o sentido das setas.
(Fonte: http://blogdepcpi.wordpress.com/page/2/).
3.5 AFINIDADE ELETRÔNICA (OU ELETROAFINIDADE)
É a energia liberada por um átomo quando este recebe elétrons (ânion):
Na + é  Na+ + 53kJ
Cl + é  Cl- + 349kJ
Quando os raios são menores, há mais atração dos elétrons pelo núcleo (alta afinidade eletrônica). Assim,
esses elementos atraem elétrons de outros elementos químicos. Quando recebem elétrons, liberam energia.
Ilustração 9: Aumento da Eletroafinidade de Ionização conforme o sentido das setas.
(Fonte: http://blogdepcpi.wordpress.com/page/2/).
3.6 ELETRONEGATIVIDADE E ELETROPOSITIVIDADE
Eletronegatividade é a capacidade de atrair elétrons. Eletropositividade é a capacidade de perder elétrons.
Os ametais têm maior eletronegatividade, pois seus raios são menores e há mais atração entre núcleoelétrons. Os metais têm maior eletropositividade, pois seus raios são maiores e há menos atração entre núcleoelétrons.
Para os átomos se estabilizarem precisão ter oito elétrons na C.V. Como os metais atingem oito elétrons
na C.V. se doarem, então são eletropositivos. Os ametais atingem o octeto recebendo elétrons, por isso são
eletronegativos.
A sequência decrescente de eletronegatividade é: F O N Cl Br I S C P H metais.
Ilustração 10: Aumento da Eletronegatividade conforme o sentido das setas.
(Fonte: http://blogdepcpi.wordpress.com/page/2/).
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Ilustração 11: Aumento da Eletropositividade conforme o sentido das setas.
(Fonte: http://blogdepcpi.wordpress.com/page/2/).
Exercícios.
AULA 8
CAPÍTULO 4 – SUBSTÂNCIAS E TRANSFORMAÇÕES
4.1 PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS
As propriedades possibilitam a distinção entre diferentes substâncias. Ex.: Sal e Açúcar. As Propriedades
da Matéria são:
 Propriedades gerais da matéria: massa, extensão, impenetrabilidade e compressibilidade;
 Propriedades funcionais: grupos que têm funcionamentos semelhantes (ex.: ácidos);
 Propriedades específicas: aquelas inerentes a cada substância química:
o Propriedades organolépticas: cor, cheiro, gosto etc;
o Propriedades químicas: referentes a reações químicas (ex.: 2H2 + O2  2H2O);
o Propriedades físicas: explica as características físicas das substâncias.
4.1.1 Ponto de Fusão (mudança do estado sólido para o líquido)
Exemplo H2O. Em temperatura inferior a 0°C permanece no estado sólido. Quando a temperatura for
igual ou superior a 0°C, o gelo começa derreter (fundir). Então, fixa-se o ponto de fusão do gelo (0°C).
O ponto de fusão independe da quantidade de sólido. A única diferença é que o tempo demandado para o
derretimento será maior. Outros exemplos: sacarose (170°C), cloreto de sódio (801°C).
O ponto de fusão é sempre o mesmo que o ponto de solidificação.
4.1.2 Ponto de Ebulição (mudança do estado líquido para o gasoso)
A ebulição da água inicia-se ao fervê-la (100°C). Independe da quantidade de líquido. A ebulição é
diferente da evaporação (roupa secando no varal).
O ponto de ebulição é sempre o mesmo da liquefação (ou condensação).
Ilustração 2: Curva de aquecimento da água.
(Fonte: http://juninhopereira.wordpress.com/2011/01/09/curvas-de-aquecimento).
Alguns sólidos não se fundem. Passam do estado sólido diretamente ao estado gasoso. Ex.: naftalina e
iodo.
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Sublimação
Resublimação
Ilustração 3: Esquema das transformações da matéria.
(Fonte: http://juninhopereira.wordpress.com/2011/01/09/curvas-de-aquecimento).
4.1.3 Densidade (massa de um material dividida pelo volume)
Massa (quantidade de matéria em um corpo) e o volume (lugar ocupado pela matéria de um corpo no
espaço). A medida mais comum é g/cm3. Deve-se indicar a temperatura, pois se esta varia, a massa e o
volume também.
d = Massa
Volume
4.1.4 Solubilidade
Substancias podem ser miscíveis ou imiscíveis entre si. Quando miscíveis, a solubilidade determina o
limite de quantidade de soluto que pode ser dissolvido.
A solubilidade depende da temperatura e diz respeito a misturas sólido-sólido, sólido-líquido, sólido-gás,
líquido-líquido, gás-líquido e gás-gás.
4.2 SUBSTÂNCIAS E MISTURAS
4.2.1 Substâncias Puras (P.F. e P.E. Constantes)
Simples: São formadas por um único elemento químico, ex.: O2, H2, N2 etc.
Compostas: São formadas por dois ou mais elementos químicos, ex.: H2O, H2SO4, NaCl etc.
4.2.2 Misturas (P.F. e P.E. Variáveis)
Mistura: reunião de duas ou mais substancias diferentes.
4.2.2.1 Homogêneas (Uma Fase)
Exemplos: água mineral, liga de ouro (ouro + prata + cobre) e álcool hidratado (álcool + água).
Toda mistura de gás forma uma mistura homogênea (Ex.: ar atmosférico).
Soro caseiro (água + sal): sistema homogêneo monofásico de 2 componentes.
4.2.2.2 Heterogêneas (Mais de Uma Fase)
É importante distinguir componente e fase. A água + gelo é considerada uma mistura homogênea que
apresenta duas fases e um componente.
Água e gelo = 1 componente, duas fases.
Granito: três componentes, três fases.
Sangue: hemácias, leucócitos e plaquetas.
Leite: gordura, minerais e água.
Água + gelo + granito = 5 fases, 4 componentes.
Água + sal + gelo: sistema heterogêneo bifásico de 2 componentes.
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4.3 MUDANÇAS DE ESTADO DE MISTURAS HOMOGÊNEAS
Substâncias Puras: T fusão e T ebulição constantes  água destilada.
Mistura Comum: T de fusão e T ebulição são variáveis  água e açúcar.
Mistura Azeotrópica: T Fusão variável; T Ebulição constante  misturas inorgânicas.
Mistura Eutética: T Fusão constante; T Ebulição variável  ligas metálicas.
Exercícios.
AULA 9
4.4 SEPARAÇÃO DE MISTURA (apresentação de slides).
As separações utilizam as propriedades das substâncias (P.F., F.E., Densidade e Solubilidade) para
separá-las.
4.4.1 Misturas Heterogêneas
4.4.1.1 Sólido-Líquido
 Decantação (sólido-líquido e líquido-líquido);
 Centrifugação;
 Filtração;
 Filtração a Vácuo.
4.4.1.2 Sólido-Sólido
 Catação;
 Flotação (água + areia + serragem);
 Sublimação (areia + iodo);
 Separação magnética;
 Levigação (garimpo de ouro);
 Dissolução Fracionada;
 Cristalização Fracionada;
 Fusão Fracionada (quando há diferença de P.E. significativa);
 Peneiração ou Tamisação;
 Ventilação.
4.4.1.3 Sólido-Gás
 Filtração;
4.4.2 Misturas Homogêneas
4.4.2.1 Sólido-Líquido
 Destilação Simples (NaCl + H2O).
4.4.2.2 Líquido-Líquido
 Destilação Fracionada (álcool + água).
4.4.2.3 Gás-Gás
 Liquefação Fracionada (ar atmosférico).
4.5 TIPOS DE TRANSFORMAÇÃO
4.5.1 Transformações Físicas
Não produz substâncias novas como fusão do gelo, açúcar em água, quebra de pedras.
4.5.2 Transformações Químicas (reação química)
Produz substâncias novas, pois ocorre reação. Ex.: obtenção do cobre, oxidação do ferro, queima do
açúcar e gasolina. Os fatores que denunciam a ocorrência de transformação química são:
 Mudança de cor;
 Formação ou dissolução de um precipitado;
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

Mudança de temperatura;
Liberação de gases.
Queimar é diferente de fundir. Toda queima é uma transformação química.
Exercícios.
12
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13
AULA 10
CAPÍTULO 1 – SOLUÇÕES E SUAS CONCENTRAÇÕES
1.1 SOLUÇÕES (MISTURAS HOMOGÊNEAS)
Líquida – Refrigerante, água do mar, álcool hidratado;
Gasosa – Ar atmosférico (21% O, 78% N, 0,03 CO2);
Sólida – Ligas metálicas, como bronze (cobre + estanho).
1.1.1 Componentes de Uma Solução
As soluções são compostas por soluto (↓ quantidade) e solvente (↑ quantidade). Ex.: sal de cozinha
(NaCl) na água (H2O). Quando a água é o solvente, a solução é chamada de aquosa.
1.1.2 Solubilidade
Determina a quantidade de soluto (NaCl) que pode ser dissolvido em solvente (H2O). Quando essa
quantidade que pode se dissolver é ultrapassada, o NaCl precipita-se no fundo do recipiente.
Quando o NaCl dissolve-se, forma íons: Na+ (cátions) e Cl- (ânions) .
A solubilidade depende da temperatura. É importante citá-la junto à solubilidade. Ex.: NaCl em H2O a
20°C = 36gNaCl / 100gH2O.
Geralmente a temperatura ajuda na solubilidade. Porém, quando uma molécula forma água ao dissolver, o
aumento de temperatura não favorece a solubilidade. Ex.: Na2SO4 · 10H2O (sulfato de sódio decaidratado).
Para os gases, a solubilidade sempre diminui com o aumento de temperatura, ex.: água fervendo.
Em relação à pressão: ↑ pressão ↑ solubilidade. Ex.: garrafa de refrigerante aberta.
Quando uma curva em um gráfico é ascendente, isso significa que o processo é endotérmico; a situação
oposta revela uma substância exotérmica.
1.2.3 Classificação das Soluções
Saturadas – Quantidade de soluto máxima dissolvida em solvente. Se for add mais, há precipitação.
Insaturadas – Quantidade de soluto muito pequena (diluído).
Supersaturadas – Quantidade de soluto muito alta. Há precipitação.
Exercícios.
AULA 11
1.2 CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO
Quando a solução está mais concentrada (como um café forte) há maior quantidade de soluto. Se a
solução estiver mais diluída (café fraco), então a solução terá quantidade menor de soluto.
1.2.1 Unidade de Concentração
Existem várias maneiras de se expressar a relação entre soluto e solvente.
1.2.1.1 Concentração Comum (C) (g/L)
Expressa relacionando a massa e o volume. Pode-se usar também g/cm3, kg/m3 etc.
1.2.1.2 Concentração Em Quantidade de Matéria (mol/L)
Expressa pela razão entre o número de mol e o volume. mol/L
1.2.1.3 Título em Massa ()
Expressa pela razão entre a massa do soluto e a massa da solução. Para tal, é necessário transformar o tipo
de unidade do solvente (de massa em volume). O valor é isento de unidade, já que na divisão elas se anulam.
Ex.: 17,1g de C12H22O11
= 17,1g = 0,082.
191mL de H2O = 191g de H2O
208,1g
Massa da solução = 191 + 17,1 = 208,1
Exercícios.
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14
AULA 12
CAPÍTULO 2 – DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES
2.1 DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
A diluição aumenta a quantidade de solvente (a quantidade de soluto continua a mesma). Por meio desta é
possível tornar um suco, chá ou café mais fraco. Geralmente um indicador da diluição é a coloração (que se
torna menos intensa).
Diluição é diferente de dissolução. Na dissolução, dissolve-se um soluto em solvente; ex.: adicionar
açúcar ou NaCl em água.
Como há a possibilidade de obter várias concentrações de uma solução com mesmo soluto e solvente,
geralmente estoca-se uma única solução concentrada. A partir desta, obtém-se concentrações menores por
meio da diluição.
2.1.1 Solução Diluída
A solução-estoque é muito útil por reduzir estoques. Porém, é necessário saber como efetivar uma
diluição precisa, ou seja, a quantidade correta de solvente a ser adicionada.
Exercício Resolvido:
1) A 0,1L de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH), de concentração 20g/L, foi adicionada água
suficiente para completar 0,5L de solução. Qual é a concentração da solução final?
CI = 20g/L
VI = 0,1L
CF = X
VF = 0,5L
CI . VI = CF . VF
20 . 0,1 = CF . 0,5
CF = 4g/L
2) Um volume de 50mL de uma solução de NaCl 10g/L é diluído adicionando-se 450mL de água.
Determine a concentração dessa nova solução.
CI = 10g/L
VI = 50mL
CF = X
VF = 500mL
CI . VI = CF . VF
10 . 50 = CF . 500
CF = 1g/L
3) Foram obtidos 300mL de uma solução de MgCl2 0,2mol/L, diluindo-se uma solução 0,25mol/L do
mesmo soluto. Qual o volume da solução inicial utilizado?
CI = 0,25mol/L
VI = X
CF = 0,2mol/L
VF = 300mL
CI . VI = CF . VF
0,25 . VI = 0,2 . 300
VI = 240mL
4) Um frasco sem tampa contendo uma solução aquosa de KCl 0,04mol/L foi aquecida. O aquecimento
foi interrompido quando restavam 20mL de uma solução aquosa de KCl 0,12mol/L. Determine o volume da
solução inicial e o volume de água perdido pelo aquecimento.
CI = 0,04mol/L
VI = X
CF = 0,12mol/L
VF = 20mL
Exercícios.
CI . VI = CF . VF
0,04 . VI = 0,12 . 20
VI = 60mL
Vperdido = V1 – V2
Vperdido = 60 – 20
Vperdido = 40mL
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15
AULA 13
2.2 MISTURA DE SOLUÇÕES DE MESMO SOLUTO
Se forem misturadas duas soluções (uma com muito soluto e outra com pouco soluto), a concentração
final será um valor intermediário. O volume será o resultado da soma das duas soluções.
Exercício resolvido: Qual a concentração em g/L da solução obtida a partir da mistura de 100mL de uma
solução de KOH 20g/L com 300mL de uma solução de KOH 40g/L?
Solução 1:
Solução 2:
V1 = 100mL
V2 = 300mL
C1 = 20g/L
C2 = 40g/L
V1 . C1 = VF1 . CF1
100 . 20 = 400 . CF1
CF1 = 5g/L
V2 . C2 = VF2 . CF2
300 . 40 = 400 . C2
CF2 = 30g/L
Solução Final:
CFinal = CF1 + CF2
CFinal = 5 + 30
CFinal = 35g/L
2.3 MISTURA DE SOLUÇÕES DE SOLUTOS DIFERENTES QUE NÃO REAGEM ENTRE SI
Quando há mistura entre soluções aquosas com solutos diferentes, pode ocorrer reação ou não. Quando
não ocorre, deve-ser considerar que a quantidade de cada soluto permanece a mesma antes e depois; o que
altera é o volume (soma das duas soluções).
Exercício resolvido: 1L de solução aquosa de NaCl 0,1mol/L + 1L de solução aquosa de sacarose
0,5mol/L.
Solução NaCl
Solução Sacarose
VNaCl = 1L
VSacarose = 1L
CNaCl = 0,1mol/L
CSacarose = 0,5mol/L
V1 . C1 = VF1 . CF1
1 . 0,1 = 2 . CF1
CF1 = 0,05mol/L
V2 . C2 = VF2 . CF2
1 . 0,1 = 2 . CF2
CF2 = 0,25mol/L
2.3.1 Concentração de Íons
Deve-se tomar cuidado com íons comuns em soluções diferentes.
Exemplo – Qual a concentração dos íons Na+, Cl- e SO42- na solução obtida pela mistura de 100mL de
solução de NaCl 0,1mol/L com 100mL de solução 0,1mol/L de Na2SO4?
V1 = 0,1L
1,0L ----- 0,1mol
V2 = 0,1L
0,1L ----- X mol = 0,01mol
VF = 0,2L
Na+
=
0,03mol / 0,2L = 0,15mol/L de Na+
Cl=
0,01mol / 0,2L = 0,05mol/L de ClSO42- =
0,01mol / 0,2L = 0,05mol/L de SO42Exercícios.
AULA 14
CAPÍTULO 3 – REAÇÕES QUÍMICAS EM SOLUÇÕES
3.1 MISTURANDO SOLUÇÕES COM SOLUTOS DIFERENTES
Há casos em que a mistura de soluções com solutos diferentes acarreta em reação. Há algumas evidências
que comprovam esse fato:
 Liberação de gás;
 Mudança de cor;
 Liberação ou absorção de calor;
 Emissão de Luz (mais raro).
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Exemplo 1: Qual a quantidade em mols de CO2 produzido, quando se mistura 100mL de uma solução
H2SO4 0,2mol/L com 100mL de NaHCO3 0,2mol/L (ver passo a passo no final da página).
H2SO4 + 2NaHCO3  Na2SO4 + 2H2O + 2CO2
1 mol
2 mols
1 mol
2 mols 2 mols
H2SO4
n1 = C1 . V1
n1 = 0,2 . 0,1L
n1 = 0,02mol
NaHCO3
n2 = C2 . V2
n2 = 0,2 . 0,1L
n2 = 0,02mol
Produziu-se 0,02mol de CO2
Qual a concentração de H2SO4 na solução final?
Se inicialmente havia 0,02 mols e reagiram 0,01 mols, então sobraram 0,01 mols. Se o volume é igual a
0,2L (a soma dos dois volumes de 0,1L cada) então a concentração de H2SO4 na solução é 0,01 mol/0,2L =
0,05 mol/L.
3.1.1 Estudo das Soluções Aquosas (Química Analítica)
A química analítica estuda as reações de maneira quantitativa (quantidades de reagentes e produtos) e
qualitativa (quais são os reagentes e produtos).
Para se determinar, por exemplo, se há Fe3+ em uma solução (análise qualitativa), utiliza-se NH4SCN
(tiocianato de amônio) que reage com o Fe3+ formando tiocianoferrato (III), uma coloração vermelho-sangue.
Fe3+(aq.) + 6SCN-(aq.)  [Fe(SCN)6]3-(aq.)
Para se determinar quantidades, utilize-se comumente à titulação (que será explicada ainda neste capítulo)
acompanhada de cálculos estequiométricos.
Exercício resolvido: O cálcio presente em 500 mL de água mineral foi determinado pela precipitação
com oxalato, seguido de calcinação, para a formação de óxido de cálcio. Sabendo que foram obtidos 276 mg
do referido óxido, qual a massa de cálcio presente na amostra de água?
CaO
Ca
276mg ---- X = 197mg de Ca2+
56g --- 40g
Resolução exercícios:
1° passo – Escrever a reação e embaixo de cada molécula n= (número de mols), C= (concentração), V=
(volume), m= (massa da amostra);
2° passo – Anotar concentração (transformar g/L para mol/L), volume (transformar mL para L), a massa
da amostra e a incógnita (o que o texto pergunta);
3° passo – Calcular o n° de mols (n = C . V ou mAMOSTRA / mMOLECULAR);
4° passo – Relacionar a proporção em mols dos coeficientes de balanceamento com “n”;
*5° passo – Por meio da proporção de mols e o n° de mols existentes, calcular a massa da substância em
questão;
*6° passo – Por meio da concentração e do n° mols, calcular o volume da substância em questão;
*7° passo – Por meio de n° mols/Vfinal, calcular a concentração da substância em questão;
*8° passo – Por meio da proporção de mols, verificar qual reagente irá sobrar.
Exercícios.
AULA 15
3.2 TITULAÇÃO
Durante reações entre ácido e base, libera-se calor, perceptível ou não dependendo da concentração dos
reagentes. Ex.:
HCl + NaOH  NaCl + H2O
Existem algumas substâncias que ajudam a evidenciar a ocorrência de reação ou não. São chamados
indicadores ácido-base.
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A fenolftaleína é utilizada para evidenciar a presença de basicidade na solução. Se um recipiente contém
HCl e adiciona-se NaOH, estes reagem conforme a reação já citada. No momento em que todo o ácido tiver
reagido, a adição de NaOH tornará a solução rosa.
A titulação é utilizada para determinar a concentração de uma solução com a ajuda de outra com
concentração conhecida (titulante).
Sempre que há neutralização, ocorre a formação de H2O.
Exercícios.
AULA 16
CAPÍTULO 4 – PROPRIEDADES COLIGATIVAS
São aquelas ocasionadas pela presença de solutos e dependem única e exclusivamente do número de
partículas (moléculas ou íons) que estão dispersas na solução, não dependendo da natureza do soluto.
Condutibilidade elétrica
Temperatura de ebulição
Água
Água + Açúcar
Água + NaCl
não
100°C
não
>100°C
sim
>100°C
A condutibilidade depende do tipo de soluto, já a temperatura de ebulição, da concentração de soluto,
portanto é uma propriedade coligativa.
(C12H22O11)n  C12H22O11 (dissolve – separação entre as moléculas).
0,1 mol
0,1 mol
NaCl  Na+ + Cl- (dissocia – forma íons – separação da molécula).
0,1 mol
0,1mol + 0,1mol
0,2 mols
Como 0,1 mols de NaCl forma mais partículas em relação a sacarose, proporciona maior aumento das
propriedades coligativas.
4.1 TONOSCOPIA
As moléculas de um líquido têm energia e se movimentam; algumas se afastam e se “soltam” passando
para a fase gasosa. Com o aumento de temperatura, a energia das moléculas aumenta e mais moléculas se
“soltam”. A pressão de vapor é exercida pelo vapor quando a quantidade de líquido que evapora é a mesma
que se condensa (equilíbrio dinâmico). Tonoscopia é a diminuição da pressão de vapor com adição de soluto.
↑ Soluto = ↑ P.E. = ↓ Pressão de Vapor = ↓ Volatilidade
Ilustração 1: equilíbrio líquido-vapor da água ao nível do mar.
(Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Press_o_de_vapor.gif).
Se for adicionado açúcar em água, há tonoscopia, pois o açúcar tem temperatura de ebulição maior que a
da água. As moléculas de açúcar diminuem a movimentação das moléculas de água e elas não se “soltam” da
solução (não evapora). Quanto mais açúcar for adicionado, mais a pressão de vapor diminuíra.
4.2 EBULIOSCOPIA
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O ponto de ebulição é a temperatura em que a pressão de vapor se iguala a pressão atmosférica quando a
temperatura é elevada. Em grandes altitudes, a pressão atmosférica é menor, logo, a água ferve em
temperaturas menores. Ebulioscopia é o aumento da temperatura de ebulição com adição de soluto.
↑ Soluto = ↑ P.E. = ↓ Pressão de Vapor = ↓ Volatilidade.
Temperatura de ebulição
Água
Água + Açúcar
Água + NaCl
100°C
>100°C
>100°C
Uma aplicação é em aditivos para radiador de carro. Estes elevam P.E., impedindo que a solução ferva
durante o funcionamento do carro.
Quando se adiciona NaCl em água, ocorre ebulioscopia, pois a temperatura do NaCl (1465 °C) é maior
que a da água (100 °C), o que torna a temperatura de ebulição da solução maior.
Exercícios.
AULA 17
4.3 CRIOSCOPIA
É o abaixamento da temperatura de congelamento (solidificação) com a adição de soluto. O soluto
dificulta a aproximação das moléculas de água quando refrigerada e a organização da estrutura sólida (gelo).
Se a temperatura de 0°C for mantida, há gelo e água, pois nessa temperatura ocorre um equilíbrio
dinâmico entre a quantidade de água que se funde e que se solidifica. Se for adicionado sal sobre o gelo, o
equilíbrio é quebrado, pois como a temperatura de congelamento da solução é menor, em 0°C, ocorrerá
apenas fusão (experiência de dois gelos encostados fora da geladeira).
A temperatura fica tão baixa que a movimentação das moléculas se torna menor, então se aproximam e
formam uma estrutura mais organizada (sólido). Se houver sal em água, inicialmente apenas a água se
congelará (ex.: banquisas), logo, o gelo formado não contém sal.
Como os íons salinos ficam entre as moléculas de água, estas não conseguem se organizar para formar o
gelo. Então quando se adiciona soluto, a temperatura de congelamento diminui, pois é necessário que se
adicione uma temperatura muitíssimo baixa para que as moléculas de água se organizem com as de sal e
congele.
O estudo da crioscopia está fundamentado na seguinte Lei de Raoult: “A diferença entre o ponto de
solidificação do solvente puro e a temperatura de início de solidificação do solvente em uma solução ideal
(abaixamento crioscópico, Δc) é diretamente proporcional à concentração molar da solução”.
Em países com temperaturas muito baixas, espalha-se NaCl e CaCl2 para dificultar o congelamento e
reduzir acidentes. Na água do radiador de carros nesses países, também é adicionado sal para que não ocorra o
congelamento.
4.4 PRESSÃO OSMÓTICA
A osmose é o nome dado ao movimento da água entre meios com concentrações diferentes de solutos,
separados por uma membrana semipermeável (permite a passagem de água e retém o soluto). A água se
movimenta de um meio menos concentrado (hipotônico) para um mais concentrado (hipertônico), com o
objetivo de que ambas as soluções atinjam a mesma concentração.
A osmose ocorre quando se adiciona sal em hortaliças ou em carnes (explicar o motivo).
Para impedir a osmose, basta exercer pressão no sentido inverso da osmose (pressão osmótica = π), no
mínimo com a mesma intensidade daquele que o solvente faz para atravessar a membrana semipermeável.
↑ Concentração = ↑ Pressão Osmótica.
Ilustração 2: ocorrência de osmose.
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4.4.1 Cálculo da Pressão Osmótica
π=M.R.T.i
M = Concentração (mol/L);
R = Constante Universal dos Gases Perfeitos (0,082atm.L/mol.K);
T = Temperatura (em K);
i = Fator de Van’t Hoff (número de íons formados).
O fator de Van’t Hoff para soluções 100% dissociadas:
NaCl  Na+ + Cl- = produz 2 íons. Fator de Van’t Hoff = 2.
O fator de Van’t Hoff para soluções parcialmente dissociadas:
HA  H+ + A- (5% ionizado).
i = 1 + α . (q – 1).
Sendo: α = grau de ionização; q = íons produzidos.
i = 1 + 0,05 . (2 – 1)
i=1
O fator de Van’t Hoff para soluções 0% dissociadas (dissolvidas)
é igual a 1.
4.4.2 Osmose Reversa
Se for aplicada muita pressão na solução mais concentrada, a água passa para a solução menos
concentrada, ocorrendo osmose no sentido inverso.
4.5 CÁLCULOS ENVOLVENDO PROPRIEDADES COLIGATIVAS
4.5.1 Aumento de Temperatura de Ebulição: ∆TE = KE . W . i
KE = Constante Ebulioscópica (água = 0,52 °C.kg/mol).
W = Molalidade (mol/kg).
i = Fator de Van’t Hoff.
4.5.2 Abaixamento da Temperatura de Congelamento: ∆TC = KC . W . i
KC = Constante Crioscópica (água = 1,86 °C.kg/mol)
4.5.3 Abaixamento da Pressão de Vapor: ∆p = x1 . i
ou
p2
∆p = Abaixamento da Pressão de Vapor;
p2 = Pressão de Vapor do solvente puro;
x1 = fração em quantidade de matéria do solvente puro;
KT = Constante Tonoscópica (água = 0,018 g/mol)
W = Molalidade (mol/kg)
i = Fator de Van’t Hoff.
Exercícios.
: ∆p = KT . W . i
p2