QUÍMICAQUÍMICAEstuda a natureza, as propriedades , a composição e as transformações da matéria.

Profª.: Diana Cerqueira

Metodologia Científica

Dados: é o registro das observações.

Leis: são as generalizações dos dados.

Teorias: são as propostas de explicação das observações.

Hipóteses: são as tentativas de explicação das teorias.

Método Científico: é o procedimento sistemático e lógico usado por toda ciência.É iniciado pela observação.

ESTRUTURA DA MATÉRIA

É dito com freqüência que matéria é tudo que tem massa e ocupa espaço.

Massa: é uma medida numérica direta da quantidade de matéria do objeto.

Diferentemente do peso, a massa de um objeto não se altera de um local para o outro, pois a quantidade de matéria permanece constante.

O termo matéria refere-se a todos os materiais ou coisas que compõem o universo.

ESTRUTURA DA MATÉRIAA matéria pode existir em três estados: sólido, líquido e gasoso.

Sólido: conserva o seu volume e sua forma.

Líquido: conserva seu volume, mas adquire a forma de seus recipientes.

Gasoso: Tanto o volume como a forma são variáveis.

Os gases e os líquidos apresentam, ainda uma capacidade de fluir, denominada fluidez, e por isso são denominados fluidos.

ESTRUTURA DA MATÉRIAA matéria é formada por moléculas, que por sua vez são formadas por partículas minúsculas chamadas de átomos.

Há duas espécies de substâncias puras: os elementos e os compostos.

Elementos e CompostosElemento: é uma substância simples, fundamental e elementar.

Os elementos podem ser representados por uma abreviação designada de por símbolo químico”.

Atualmente são conhecidos mais de 119 elementos, dos quais 90 ocorrem naturalmente na Terra.Composto: são constituídos de dois ou mais elementos combinados em uma relação definida e, assim, são mais complexos do que o elemento.

Os compostos são representados por fórmulas químicas.

Elementos e Compostos

Nome Símbolo Natureza

Ferro Fe Fe3O4

Cálcio Ca CaCO3

Prata Ag (Argentum) Ag

Oxigênio O O2

Átomos & Moléculas

H + H H H

H H

H + H + O O

Átomos Moléculas

SUBSTÂNCIAS E MISTURAS

SUBSTÂNCIA: forma particular de matéria, apresentando composição fixa, definida.

Substância Pura: uma única substância com composição característica e definida e com um conjunto definido de propriedades.Ex: a água, o sal, o ferro, o oxigênio.

Mistura: consiste em duas ou mais substâncias fisicamente misturadas.Ex: Granito, mistura de grânulos de quartzo, mica e feldspato e algumas vezes de outros minérios.

Substância Fórmula Representação

Gás hidrogênio H2

Gás oxigênio O2

Gás ozônio O3

Substância simples: é constituída de uma molécula formada por átomos do mesmo elemento químico (mesmo tipo de átomo).

Substância composta: é constituída por uma molécula formada por mais de um elemento químico.

Substância Fórmula Representação

Água H2O

Sal de cozinha NaC

Açúcar C12H22O11

Substâncias Puras

SIMPLES COMPOSTA

Mistura: material formado por duas ou mais substâncias, sendo cada uma destas denominada componente.

CLASSIFICAÇÃO DAS MISTURAS

Fase: é definida como sendo uma região distinta, na qual todas as propriedades são as mesmas.

Mistura homogênea: toda mistura que apresenta uma única fase.

Mistura heterogênea: toda mistura que apresenta pelo menos duas fases.

MISTURAS

HETEROGÊNEAHOMOGÊNEA

ÁGUA + AREIAAR

Água (H2O) + açúcar

dissolvido (C12H22O11)

Aspecto visual contínuo: uma única fase

Óleo(CxHy) + água

(H2O)

Aspecto visual descontínuo: duas

fases

Água gaseificada

Aspecto visual descontínuo: duas fases

EXEMPLO:

Nome Componentes principais

Amálgama Mercúrio (Hg) + Prata (Ag) + Estanho (Sn)

Vinagre Água (H2O) + ácido acético

(CH3COOH)

Latão Cobre (Cu) + zinco (Zn)

Bronze Cobre (Cu) + estanho (Sn)

Aço Ferro (Fe) + carbono (C)

Álcool hidratado

Etanol (CH3OH) + água (H2O)

Misturas homogêneas

Aspecto homogêneo a olho nu

 Aspecto heterogêneo

ao microscópio

Copo de leite

 

Líquido branco

com gotículas

de gordura

O leite é considerado uma mistura heterogênea.

Transformações da Matéria

As transformações da matéria são classificadas em: físicas e químicas.

Transformação Física: não alteram a identidade das substâncias. As mudanças de estado físico são exemplos deste tipo de transformações.

Transformação Química: são mais significativas ou fundamentais do que as transformações físicas, as substâncias são destruídas e outras novas, são formadas.

As leis das Transformações

As transformações químicas são denominadas reações químicas. As substâncias que desaparecem durante estas transformações são chamados reagentes, e aquelas formadas são chamadas de produtos.

Lei da Conservação da Massa ( Lavoisier, 1774):“Durante uma transformação química não é mensurável o ganho ou a perda de massa; isto é, à soma das massas dos produtos é igual à soma das massas dos reagentes.”

As leis das Transformações Ex: Quando o composto calcário (carbonato de cálcio) é aquecido, decompõe-se na forma de cal viva (óxido de cálcio) e no gás dióxido de carbono. Supondo que 40,0 g de calcário é decomposto, restando 22,4 g de cal viva, quanto dióxido de carbono é formadoResolução: A lei da conservação da massa para uma reação química:

calcário → cal viva + dióxido de carbono massa calcário = massa cal viva + massa dióxido d carbono

As leis das Transformações

massa dióxido de carbono = massa calcário - massa cal viva

= 40,0 g – 22,4 g = 17,6 g de dióxido de carbono.

Lei das Proporções Definida:“Cada componente de um composto tem sua

composição em massa, definida e característica.” Por exemplo, em uma amostra de cloreto de sódio, 39,44% da massa total é sódio e 60,66% é cloro. Assim, como a água sempre consiste em 11,9% de hidrogênio e 88,91% de oxigênio, em massa.

As leis das Transformações

Ex: Os elementos magnésio (Mg) e bromo (Br) combinam-se para formar o composto brometo de magnésio. Em um experimento 6,00 g de Mg foram misturados com 35,0 g de Br. Após a reação observou-se que, embora todo o Br tenha reagido, 0,70 g de Mg permaneceu em excesso. Qual é a composição percentual, em massa, do brometo de magnésiomassa bromo usada = 35,0 g

massa magnésio usada = 6,0 g – 0,70 g = 5,30 g

massa composto formado = 35, 0g + 5,30g = 40,3 g

% Mg = massa de Mg x 100 massa do composto = 5,30 g x 100 = 13,2 %. 40,3 g

As leis das Transformações % Br = massa de Br x 100 massa do composto Br = 35,0 g x 100 = 86,8 %. 40,3 g

Situação Problema 1: Os elementos ferro (Fe) e cloro (Cl) combinam-se para formar cloreto de ferro. Em um experimento, 1,25 de Fe foram misturados a 2,50 g de Cl e a reação teve inicio. A seguir encontrou-se cloreto de ferro, juntamente com 0,12 g de cloro não-reagente. Qual é a composição percentual, em massa, do cloreto de ferro?Situação Problema 2: O ferro combina-se com o oxigênio para formar o composto dióxido de ferro. Se 14,3 g de dióxido de ferro são formados na reação, usando-se 10,0 g de ferro quanto oxigênio é necessário

Solução: É uma mistura homogênea composta de dois ou mais componentes que consiste de:

Solvente: É o componente da solução que se apresenta em maior quantidade. Freqüentemente, mas não necessariamente, ele é a água, o que caracteriza uma solução aquosa.

Soluto: Este é o componente que se apresenta em menor quantidade. É a substância que se dissolve no solvente.

Solução Soluto Solvente Exemplo

Sólida

Sólido Sólido Liga metálica Cu – Ni

Líquido Sólido Hg em Cu (amálgama de cobre)

Gasoso Sólido dissolvido em Ni

Líquida

Sólido Líquido NaCl em

Líquido líquidoÁlcool em

Gasoso Líquido dissolvido em

Gasosa

Sólido Gasoso Poeira no ar atmosférico

Líquido Gasoso Água no ar atmosférico

Gasoso Gasoso Ar atmosférico

2H

OH 2

OH 2

OH 22CO

Quanto à natureza do soluto as soluções são classificadas em:

São aquelas em que o soluto é um composto iônico.

Exemplo: água + sal de cozinha.

São aquelas em que o soluto é um composto molecular.

Exemplo: água + açúcar.

Obs.:os ácidos são compostos moleculares, que em água, originam uma solução eletrolítica.

1L de água a 0°C

1L de água a 0°C

1L de água a 0°C

357 g de NaCl

SOLUÇÕES

• CS do NaCl a 0°C = 35,7 g / 100g de H2O

• CS do NaCl a 25°C = 42,0 g / 100g de H2O

200 g de NaCl 400 g de NaCl

Saturada

Saturada com corpo de fundo

insaturada

SOLUÇÃO SUPERSATURADA

1L de água a 0°C

1L de água a 25°C

1L de água a 0°C

400 g de NaCl

Supersaturada

• A concentração na solução final está acima do CS do NaCl a 0°C.

Características de uma solução:

Por ser polar, a água aproxima-se dos íons que formam um composto iônico (sólido) pelo pólo de sinal contrário à carga de cada íon, conseguindo assim anular suas cargas e desprendê-las do resto do sólido. Uma vez separado do sólido, os íons são rodeados por moléculas de água, evitando que eles regressem ao sólido (ex. NaCl).

Solubilidade de compostos iônicos em àgua

O lado da molécula da água que contém os átomos de hidrogênio (+) atrairá os íons Cl-, e os íons Na+ serão atraídos pelo lado do átomo de oxigênio (-) da água. Esta é a maneira como as substâncias sólidas iônicas se dissolvem na água, e este processo é chamado de hidratação. Quando o solvente é outro que não a água, o processo é denominado de solvatação.

Solubilidade de compostos orgânicos em água

Fatores que afetam a solubilidade de compostos orgânicosFatores que afetam a solubilidade de compostos orgânicos

É a quantidade de soluto que é dissolvido em um solvente. Indica uma relação entre duas quantidades (soluto e solvente ou solução).

Em situações domésticas usamos as palavras “forte” e “fraca” para descrever a concentração, por exemplo, de uma xícara de chá ou de café.

CONCENTRAÇÃO

Em química, são utilizados os termos:

“CONCENTRADO” ou “DILUÍDO” para falar a respeito da quantidade de soluto presente na solução. Diluído significa que apenas uma pequena quantidade de soluto é dissolvida e concentrado significa que uma porção grande de soluto está presente na solução.

Contêm muito soluto em relação ao solvente.

Exemplo: 300g de sal para 1L de água.

Contêm pouco soluto em relação ao solvente.

Exemplo: 10g de sal para 1L de água.

  Quantidade de componente de interesse

Concentração = Quantidade de material total

 

ou seja,

  Quantidade de soluto

Concentração de solução = Quantidade de solução

(soluto + solvente)

CONCENTRAÇÃO

Expressão de concentrações em:

 

- gramas por litro (g.L-1)

 

- porcentagem (%): Peso por volume (g.100mL-1); peso por peso (g.100 g-1); volume por volume (mL.100mL-1)

 

- partes por milhão (ppm), p.ex: mg.L-1

 

- partes por bilhão (ppb), p. ex: µg.L-1

CONCENTRAÇÃO

Prefixos Em muitos casos, a unidade básica pode ser demasiado pequena ou demasiado grande e, para evitar o uso de muitos zeros nas escalas, deve ser utilizado o prefixo métrico apropriado. Os de uso mais comum estão listados abaixo:

Fator multiplicativo Prefixo Símbolo106 mega M103 kilo k

Fator submultiplicativo Prefixo Símbolo10-3 mili m10-6 micro μ10-9 nano n10-12 pico p

por exemplo: 0,001 g = 10-3 g = 1 mg = 1000 μg.

Concentração em percentagem

Às vezes, a concentração aparece expressa como %, mas, nesse caso, é necessário especificar o estado físico do que se mede. Por exemplo:

2% (p/p) ácido acético = 2 g ácido acético em 100 g água2% (p/v) ácido acético = 2 g ácido acético em 100 ml água2% (v/v) ácido acético = 2 ml ácido acético em 100 ml água

Por convenção (p/v) ou (v/v) podem ser omitidos para soluções aquosas abaixo de 1%.

Transformação de Unidades

kg g mg µg

X 103 X 103 X 103

kL L mL µL

X 103 X 103 X 103

m3 dm3 cm3 mm3

Unidade de massa

Unidade de Volume

A expressão de concentração pelo sistema internacional é em número de mols, ou seja, a concentração de uma solução é definida como o número de mols de soluto em um litro (L) ou em decímetro cúbico (dm3) de solução. A unidade de concentração portanto é em mol.L-1 ou mol.dm-3

ou molaridade, abreviadamente “M”.

Lembrando:

 

1 mol = 6,022 x 1023 moléculas ou átomos

 

6,022 x 1023 moléculas ou átomos = nº de Avogadro

CONCENTRAÇÃO

A concentração da solução pode ser definida como:

  

Concentração de solução: Nº de mols de soluto

Volume da solução em L ou dm3

 

 

O Nº de mols de soluto é:

 

 

Nº de mols = Massa em gramas

Massa molecular (MM) ou mol

 

CONCENTRAÇÃO

Assim, a concentração da solução fica:

 

 

Concentração de solução = Massa em gramas

(MM ou mol) x Volume da solução em dm3 ou L

 

CONCENTRAÇÃO

No laboratório é usado um balão volumétrico de volume calibrado para o preparo das soluções, as quais assim preparadas, passam a ser denominadas de concentração analítica.

DILUIÇÃO

As soluções concentradas também podem ser misturadas com solventes para torná-las diluídas.

Em diluições a quantidade de solvente é que aumenta e a quantidade de soluto permanece sempre constante. Assim, o número inicial de mols do soluto é igual ao número de mols do soluto no final.

A molaridade (M) é expressa como: nº de mols/volume (dm3 ou L)

Observa-se então que o nº de mols = M x V

Portanto: M1 x V1 = M2 x V2 (Equação geral da diluição)

Dissolvem-se 8g de NaOH em 400 mL de solução. Pede-se:a) Concentração em g/L.b) Concentração em mol/L(molaridade).(dado: MMNaOH = 40 g/mol)

Uma solução possui concentração de 120 g/L de NaOH. Qual sua concentração molar (mol/L)?

Dissolvem-se 50 g de glicose em 1000 ml de solução, qual a % (p/v)?

Qual a quantidade de água que deve ser adicionada a 100 mL de uma solução de NaCl 1,5 M para se obter 1 litro de solução a 0,15 M?