apostila de quimica geral 2009

Química Geral

Brown, T. L., LeMay Jr., H. E., Bursten, B. E., Burdge, J. R. Química a Ciência Central Editora Pearson Prentice Hall. Brady, J.E., Russell, J.W., Holum, J.R. Química A Matéria e Suas Transformações Volumes 1 e 2. Editora LTC. Masterton, W.L., Slowinski, E. J., Stanitski, C. L. Princípios de Química Editora Guanabara.

Apostila de Química Geral 2

Estudo da Matéria. Classificações da matéria. Estados da Matéria. Propriedades da matéria. Mudanças de fase, Diagramas de fases.

1 - Introdução: Química é a ciência que estuda a matéria e sua composição, propriedades, estrutura e reações. Matéria é o material do qual o universo é constituído. Em outras palavras é tudo aquilo que ocupa lugar no espaço. Em qualquer de seus três estados físicos estáveis - sólido, líquido ou gasoso, a matéria pode ser homogênea ou heterogênea. O estudo da composição da matéria envolve os aspectos relacionados à homogeneidade, assim como a identificação e quantificação de seus constituintes. A observação das propriedades da matéria tem como objetivo a caracterização de seus comportamentos físicos e químicos perante diferentes condições às quais pode ser submetida. Para a Engenharia este estudo é fundamental para escolha dos materiais adequados às diferentes condições de aplicação. A estrutura da matéria pode, em um plano mais simples, estar associada ao estado físico desta. Uma análise mais complexa pode, por exemplo, identificar diferentes graus de organização no estado sólido. Como resultado tem-se o conhecimento da existência de estruturas bastante organizadas (cristalinas) e de estruturas amorfas e da importância das mesmas no comportamento e aplicação dos materiais. Finalmente, podemos caracterizar a estrutura da matéria a níveis moleculares e atômicos, que permitem prever diretamente a maioria de suas propriedades físicas e químicas. O estudo da reatividade dos materiais permite conhecer a capacidade de transformação em novos materiais, assim como sua vulnerabilidade em termos de degradabilidade química. Na natureza, os materiais são constituídos de misturas de compostos e, em menor proporção, de elementos. A seguir, conceituaremos misturas, compostos ou substâncias compostas e elementos ou substâncias simples. 2 - Estados da matéria A matéria pode ser um gás, um líquido ou um sólido.

Organização molecular segundo os três estados da matéria.


2.1 - O estado gasoso

Em termos de propriedades físicas das substâncias entendidas em termos de teoria cinética molecular os gases são altamente compressíveis, assumem a forma e o volume do recipiente. As moléculas de gás estão separadas e não interagem muito entre si. Isto resulta em baixas densidades e no fato de um gás ocupar completamente o recipiente que o contém.

Representação molecular do estado gasoso. 2.2 - O estado líquido

As moléculas de líquidos são mantidas mais próximas do que as moléculas de gases, mas não de maneira tão rígida de tal forma que as moléculas não possam deslizar umas sobre as outras. Como estas podem se mover, os líquidos adquirem o formato do recipiente. As forças que mantêm unidas as partículas do líquido resultam em diversas propriedades:

Representação molecular do estado líquido. A – Viscosidade: Viscosidade é a resistência de um líquido em fluir. Um líquido flui através do deslizamento das moléculas sobre outras. Quanto mais fortes são as forças intermoleculares, maior é a viscosidade. Tabela1. Viscosidades de uma série de hidrocarbonetos a 20 °C Substância Fórmula Viscosidade (cP) Hexano CH3 - CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 0,326 Heptano CH3 - CH2 - CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 0,409 Octano CH3 - CH2 - CH2 - CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 0,542 Nonano CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 0,711 Decano CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 1,42 B - Tensão superficial: A tensão superficial é a energia necessária para aumentar a área superficial de um líquido. As moléculas volumosas (aquelas no líquido) são igualmente atraídas pelas suas vizinhas. As moléculas da superfície são atraídas apenas para dentro no sentido das moléculas volumosas. Conseqüentemente, as moléculas da superfície estão mais densamente empacotadas do que as moléculas volumosas.

Representação da ação da tensão superficial sobre as moléculas.

• As forças de coesão ligam as moléculas entre si. • As forças de adesão ligam as moléculas a uma superfície.


• Menisco é a forma da superfície do líquido. Se as forças de adesão são maiores do que as forças de coesão, a superfície do líquido é atraída para o seu recipiente mais do que as moléculas volumosas. Portanto, o menisco tem formato de U (por exemplo, água em um copo). Se as forças de coesão são maiores do que as forças de adesão, o menisco é curvo para baixo. 2.3 - O estado sólido Temos um sólido quando as moléculas estão unidas e geralmente ordenadas de maneira simétrica. À temperatura ambiente, os sólidos não são compressíveis e geralmente possuem unidades repetidas regulares. Dois tipos são observados: Cristalino e amorfo. 2.3.1 - Sólidos cristalinos possuem pontos de fusão definidos. Iônicos. Os íons estão arranjados em unidades repetidas. Exemplo NaCl. Num cristal iônico, como no cloreto de sódio, os íons de cargas opostas ocupam determinadas posições do retículo cristalino. As forças de atração entre esses íons são do tipo eletrostático. Um íon positivo (cátion), por exemplo, mantém-se atraído aos íons negativos (ânions) que o cercam. Da mesma forma, cada ânion é cercado por cátions, em uma rede tridimensional infinita.

NaCl sólido

Covalentes. Unidades repetidas de átomos ligados por covalência. Exemplo grafita Num cristal covalente, como no diamante, C∞, ou na sílica, (SiO2)∞, os átomos que o constituem estão unidos pelas ligações covalentes. Tratam-se de estruturas covalentes tridimensionais infinitas, em lugar de íons ou moléculas discretas.

Grafita. Moleculares. Unidades repetidas formadas por moléculas. Exemplo gelo. Num cristal molecular, como no gelo (H2O), no gelo seco (CO2), etc., existem moléculas bem definidas, que se atraem através de ligações intermoleculares. Estas ligações podem ser bastante intensas, como as pontes de hidrogênio, ou fracas, como as forças de London.

Água sólida


Metálicos. Unidades repetidas formadas por átomos metálicos. Os elétrons de valência estão livres para saltarem de um átomo para outro. Num cristal metálico, como no cobre, no ferro, nas ligas metálicas, etc., os íons positivos do metal estão fortemente empilhados e unidos por uma "nuvem eletrônica" móvel. Observe que, diferentemente do cristal iônico, não existem íons de cargas opostas que se atraem eletrostaticamente.

Representação da ligação metálica. 2.3.2 - Sólidos amorfos Não possuem pontos de fusão definidos ou unidades repetidas regulares. Num sólido amorfo, como no vidro e na maioria dos plásticos, existem moléculas gigantes (macromoléculas), que se atraem através de ligações intermoleculares, mas que não se empacotam de forma organizada como num cristal.

3 - Mudança de estados físicos Sublimação: sólido → gás. Vaporização: líquido → gás. Derretimento ou fusão: sólido → líquido. Deposição: gás → sólido. Condensação: gás → líquido. Congelamento: líquido → sólido.

Diagrama de mudanças de estado, com os nomes particulares que cada uma delas recebe.


4 - Diagramas de mudança de estado físico Ao aquecermos uma amostra de substância pura, como, por exemplo, a água no estado sólido e anotarmos as temperaturas nas quais ocorrem as mudanças de estado, ao nível do mar, obteremos o seguinte gráfico, onde: t1 = início da fusão ; t2 = fim da fusão t3 = início da ebulição ; t4 = fim da ebulição t1 = t2 = 0 °C e t3 = t4 = 100 °C Pelo gráfico podemos observar que a temperatura de fusão (TF) da água é 0 °C e a sua temperatura de ebulição (TE) é de 100 °C. O gráfico de aquecimento da água apresenta dois patamares, os quais indicam que, durante as mudanças de estado, a temperatura permanece constante.

Se aquecermos uma amostra de mistura, como, por exemplo, de água e açúcar e anotarmos as temperaturas nas quais ocorrem as mudanças de estado, a 1 atm, obteremos o seguinte gráfico, onde: Durante as mudanças de estado da mistura, as temperaturas de fusão e ebulição não permanecem constantes.

5 - Mudança de fase Variações de energia acompanhando as mudanças de fase Todas as mudanças de fase são possíveis sob as condições corretas. A seqüência aquecer sólido ® derreter → aquecer líquido → ferver → aquecer gás é endotérmica. A sequência resfriar gás → condensar → resfriar líquido → congelar → resfriar sólido é exotérmica.


A - Pressão de vapor: Capacidade das moléculas em escapar do líquido. Explicando a pressão de vapor no nível molecular Algumas das moléculas na superfície de um líquido têm energia suficiente para escaparem da atração do líquido volumoso. Essas moléculas se movimentam na fase gasosa. À medida que aumenta o número de moléculas na fase gasosa, algumas das moléculas atingem a superfície e retornam ao líquido. Após algum tempo, a pressão do gás será constante à pressão de vapor. Equilíbrio termodinâmico: O ponto em que tantas moléculas escapam da superfície quanto as que atingem. A pressão de vapor é a pressão exercida quando o líquido e o vapor estão em equilíbrio dinâmico. Volatilidade, pressão de vapor e temperatura Se o equilíbrio nunca é estabelecido, então o líquido evapora. As substâncias voláteis evaporam rapidamente. Quanto mais alta for a temperatura, mais alta a energia cinética média, mais rapidamente o líquido evaporará.

Curvas de pressão de vapor.

B - Ponto de ebulição: Temperatura em que a pressão de vapor do líquido é igual à pressão atmosférica. Os líquidos entram em ebulição quando a pressão externa se iguala à pressão de vapor. A temperatura do ponto de ebulição aumenta à medida que a pressão aumenta. Duas maneiras de levar um líquido à ebulição: aumentar a temperatura ou diminuir a pressão. As panelas de pressão operam a alta pressão. A alta pressão o ponto de ebulição da água é mais alto do que a 1 atm. Conseqüentemente, há uma temperatura mais alta em que a comida é cozida, reduzindo o tempo necessário de cozimento. O ponto de ebulição normal é o ponto de ebulição a 760 mmHg (1 atm). 6 - Diagrama de fases É o gráfico da pressão versus temperatura resumindo todos os equilíbrios entre as fases. Dada uma temperatura e uma pressão, os diagramas de fases nos dizem qual fase existirá. Qualquer combinação de temperatura e pressão que não esteja em uma curva representa uma fase única.


Características de um diagrama de fases: Ponto triplo: temperatura e pressão nas quais todas as três fases estão em equilíbrio. Curva de vapor-pressão: geralmente, à medida que a pressão aumenta, a temperatura aumenta. Ponto crítico: temperatura e pressão críticas para o gás. Curva de ponto de fusão: à medida que a pressão aumenta, a fase sólida é favorecida, se o sólido é mais denso do que o líquido. Ponto de fusão normal: ponto de fusão a 1 atm.

3 - Classificação da matéria Na natureza, os materiais são constituídos de misturas de compostos e, em menor proporção, de elementos. 3.1 - Substância 3.1.1 - Substância pura: É a espécie da matéria que apresenta uma composição química fixa e suas constantes físicas bem definidas. Pode ser simples ou composta. A - Substância pura simples: Também denominada de elemento. É constituída por minúsculas partículas, átomos, que são quimicamente iguais. Elementos puros não podem ser separados em componentes mais simples, nem por técnicas físicas, nem por reações químicas.

B - Substância pura composta: Também denominada de composto. É constituída por átomos quimicamente diferentes. Composto pode ser desdobrado em dois ou mais elementos por reações químicas.


3.1.2 - Substância impura: É uma mistura, que pode ser homogênea (uma fase) ou heterogênea (uma ou mais fases); em cada fase, a composição química é fixa e as constantes físicas são bem definidas 3.2 - Mistura As misturas, tanto as homogêneas quanto as heterogêneas, podem ser separadas em componentes mais simples por técnicas físicas, tais como filtração, destilação e centrifugação.

Quadro resumo:

Esquema representado as misturas e as substâncias puras.

Exercícios 1 - Qual das alternativas a seguir contém apenas substâncias compostas?

a) N2, P4, S8. b) CO, He, NH3. c) CO2, H2O, C6H12O6. d) N2, O3, H2O. e) H2O, I2, Cl2.


2 - Identifique a alternativa que apresenta, na seqüência, os termos corretos que preenchem as lacunas da seguinte afirmativa: “Uma substância .... é formada por ...., contendo apenas .... de um mesmo .... .”

a) composta; moléculas; elementos; átomo. b) composta; moléculas; átomos; elemento. c) química; elementos; moléculas; átomo. d) simples; átomos; moléculas; elemento. e) simples; moléculas; átomos; elemento.

3 - O tratamento da água que a CAGECE distribui, consiste basicamente na adição de sulfato de alumínio, cloro, flúor e outros produtos químicos. A água, após o tratamento, classifica-se como:

a) Mistura homogênea. b) Mistura heterogênea. c) Mistura azeotrópica. d) Substância pura.

4 - Todas as “águas” com as denominações a seguir podem exemplificar soluções de sólidos em um líquido, exceto:

a) água potável. b) água destilada. c) água mineral. d) água do mar. e) água dura.

5 - Sob condições adequadas, uma mistura de nitrogênio gasoso, N2(g), e de oxigênio gasoso, O2(g), reage para formar diferentes óxidos de nitrogênio. Se representarmos o elemento nitrogênio e o elemento oxigênio por:

Podemos esquematizar uma de suas reações químicas. Dê a fórmula química do composto formado na reação esquematizada na figura abaixo

6 – Leia o texto a seguir e responda as perguntas as questões de A a C abaixo.

Água do mar As águas dos mares e oceanos contêm vários sais, cuja quantidade dissolvida (salinidade) varia de acordo com a região em que foram colhidas amostras. O mar Vermelho, por exemplo, é o que apresenta maior salinidade — aproximadamente 40 g de sais dissolvidos para cada litro de água (40 g/L). Já o mar Báltico é o que apresenta menor salinidade — em média, 30 g/L. Cerca de 80% (em massa) dos sais dissolvidos são constituídos de cloreto de sódio (NaCl); nos outros 20% são encontrados vários sais, como o cloreto de magnésio (MgCl2) e o sulfato de magnésio (MgSO4).


A - A água do mar é uma substância pura ou uma mistura? B - As substâncias químicas mencionadas no texto são classificadas como simples ou compostas? C - Quantos elementos químicos e quantos átomos de cada elemento estão presentes fórmulas das substâncias citadas? 7 – Dada a Tabela abaixo

Resolva as questões: a) Qual o estado físico de cada substância à temperatura ambiente? b) Construa um gráfico de mudança de estado, indicando como a temperatura de uma amostra de clorofórmio sólido varia com o tempo quando submetida a aquecimento. Indique os estados físicos presentes em cada região do gráfico.


SSSeeepppaaarrraaaçççãããooo dddeee MMMiiissstttuuurrraaasss... TTTééécccnicas de separação – destilação. Filtros moleculares 1 - Introdução: Inúmeros produtos químicos de importância comercial são conhecidos atualmente. Destes, muitos são de origem natural, como o petróleo, os minerais, diversos corantes e produtos de aplicação medicinal. Por outro lado, muitos produtos químicos são sintetizados industrialmente, por meio de reações químicas. Raramente os produtos de origem natural estão disponíveis puros; normalmente os encontramos misturados a outros componentes de menor interesse comercial ou tecnológico. Da mesma forma, os produtos químicos sintetizados pelo homem quase sempre são obtidos em misturas. Portanto, a aplicação industrial destes produtos, tanto de origem natural, quanto de origem artificial, geralmente é precedida pela necessidade de sua separação ou purificação. Para a obtenção de uma substância pura, é necessário separá-la da mistura que a contém. Tais separações estão baseadas em diferenças de propriedades entre os componentes de uma mistura. Em comparação às misturas homogêneas, uma mistura heterogênea pode ser separada por meio de processos mais simples e baratos. Por exemplo, uma mistura de sólidos, com diferentes granulometrias, pode ser submetida a um simples peneiramento, enquanto que uma mistura contendo duas fases líquidas pode ser separada por uma simples decantação. Quando o engenheiro enfrenta o problema de separar certos componentes contidos numa mistura homogênea, utiliza as diferenças de propriedades dos constituintes da mistura para conseguir o seu objetivo. Examina as diversas propriedades químicas e físicas dos constituintes da mistura para determinar qual delas oferece a maior diferença entre os componentes, pois uma diferença maior possibilitará, em geral, uma separação mais fácil e mais econômica. Como é natural, o engenheiro deve considerar diversos outros fatores para chegar à escolha final do processo separativo, tais como às exigências de energia e o custo de cada processo. 2 - Técnicas de separação: Em uma mistura as substâncias não perdem suas propriedades individuais, podendo facilmente ser separadas por processos físicos. Para a obtenção de uma substância pura, é necessário separá-la da mistura que a contém. Tais separações estão baseadas em diferenças de propriedades entre os componentes de uma mistura. 2.1 - Destilação: Consiste em vaporizar o componente de menor Ponto de ebulição (P.E.), o qual é separado da mistura, e é novamente liquefeito em um dispositivo chamado condensador, sendo recolhido em um recipiente. A - Destilação Simples: Aplica-se a uma mistura onde apenas um dos componentes é volátil, sendo este separado da mistura. Ex.: NaCl + H2O

Esquema demonstrativo do processo de destilação simples.


B - Destilação fracionada: Separação entre componentes voláteis utilizando coluna de fracionamento. Aplica-se a uma mistura onde mais de um componente é volátil. Exemplo: 1- Separação por destilação da mistura de éter etílico (P.E. = 35ºC) e benzeno (P.E. = 80ºC). 2 - Destilação fracionada em escala industrial: Destilação fracionada do petróleo. Compostos obtidos: gás natural, gasolina, óleo diesel, etc.

Esquema demonstrativo do processo de destilação fracionada.

C - Destilação fracionada do petróleo O petróleo é uma mistura de muitas substâncias. Na refinaria de petróleo, as substâncias são separadas por destilação. A separação dos compostos do petróleo é feita em colunas de fracionamento. Na parte de cima da coluna sai a substância que ferve primeiro. Os vários componentes do petróleo bruto têm tamanhos, pesos e temperaturas de ebulição diferentes. Por isso, o primeiro passo é separar esses componentes. E devido à diferença de suas temperaturas de ebulição, eles podem ser facilmente separados por um processo chamado de destilação fracionada. Etapas da destilação fracionada do petróleo 1. Aquecer a mistura de duas ou mais substâncias (líquidos) de diferentes pontos de ebulição a alta temperatura. O aquecimento costuma ser feito com vapor de alta pressão para temperaturas de cerca de 600°C. 2. A mistura entra em ebulição formando vapor (gases). A maior parte das substâncias passa para a fase de vapor. 3. O vapor entra no fundo de uma coluna longa (coluna de destilação fracionada) cheia de bandejas ou placas.

a. Ela possui muitos orifícios ou proteções para bolhas a fim de permitir a passagem do vapor. b. As placas aumentam o tempo de contato entre o vapor e os líquidos na coluna. c. Elas ajudam a coletar os líquidos que se formam nos diferentes pontos da coluna. d. Há uma diferença de temperatura pela coluna (mais quente embaixo, mais frio em cima).

4. O vapor sobe pela coluna. 5. Conforme o vapor sobe pelas placas da coluna, ele esfria. 6. Quando uma substância na forma de vapor atinge uma altura em que a temperatura da coluna é igual ao do ponto de ebulição da substância, ela condensa e forma um líquido. A substância com o menor ponto de ebulição irá se condensar no ponto mais alto da coluna. Já as substâncias com pontos de ebulição maiores condensarão em partes inferiores da coluna. 7. As placas recolhem as diferentes frações líquidas. 8. As frações líquidas recolhidas podem:

a. Passar por condensadores, onde serão resfriadas ainda mais, e depois ir para tanques de armazenamento;

b. Ir para outras áreas para passar por outros processos químicos, térmicos ou catalíticos. A destilação fracionada é útil para separar uma mistura de substâncias com diferenças pequenas em seus pontos de ebulição sendo uma etapa muito importante no processo de refino.

Poucos compostos já saem da coluna de destilação prontos para serem comercializados. Muitos deles devem ser processados quimicamente para criar outras frações. Por exemplo, apenas 40% do petróleo bruto destilado é gasolina. No entanto, a gasolina é um dos principais produtos fabricados pelas empresas de


petróleo. Em vez de destilar continuamente grandes quantidades de petróleo bruto, essas empresas utilizam processos químicos para produzir gasolina a partir de outras frações que saem da coluna de destilação. É este processo que garante uma porção maior de gasolina em cada barril de petróleo bruto. Coluna de destilação fracionada do petróleo

Frações obtidas na destilação fracionada do petróleo

Fração

N° de C na

molécula

Faixa de ebulição em °C

Aplicações

Gás

1 a 4 Abaixo de 20

Combustíveis e Matéria-prima

Gasolina

5 a 12 40 a 200

Querosene

12 a 16 175 a 275

Óleo Diesel

15 a 18 250 a 400

Solventes,

combustíveis, matéria-prima

Óleo Lubrificante E parafina

Acima de 17

Acima de 300

Óleos e graxas para

lubrificação

Resíduo

Acima de 30

Piche, asfalto


2.2 – Filtros Moleculares (Peneira nanoscópica) Imagine uma peneira com furos extremamente pequenos. Furos tão minusculos que podem separar até moléculas dos gases que compõem o ar atmosférico. O principal objetivo dessa peneira molecular, uma membrana feita de carbono, é separar nitrogênio e oxigênio, gases presentes na composição do ar e que têm grande valor comercial, gastando menos energia que os processos tradicionais de destilação. 3 – Leitura complementar:

Estudo cria novo filtro para tirar sal da água

Fonte: Folha de São Paulo, 20 de dezembro de 1999. Uma membrana de material cerâmico capaz de separar moléculas e átomos com cargas elétricas e tornar potável a água salina, por exemplo, pode reduzir custos a longo prazo dos procedimentos que usam esse equipamento. O "superfiltro" é resultado da tese de doutorado de Léo Ricardo Bedore, aluno do Departamento de Físico Química do Instituto de Química da Universidade Estadual Paulista (Unesp). A tese de Bedore também está sendo defendida na Escola Nacional Superior de Química de Montpellier, na França. A grande vantagem desse filtro é que ele é "reaproveitável", disse Celso Santilli, professor do Instituto de Química da Unesp e orientador brasileiro de Bedore. Por ser um material cerâmico, o filtro possuiria maior durabilidade. Em comparação com os filtros comerciais, feitos à base de polímeros (compostos químicos formados por moléculas de alto peso molecular, contendo unidades repetidas), a "superpeneira" cerâmica representaria uma vantagem econômica. Apesar de seu custo inicial ser maior que o dos filtros comerciais - cerca de US$ 500 por metro quadrado, US$ 350 a mais que um similar polimérico - a longo prazo o filtro cerâmico pode ser mais vantajoso. "Os filtros cerâmicos podem ter vida muito longa, talvez algumas décadas, enquanto os polímeros precisam ser trocados a cada seis meses ou anualmente", disse Santilli. Os gastos com manutenção e limpeza também poderiam ser reduzidos no caso de filtro de cerâmica, já que, para desentupi-lo, bastaria aquecê-lo a uma temperatura de 300°C.

Hiperseletividade O filtro molecular é constituído de uma fina camada de material cerâmico, à base de óxido de estanho, depositado sobre tubos de óxidos de alumínio. Os poros dessa membrana têm diâmetros de poucos nanômetros, bilionésimos de metro. Como comparação, um fio de cabelo tem a espessura de 10 mil nanômetros. A superfície da membrana é carregada eletricamente, ou seja, além de filtrar moléculas grandes, ela também consegue repelir átomos de cargas iguais. Cerca de 90% do cloro e do sódio presentes na água salobra podem ser eliminados dessa maneira. Se a água a ser filtrada for marinha, com concentrações salinas muito maiores, essa eficácia cai para cerca de 40%. Neste caso, a água deve passar pelo filtro diversas vezes. O uso do filtro para tornar potável a água salgada gasta cerca de 40% menos de energia, comparado com o método de destilação, que separa o sal da água por evaporação e condensação. Os testes realizados por Bedore mostram que um filtro de 1 m2 poderia dessalinizar cerca de cem litros de água salobra por hora.


A resistência do material também é ressaltada por Santilli. "Ele pode aguentar uma pressão até dez vezes maior que um filtro convencional", disse. Segundo ele, membranas desse tipo também poderiam ser usadas para esterilizar o ar de hospitais, por exemplo. 4 - Exercícios

1- Correlacione as misturas, coluna A, com a técnica mais adequada que promoveria a separação, coluna B.

Coluna A Coluna B A Água e sal Destilação simples B Ferro e enxofre Destilação fracionada C Petróleo Dissolução fracionada D Salitre carvão e enxofre Separação magnética

2- Descreva a técnica de dissolução fracionada. Dê um exemplo de aplicação, enumerando as etapas envolvidas.

3- Um aluno tentou separar uma mistura composta de 50% de éter (PE: 35ºC) e de 50% de benzeno (PE: 80 ºC) utilizando a técnica da destilação simples. Explique se a técnica escolhida pelo aluno está adequada e comente o resultado obtido pelo aluno.

4- Um béquer contém um líquido transparente e incolor. Se for água, como você determinará se existe sal de cozinha dissolvido? Não experimente!


EEEssstttrrruuutttuuurrraaa EEEllleeetttrrrôôônnniiicccaaa dddooosss ÁÁÁtttooommmooosss Problemas com o modelo atômico de Rutherford: A teoria eletromagnética mostra que uma partícula eletricamente carregada, como um elétron, em movimento em torno do centro, perderia energia na forma de emissão de energia eletromagnética e cairia em movimento espirala em direção ao núcleo (onde cairia em cerca de 10-10 s). Não se podia então explicar a estabilidade do átomo.

Espectros de linhas e o modelo de Bohr

O modelo de Bohr

Rutherford supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma forma que os planetas orbitam em torno do sol. Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma trajetória circular deve perder energia. Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de Rutherford. Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos de energia. Esses foram denominados órbitas. A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais próxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia negativa. A órbita mais distante no modelo de Bohr apresenta o valor de n próximo ao infinito e corresponde à energia zero. Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas entre órbitas através da absorção e da emissão de energia em quantum (hν). Limitações do modelo de Bohr Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio. Os elétrons não são completamente descritos como partículas pequenas. O Comportamento ondulatório da matéria A - Relação de De Broglie Em 1923 Louis de Broglie sugeriu que, se a luz (considerada uma onda) tem propriedades corpusculares, então, talvez as partículas da matéria, em circunstância apropriadas, também pudessem exibir aspectos ondulatórios. Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou:

λλλλ = h / mv Essa equação é denominada de relação de De Broglie. 1 - O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto λ é uma propriedade ondulatória. 2 - De Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos notáveis se os objetos são pequenos.


O princípio da incerteza Em 1927, Werner Heisenberg mostrou que na escala de massa de partículas atômicas, era impossível conhecer, simultaneamente, com absoluta exatidão, a posição e o momento de uma partícula como o elétron. Se ∆x é a incerteza da posição e ∆mv é a incerteza do momento, então:

∆∆∆∆x . ∆∆∆∆mv ≥≥≥≥ h / 4ππππ

O princípio da incerteza afirma que quanto mais precisamente se conhece a posição (isto é, quanto menor for ∆x), menos precisamente se conhece o momento da partícula (isto é, maior será ∆mv). Se soubermos muito bem, onde está a partícula, não podemos saber para onde ela irá. Mecânica quântica e orbitais atômicos Em 1926, Erwin Schrödinger imaginou uma teoria que podia ser usada para se determinar as propriedades ondulatórias dos elétrons nos átomos e moléculas. Este ramo da física é a mecânica quântica ou mecânica ondulatória. A mecânica quântica não nos permite descrever o elétron do átomo de hidrogênio como se movendo numa órbita. O que nos permite são enunciados estatísticos sobre a posição do elétron no átomo. Podemos calcular a probabilidade de encontrarmos o elétron na vizinhança de certo ponto do átomo. A informação sobre uma partícula num certo nível de energia (como um elétron num átomo) está expressa numa função matemática. Esta função é a função de onda e se representa pela letra grega Ψ (psi). A função de onda se obtém pela resolução da equação de onda (equação de Schrödinger). A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico. O seu quadrado (Ψ2) dá a probabilidade de se encontrar a partícula numa certa região do espaço, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo. Orbitais e números quânticos

Cada elétron, num átomo, é descrito por quatro números quânticos diferentes, três dos quais (n, l e ml) especificam a função de onda do elétron. Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as energias para as funções de onda. Chamamos as funções de onda de orbitais. A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos. Um orbital atômico pode ser imaginado como a descrição qualitativa das regiões do espaço onde é elevada a probabilidade de se encontrar elétrons. 1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo.

2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f.


3. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no espaço.


Resumo dos números quânticos

Número Quântico do Spin (ms) Está relacionado à rotação do elétron. Esse número quântico é utilizado para distinguir os elétrons de um mesmo orbital, refere-se a duas orientações possíveis para o eixo do spin de um elétron. O princípio da exclusão de Pauli Dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos. A um deles atribui-se arbitrariamente o valor de +1/2 e ao outro, o valor de -1/2. Estes valores indicam o sentido de rotação do elétron sobre o seu próprio eixo. Como convenção particular que o primeiro elétron de um orbital será representado por uma seta para cima (↑), e o valor de seu spin será –1/2.


Exercícios 1 – Quando as seguintes transições eletrônicas ocorrem no hidrogênio, a energia é emitida ou absorvida? A – de n = 4 para n = 2. B – de uma órbita de raio 2,12 Å para uma de raio 8,48 Å. 2 – Utilize a equação de De Broglie para determinar o comprimento de onda de um átomo de lítio movimentando-se a 2,5 x 105m/s. 3 – Usando o princípio da incerteza de Heisenberg, calcule a incerteza na posição de um elétron movendo-se a uma velocidade de 5 x 106 m/s em um átomo de hidrogênio. A velocidade para uma incerteza de 1% é (0,01).(5 x 106 m/s) = 5 x 104 m/s. 4 – Na descrição do átomo de hidrogênio pela mecânica quântica, qual é o significado físico do quadrado da função de onda, ψ2? 5 – Para n = 4, quais são os possíveis valores de l? 6 – Quais das seguintes alternativas representam combinações impossíveis de n e l:

a) 1p; b) 4s c) 5f d) 2d

Dados: Massa do próton: 1,67262158 10-24 g Massa do elétron: 9,10938188 10-28 g Massa do nêutron: 1,67492716 10-24 g Constante de Planck: 6,62606876 10-34 J s Lembrando que 1J = 1 Kg m2 / s2.


TTTaaabbbeeelllaaa PPPeeerrriiióóódddiiicccaaa dddooosss EEEllleeemmmeeennntttooosss... 1- Introdução Até 2005, 115 elementos eram conhecidos, a maioria dos quais foram descobertos entre 1735 e 1843. Como organizamos 115 elementos diferentes de modo a refletir suas similaridades e diferenças? Arranjamos os elementos de modo a refletir suas tendências em termos de propriedades químicas e físicas. A primeira tentativa com sucesso arranjou os elementos em ordem crescente de peso atômico (Mendeleev e Meyer). No entanto, as primeiras tentativas de classificação dos elementos tiveram apenas sucesso limitado. Só em 1869 é que foi imaginada a Tabela Periódica, que deu origem à usada atualmente. Essa Tabela resultou do esforço de dois químicos, um russo, Dimitri Ivanovich Mendeleev, e um alemão, Julius Lothar Meyer, que trabalharam independentemente e estabeleceram tabelas similares mais ou menos na mesma época. Haviam lacunas de elementos nesta tabela. Por exemplo, Mendeleev deixou lacunas em sua tabela, prevendo que elas seriam preenchidas por elementos ainda não descobertos. Para o elemento de massa atômica 72 previu diversas propriedades. Em 1886, o germânio (Ge) foi descoberto. As propriedades deste confirmaram as previsões de Mendeleev. A tabela Periódica Moderna: arranja os elementos em ordem de número atômico crescente. 2 - Tendências Periódicas Muitos elementos mostram similaridades muito fortes entre si. Por exemplo, lítio (Li) e sódio (Na) e potássio (K) são todos metais macios e muito reativos. O elemento hélio (He), neônio e argônio (Ar) são gases não-reativos. Se os elementos são organizados em ordem crescente de número atômico, observa-se que suas propriedades químicas e físicas mostram um padrão repetitivo ou periódico, ver Figura 01. Existem outras tendências na tabela periódica além das propriedades químicas (reatividades e tipos de reações) e físicas (ponto de fusão, etc.) por exemplo, tamanho atômico (raio do átomo neutro) e energia de ionização (a energia necessária para remover um elétron,mais fracamente ligado, de um átomo isolado, gasoso).

O arranjo dos elementos pelo número atômico ilustra o padrão periódico ou repetitivo das propriedades que é a base da tabela periódica. Raio atômico: No mesmo grupo: o raio atômico aumenta de cima para baixo na tabela, devido ao aumento do número de níveis. No mesmo período: o tamanho do átomo aumenta da direita para a esquerda na tabela, devido à diminuição do número de prótons nesse sentido, o que diminui a força de atração sobre os elétrons.

Energia de ionização: É a quantidade de energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso.

Na(g) → Na+(g) + e-.


Quanto maior o raio atômico, menor será a atração exercida pelo núcleo sobre o elétron mais afastado; portanto, menor será a energia necessária para remover esse elétron.

No mesmo grupo: A energia de ionização aumenta de baixo para cima. No mesmo período: A energia de ionização aumenta da esquerda para a direita.

Afinidade eletrônica A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso:

Cl(g) + e- → Cl-(g)

A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quanto endotérmica:

Ar(g) + e- → Ar-(g)

No mesmo grupo ou no mesmo período, quanto menor o raio, maior a afinidade eletrônica.

Eletronegatividade É a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em certa molécula .

Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F). A eletronegatividade aumenta:

• ao logo de um período e • ao descermos em um grupo. •

A eletronegatividade não é definida para os gases nobres.

3 - Configuração Eletrônica Estável A configuração eletrônica de um gás nobre, que é totalmente preenchida e possui distribuição eletrônica ns2np6, é bastante estável e praticamente sem reatividade. Por isso, todos elementos procuram adquirir a configuração eletrônica de um gás nobre. Por exemplo, Na, 1s2 2s2 2p6 3s1 (ou [Ne] 3s1) requer pouca energia para a remoção do elétron 3s, dando origem ao íon Na+, que possui a mesma configuração eletrônica do Ne.


4 - Metais, Não-metais e Metalóides

Tabela periódica dos elementos. Metais, semimetais e ametais.

4.1 -Metais Todos os elementos do lado esquerdo e do meio da tabela (com exceção do hidrogênio) são elementos metálicos, ou metais. A maioria dos elementos é metálica. Os metais possuem baixa energia de ionização, o que explica sua facilidade em formar íons positivos. A existência de elétrons livres na estrutura metálica, confere propriedades metálicas, tais como: alta condutividade elétrica e térmica; ductibilidade; maleabilidade; brilho. Todos os metais, com exceção do mercúrio (Hg), são sólidos à temperatura ambiente. Uma característica importante dos metais é a formação de ligas. As propriedades metálicas também estão presentes nas ligas. Exemplos de ligas: Bronze (Cu + Zn + Sn), Latão (Cu + Zn), Ouro 18 quilates (Au + Ag + Cu), Aço (Fe + C), Aço inox (Fe + Cr + Ni). Propriedades dos Metais Grupo 1A: Metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) Apresentam 1 elétron na camada mais externa. Seu comportamento químico está relacionado à perda deste elétron: M → M+ + e-. A reatividade aumenta de cima para baixo na tabela periódica. Os metais alcalinos emitem cores características quando em contato com chama. Conforme é ilustrado na Figura 03.

Emissão de chama dos metais alcalinos.


Grupo 2A: Metais alcalino-terrosos Apresentam 2 elétrons na camada mais externa. Seu comportamento químico está relacionado à perda destes elétrons: M → M2+ + 2e-. A reatividade aumenta de cima para baixo na tabela periódica. Com a exceção do berílio (Be), reagem com água, formando respectivos hidróxidos. 4.2 - Não-metais ou Ametais Os elementos não metálicos são separados dos elementos metálicos por uma linha diagonal semelhante a uma escada que vai do boro (B) ao astatino (At), conforme mostra Figura 02. O hidrogênio, apesar de estar do lado esquerdo da tabela periódica, é um ametal. À temperatura ambiente, alguns dos ametais são gasosos, outros são líquidos e outros são sólidos. Os ametais geralmente não conduzem corrente elétrica, são mais diversificados em seus comportamentos do que os metais. Quando os não-metais reagem com metais, tendem a ganhar elétrons:

metal + não-metal → óxido ou sal 2Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s)

Propriedades dos Não-metais Hidrogênio É um elemento singular, com propriedades únicas. Ocorre principalmente como gás H2. Pode ou ganhar um elétron, gerando íon hidreto, H- ou perder seu elétron, gerando o íon H+:

2Na(s) + H2(g) → 2NaH(s) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)

Grupo 6A: Calcogênios O caráter metálico aumenta de cima para baixo. O oxigênio (O2) é um gás, o telúrio (Te) é um metalóide e o polônio (Po) é um metal. Existem duas formas importantes de oxigênio: O2 e O3 (ozônio). O ozônio absorve luz UV na atmosfera. Grupo 7A: Halogênios

Iodo (I2), bromo (Br2) e Cloro (Cl2). A química dos halogênios é caracterizada pelo ganho de um elétron, com formação de um ânion: X2 + 2e- → 2X-. Todos halogênios consistem em moléculas diatômicas, X2. O cloro é o halogênio de maior importância industrial


Grupo 8A: Gases nobres Todos são não-metais monoatômicos, gases à temperatura ambiente. São notoriamente não-reativos, devido a sua configuração eletrônica estável. Em 1962 foram preparados os primeiros compostos de gases nobres: XeF2, XeF4, e XeF6. O criptônio tem valor de energia de ionização mais alto que o xenônio, sendo, portanto, menos reativo. Na realidade, apenas um único composto estável de criptônio é conhecido, KrF2. Em 2000, cientistas finlandeses anunciaram a obtenção da molécula HArF, estável apenas a baixas temperaturas (veja leitura complementar). 4 .3 - Metalóides Os metalóides possuem propriedades que são intermediárias entre as de metais e as de não-metais. Por exemplo, condutividade elétrica intermediária. O silício (Si) usado em dispositivos semicondutores (chips) apresenta brilho metálico mas é quebradiço. Tendências nas propriedades-chasves dos elementos em função da posição na tabela periódica

5 - Leitura complementar: Fonte: Folha de São Paulo, 24 de agosto de 2000

Grupo Cria moléculas com gás nobre

Composto feito com Argônio é estável apenas em baixas temperaturas Já não se fazem mais nobres como antigamente, pelo menos, na química. Uma equipe da Universidade de Helsinque, Finlândia, criou um composto usando o gás nobre argônio, contrariando a crença comum de que esse tipo de elemento não se mistura para formar moléculas. O estudo foi publicado na "Nature" de hoje. Os gases nobres são conhecidos pela estabilidade. Todos possuem oito elétrons na camada mais exterior (exceto o hélio, que tem apenas dois), o que faz deles os mais esnobes elementos químicos, não gostam de se misturar. Ser um gás nobre é o sonho de todo elemento. É por essa razão que eles se unem em compostos. Os átomos comuns costumam doar ou receber elétrons de outros átomos, formando moléculas, a fim de completar seu octeto, ou seja, ficar com oito elétrons na última camada, exatamente como seus primos ricos. Como não é possível convencer um gás nobre a doar elétrons aos outros elementos só resta uma alternativa: Furtar. Para fazer isso, é preciso conseguir algum composto que tenha mais "vontade" de pega e ceder elétrons, ou seja, mais energia, do que o gás nobre tenha de guardá-los para si. Quanto menor for o átomo do gás nobre, mais próximos do núcleo estarão os elétrons da última camada, o que faz com que mais energia seja necessária para furtá-los.


A hipótese de que alguns gases nobres pudessem formar moléculas surgiu com Linus Pauling, em 1933. A idéia foi confirmada em 1962, quando os químicos conseguiram criar um composto com xenônio (XePtF6). O composto obtido agora pelos químicos finlandeses é o HArF (fluorohidreto de argônio). A molécula criada é estável, mas somente em temperaturas muito baixas, no máximo -246°C. Ela foi obtida com quebra de moléculas de HF (fluoreto de hidrogênio, um composto altamente reativo) e sua posterior recombinação com átomos de argônio. O experimento revela que forçar um gás nobre a formar uma molécula é apenas questão de energia. “O próximo passo seria tentar criar um composto com neônio", disse Paulo Olivato, professor titular do Instituto de Química da USP. Segundo ele, uma molécula com hélio, o menor dos gases nobres, ainda está distante. Hélio e neônio permanecem sendo os únicos gases nobres que não formaram compostos. Tabela Periódica dos elementos

6- Exercícios 1- Classifique os elementos do grupo 5A como não-metal, metalóide ou metal. Nitrogênio (N): ____________ Fósforo (P): ____________ Arsênio (As): ____________ Antimônio (Sb): ____________ Bismuto (Bi): ____________ 2- Certos elementos emitem luz de um comprimento de onda específico quando são queimados. Historicamente, os químicos utilizam tais comprimentos de onda de emissão para determinar se certos elementos estavam presentes em uma amostra. Caso você estivesse fazendo um ensaio de chama e observasse uma emissão de cor vermelha, qual elemento você indicaria como presente na amostra? a- lítio (3Li): : 1s2 2s1 b- Sódio (11Na): 1s2 2s2 2p6 3s1 c- Potássio (19K): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1


3- Ordene os átomos e íons a seguir em ordem crescente de tamanho: Cl, Cl- e Br. Dados: 17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ; 35Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

<<<< <<<<

4- Recorrendo a uma tabela periódica, ordene os seguintes átomos em ordem crescente de primeira energia de ionização: Li, K, Cs. Dados: 3Li: 1s2 2s1 ; 19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ; 55CS: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s1

<<<< <<<<

5- Dos elementos abaixo indicados, qual você esperaria ser melhor condutor de eletricidade? a- Germânio (Ge) b- Nitrogênio (N) c- Argônio (Ar) d- Enxofre (S) 6- Por que o potássio, 19K(1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1), é muito mais reativo que o lítio, 3Li(1s2 2s1)?

apostila de quimica geral 2009

Documents