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Hueder Paulo Moisés de Oliveira

hueder.paulo@ufabc.edu.br

BC0102: ESTRUTURA DA MATÉRIA

HIPÓTESE ATÔMICA

1

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;

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;

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;

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

Método Científico: Revisão

6

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

Estados da Matéria

8

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

“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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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.

33

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

34

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

35

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".

36

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

37

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

38

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

39

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

40

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.

41

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

42

SOLUÇÃO EMULSÃO

Efeito Tyndall

43

espalhamento de luz

Efeito Tyndall

John Tyndall

(1820-1893)

44

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)

45

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