Elementos da Química e da Física

Diferença entre lei e teoria

Lei-uma formulação que estabelece uma relação objetiva e concisa entre fenómenos que, nas

mesmas condições, se verifica sempre;

Teoria- um principio unificador que explica um conjunto de factos e as leis baseadas neles;

Classificação de matéria

Matéria-tudo o que ocupa espaço e tem massa;

Massa-medida da quantidade de matéria;

Peso-força que a gravidade exerce sobre o corpo;

Substancia -uma forma de matéria que tem uma composição e propriedades bem definidas;

Mistura: uma combinação de duas ou mais substancias, na qual estas mantem as suas

propriedades.

Pode ser:

Misturas homogéneas;

Misturas heterogéneas;

Elemento- substancia que não pode ser separada em substâncias mais simples;

Composto- substancia composta por átomos de dois ou mais elementos “ligados” em

proporções definidas;

Propriedades da matéria

Propriedade extensiva- depende da quantidade de massa em causa; ( ex:densidade)

Propriedade intensiva- não depende da quantidade de massa em causa. ( ex: temperatura)

A temperatura

Algarismos significativos

Adição e subtração: O resultado deve ter o mesmo número de dígitos á direita da vírgula,

correspondente á parcela com menor número de dígitos á direita da virgula;

Multiplicação ou divisão: O resultado terá tantos algarismos significativos quanto os da parcela

com menor numero de a.s.

Logaritmos e exponenciais: O número de casas decimais do logaritmo é igual ao número de

algarismos significativos de valor logaritmizado.

Exatidão e precisão de uma medição

Exatidão-mede a proximidade da medição ao valor real;

Precisão-mede a proximidade das medições entre si;

Átomos, moléculas e iões

Átomo- é constituído por partículas com diferentes cargas e massa; ( neutrões, protões,

eletrões).

Experiencia de Rutherford

Conclusões:

1. A carga positiva do átomo está concentrada no núcleo;

2. O protão tem carga positiva; 3. A massa do p é 1840x a massa do e- (1,67 x10-24g)

Numero atómico, numero de massa e isótopos

Numero atómico(Z)- Numero de protões no núcleo;

Numero de massa (A)-Numero atómico Z + numero de neutrões;

Isotopos: átomos do mesmo elemento X com diferente numero de massa A.

A tabela periódica

Verifica-se uma periodicidade de propriedades químicas dos elementos.

-Permite prever as propriedades dos elementos e compostos;

-A periodicidade é explicável com base na estrutura do átomo;

As moléculas

Molécula diatómica-contem apenas dois átomos;

Molécula poliatómica-contem mais que dois átomos;

Iões

Um iao é um átomo ou grupo de átomos que possui uma carga global positiva ou negativa;

Catião –iao com carga positiva; (perdeu eletrões);

Anião-iao com carga negativa; ( recebeu eletrões).

Formulas químicas

Formula química- mostra o numero exato de átomos de cada elemento que compõem a mais

pequena porção de uma substancia;

Formula empírica –mostra a proporção relativa mais simples dos átomos constituintes de uma

substancia.

Compostos iónicos –são compostos que resultam da combinação de catiões e anioes,cujo

somatório de cargas é zero; ( Ex: NaCl).

Nomenclatura

-Metal mais um não metal –Anião + “terminação” de nome do metal;

Os metais de transição apresentam iões com diferentes cargas: deve indicar-se a carga da

espécie metálica;

Nomenclatura Ácidos e Bases

-Um ácido é uma substancia que, em solução aquosa liberta de iões H+

O nome do ácido deriva sempre do anião. Quando o aniao termina em “eto” o ácido

correspondente tem a terminação "ídrico”.

Em alguns casos usam-se duas designações diferentes: ( HCl- cloreto de hidrogénio e HCl-ácido

clorídrico). O emprego de um ou outro depende do estado físico:

-Em estado gasoso ou como liquido puro,a substancia está no estado molecular, e usa-se a

designação cloreto de hidrogénio.

-Em solução aquosa, as espécies estão dissociadas nos seus iões, usa-se a designação ácido…

ídrico….

Quando para além do H+ e do anião de outro elemento os ácidos contem oxigénio são

designados oxoácidos:

É comum haver dois ou mais oxoácidos com o mesmo elemento central:

Bases: definidas como substancias que produzem iões hidróxido (OH-) quando dissolvidos em

água;

Sais hidratados: compostos que possuem um numero especifico de moléculas de água ligadas

na sua estrutura cristalina

Massa atómica e massa molecular

Massa atómica média: media ponderada das massas dos isótopos naturais,considerando a sua

abundancia relativa.

Exemplo: Massa atómica média de C

O conceito de mole

Mole: unidade para contar o numero de partículas.

Massa molecular: a soma das massa atómicas dos átomos constituintes da espécie.

Para qualquer molécula: Massa molecular =Massa molar(g)

Determinação de massas moleculares: o espectrómetro de massa

1. Uma partícula ionizada (com carga)

2. Acelerada por um campo elétrico (E)

3. Quando entra num camp0 magnético(B) descreve uma trajetória circular de raio (r)

bem definido.

4. Conhecendo E,B,e R é possível calcular a massa da partícula: o espetro de massa;

Composição elementar percentual de um elemento num composto

Reações em solução aquosa

Solução: mistura homogénea de duas ou mais substancias.

Soluto: são as substancias presentes em menor quantidade na solução.

Solvente: substancia presente em maior quantidade.

Eletrólito: uma substancia que dissolvida em água origina uma solução que conduz corrente

elétrica.

Um não eletrólito: uma substancia que dissolvida em água origina uma solução que não

conduz corrente elétrica.

Eletrólito forte: uma espécie que em solução se encontra 100% dissociada:

Eletrólito fraco: uma espécie que em solução se encontra dissociada em pequena extensão:

Dissolução

A dissolução ocorre porque as fortes interações entre iões existentes no solido, são

compensadas pela interação entre cada um dos iões e as moléculas de água que o rodeiam,

orientando o iao para a zona da molécula com polaridade oposta.

Este fenómeno chama-se solvatação!

Concentração de uma solução

Concentração de uma solução é a quantidade de soluto, expressa em mole por unidade de

volume de solução(dm3)

A molaridade é a forma mais comum de expressar a concentração de uma solução.

Preparação de uma solução de concentração conhecida

1. Calcular a quantidade de soluto necessária.

2. Pesar o soluto com precisão adequada.

3. Dissolver o soluto numa pequena quantidade de solvente.

4. Transferir a solução para um balão, lavando varias vezes as paredes do copo, e

transferindo para o balão.

5. Agitar a solução no balão e perfazer o volume total até ao menisco, agitando sempre.

6. Rotular o balão.

Diluição

A diluição é o procedimento para preparar uma solução de menor concentração, a partir de

uma solução mais concentrada.

Preparação de uma solução de concentração conhecida por diluição de uma mais

concentrada

1. Calcular o volume da solução concentrada.

2. Medir com uma pipeta o volume calculado.

3. Transferir o volume medido com um balão volumétrico e completar o volume com

água até próximo do volume final.

4. Agitar a solução no balão e perfazer o volume até ao menisco, agitando sempre.

5. Rotular o balão.

Reações químicas

Reação química: todo o processo em que uma ou mais substancias (reagentes) são convertidas

noutras substancias (produtos).

Os coeficientes estequiométrico

Acerto de equações químicas

-Uma reação química obedece sempre á lei da conservação da massa, isto é, o numero de

moles/massa total de cada elemento é preservada.

-O acerto deve ser feito alterando os coeficientes e nunca a formula química

i. Comece por acertar os elementos químicos que aparecem apenas num reagente e

num produto.

ii. Acerte os elementos que aparecem em dois ou mais reagentes e produtos.

iii. Verificar se a estequiometria está correta para todos os elementos.

Cálculos estequiométricos

A equação química permite relacionar as quantidades de substancias que reagem entre si, ou

que são originadas numa reação.

A. Acertar a equação;

B. Converter as quantidades conhecidas de uma substancia em mole.

C. Utilizar a equação química e os respetivos coeficientes estequiométricos para prever o

numero de moles esperados para o outro reagente/produto.

D. Converter o numero de moles em massa.

Reagente limitante

A extensão da reação é condicionada pelo reagente em menor

quantidade face á proporção da reação.

Rendimento de uma reação

Rendimento: razão entre a quantidade produto formada e a quantidade de produto prevista.

Reações de precipitação

Solubilidade: quantidade máxima de um soluto que se dissolve por unidade de volume de

solvente, a uma dada temperatura.

Escrita de reações quimicas:

1. Escreva a equação completa devidamente acertada.

2. Escreva a equação iónica completa identificando claramente os eletrólitos fortes

completamente dissociados.

3. Anule os iões espetadores comuns de ambos os lados da equação.

4. Verifique o balanço da massa e o balanço da carga na equação.

Reações ácido-base

Algumas característica de ácidos:

Possuem “sabor azedo”;

Produzem alteração de cor em pigmentos vegetais.

Reagem com alguns metais produzindo hidrogénio.

Reagem com carbonatos e bicarbonatos, com libertação de CO2;

As soluções aquosas de ácidos são condutoras de eletricidade.

Algumas características da bases:

Sabor amargo;

Toque ”escorregadio”;

Produzem alteração na cor dos pigmentos vegetais;

As soluções aquosas de bases conduzem eletricidade;

Definições de ácidos e bases segundo Arrhenius

-ácido é uma substancia que produz H+ (H3O+) em solução aquosa.

-Base é uma substancia que produz OH- em solução aquosa

Definição de ácidos e bases segundo Bronsted

-um ácido é uma substancia dadora de protões;

-uma base é um aceitador de protões;

Substancias anfotéricas

Uma substancia diz-se anfotérica se simultaneamente se comportar como uma base e como

um ácido

Reações ácido-base: neutralização

Reações de oxidação-redução

Reações em que há transferência de eletrões.

Numero de oxidação: A carga que o átomo teria numa molécula ou compostos iónicos e os

eletrões fossem completamente transferidos.

Em substancias elementares , os elementos têm carga zero;

Em iões monoatómicos, o numero de oxidação é igual á carga do ião.

O numero de oxidação do oxigénio é normalmente -2.Em H2O2 e O22- é -1.

O numero de oxidação de compostos de hidrogénio é +1 exceto quando está ligado a

metais em compostos binários. Nestes casos, o seu numero de oxidação é-1.

Os metais do grupo IA tem numero de transição +1. Os metais do grupo IIA têm

numero de oxidação +2 e o fluor tem sempre o numero de oxidação -1.

O somatório dos números de oxidação dos átomos numa molécula ou iao é igual á

carga dessa molécula ou ião

Os numeros de oxidação não são sempre inteiros: o numero de oxidação do oxigenio

no iao superoxido O2- é -1/2.

Reações de oxidação redução: acerto de reações

1. Escrever a reação não acertada na forma iónica

2. Escrever as duas semi-reações

3. Acertar em cada semi-equação todos os átomos (exceto H e O)

4. Acertar os átomos H e O. Em meio ácido: por adição de H2O ao membro com menos

oxigénio, e H+ do lado oposto

5. Adicionar eletroes de um dos lados da equação para acertar o balanço da carga na

equação.

6. Multiplicar algebricamente as semi-equações de modo a haver um multiplo comum

em ambos os termos

7. Confirmar o balanço da massa e da carga final.

Acertar em meio básico

Estequiometria, análise gravimétrica e volumétrica

Titulação

Titulante :solução de composição conhecida rigorosa;

Titulado: solução de concentração desconhecida;

Ponto de equivalência: o ponto em que a reação é completa;

Indicador: substancia que muda de cor no ponto de equivalência;

Analise gravimétrica

1. Pesar rigorosamente uma quantidade de amostra a estudar;

2. Dissolver a amostra pesada desconhecida em água;

3. Fazer reagir o volume conhecido da solução com uma quantidade definida de um

reagente especifico para formar um precipitado.

4. Filtrar o precipitado.

5. Secá-lo.

6. Pesá-lo;

7. Usar a reação química e os valores das pesagens e volumes medidos para calcular e

determinar a composição da amostra.

(Fazer tudo com o máximo rigor possível)

Termoquímica

Calor: é a transferência de energia térmica entre dois corpos que estão em temperaturas

diferentes.

Temperatura: é uma medida de energia térmica.

Sistema: parte especifica do universo que é de interesse para o estudo.

Processo exotérmico: qualquer processo em que é libertada energia sob a forma de calor;

Processo endotérmico: qualquer processo em que é absorvido calor pelo sistema.

Termodinâmica

-Estuda a conservação de calor e outros tipos de energia.

Funções de estado

São propriedades que são determinadas pelo estado do sistema, independentemente de como

foi alterada. Ex: energia, pressão, volume, temperatura …

Primeira lei da termodinâmica

-A energia pode ser convertida, mas nunca pode ser criada ou destruída.

Entalpia(H)-é usada para quantificar o fluxo de calor dentro ou fora do sistema em processos

que ocorrem a pressão constante.

Escrita de equações químicas

-Os coeficientes estequiométricos referem-se sempre ao numero de moles de uma substancia.

-Se ambos os lados da equação forem multiplicados por um fator n, a variação da entalpia é

multiplicada pelo mesmo fator. Ex:

-Depende sempre da quantidade de matéria envolvida na reação.

Cálculos de Entalpia de reação

Calor especifico (c) – é a quantidade de calor (q) necessária para elevar a temperatura de uma

grama de substancia um grau Celsius.

Capacidade calorifica ( C) – é a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura de

uma determinada quantidade de substancia ( m) um grau

Celsius.

Calometria a volume constante Calometria a pressão constante

Cálculos de entalpias H de reação

Entalpia padrão de formação

-é o calor envolvido na formação de uma mole de um composto a partir dos seus constituintes

na forma elementar á pressão de 1 atm.

A entalpia padrão de formação de qualquer elemento na sua forma mais estável é zero.

Lei de Hess

Quando os reagentes são convertidos em produtos, a variação da entalpia é a mesma, quer a

reação ocorra numa única etapa ou em várias etapas.

A entalpia é uma função de estado.

Entalpia de dissolução

-é o calor gerado ou absorvido quando uma determinada quantidade de soluto se dissolve

numa determinada quantidade de solvente.