qui109 – quÍmica geral (ciências...
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QUI109 – QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas)
5ª aula / 2016-2
(disponível em: http://professor.ufop.br/mcoutrim)
Prof. Mauricio X. Coutrim
19/10/2016 Prof. Mauricio X. Coutrim 1
REAÇÃO / TITULAÇÃO
Definição: É uma reação rápida em solução aquosa na qual um dos
reagentes (solução padrão) é adicionado em quantidade
controlada e conhecida até que o final da reação seja
atingido (detectado), ou seja, até que o outro reagente seja
totalmente consumido na reação.
No ponto final as quantidades reagidas são estequiométricas.
Em uma solução padrão a concentração do analito é conhecida com grande exatidão e precisão.
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REAÇÃO / TITULAÇÃO Questão: Cloreto em água pode ser
determinado pela titulação
com íons prata (Ag+) :
Ag+(aq) + Cl-
(aq) AgCl(s)
1) Qual a massa, em g, de Cl- numa
amostra de água que consome
(reage) 20,20 mL de uma solução
de 0,1000 mol.L-1 de Ag+?
2) Qual o teor, em %, m/m, de Cl-
nessa amostra sabendo que a
massa analisada foi igual a 10,00 g?
Resposta: a) 7,170.10-2 g de Cl-; b) 0,7170 %, m/m, de Cl-.
Montagem para uma titulação
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OS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS
As reações estudadas nessa disciplina sempre ocorrerá com
interações entre os elétrons dos átomos! Dessa forma, os elétrons
de alguns átomos serão mais reativos do que outros. A explicação
para isso está na distribuição dos elétrons nos átomos.
Para se conhecer melhor o comportamento dos elétrons é necessário entender o comportamento da luz interagindo
com a matéria.
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OS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA: Onda eletromagnética
(velocidade da luz no vácuo: c = 2,99792.108 m.s-1)
l = comprimento de onda (eixo x)
A = amplitude da onda (eixo y)
v = velocidade (varia com o tempo)
l A c = v = υ . l υ = frequência (s-1)
l = comprimento (m, nm)
v = velocidade (m.s-1)
c = velocidade da luz
Máximo (pico)
amplitude
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RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA
• Determine a frequência de uma onda viajando na velocidade da luz com comprimento (tamanho) igual a 190 nm (região do UV). (R. 1,58.1015 s-1)
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RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA / ENERGIA
Três fenômenos que relacionam Energia / Luz:
Emissão de luz por objetos quentes (radiação do corpo negro)
Emissão de elétrons pela luz incidindo num
metal (efeito fotoelétrico)
Emissão de luz por átomos de gases excitados
eletronicamente (espectros de emissão)
neônio
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RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA
• Fótons: São pacotes discretos de energia
• Cada fóton tem uma componente elétrica e uma magnética (os campos trocam de direção diversas vezes por segundo - frequência - no movimento do fóton)
• No vácuo todos os fótons: – Tem a mesma velocidade: v = c = l . n
– Sua energia depende da frequência: E = h . n = h . (c/n)
E = energia do fóton
l = comprimento de onda (m)
n = frequência (s-1)
h = constante de Planck (6,62618.10-34 J.s)
As energias nos átomos são
quantizadas!
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RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA • Calcule a energia, em joules, de um fóton da
radiação infravermelha com l = 5,00 mm. (R. 3,98.10-20 J)
• Calcule a energia dessa radiação sabendo que ela é proveniente de 200 mL de uma substância com concentração igual a 2,50 mmol.L-1 e que cada molécula dessa substância contribui com um fóton para a referida radiação. (R. 11,98 J)
• Qual a faixa de energia de um fóton na região do UV (180 a 380 nm)? (1,11.10-18J a 5,23.10-19J)
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ENERGIA DOS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS
Como explicar o espectro de linhas de um elemento?
Modelo de Bohr
Espectro do H já era conhecido no século XIX
Equação de Rydberg (Johann Balmer)
RH = 1,096776.107 m-1 ni e nf = números inteiros
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ENERGIA DOS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS
1. Os elétrons ocupam somente certas
órbitas que correspondem a energias
definidas (níveis quantizados);
2. O elétron tende a ocupar sempre o
menor nível de energia permitido;
3. O elétron poderá absorver energia
mudando para um estado (nível) de
energia mais alto e poderá emitir energia
retornando ao estado de menor energia
Modelo de Bohr
Energias das órbitas do modelo de Bohr
E = -2,18.10-18 J (1 / n2), n = no inteiro
A proposta de Bohr explicou bem o espectro de linha do H mas falhou para os demais! 13
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ENERGIA DOS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS
De Broglie sugeriu tratar o elétron como onda:
l = h/(mv), onde l = comp. onda; h = cte. Planck e mv = momento
Problema: Dificuldade para definir precisamente a posição e a
velocidade de um objeto quando ele é muito pequeno e muito veloz!
Princípio da Incerteza de Heisenberg
Para um elétron não é possível definir sua localização (Dx) e sua
velocidade (Dmv) com muita certeza (massa muito pequena e
velocidade muito alta).
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ENERGIA DOS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS
Incerteza de Heisenberg: Dx . Dmv ≥ h / (4p); h = 6,62618.10-34 J.s
Ex. Um elétron de H com 9,11.10-31 Kg a 5.106 m/s com incerteza de 1%
(5.104 m/s):
Dx ≥ h / (4pmDv) = 6,62618.10-34 J.s / [4p(9,11.10-31 Kg) (5.10-4 m/s)] =
1.10-9 m
Princípio da Incerteza de Heisenberg
Para se definir com precisão a energia de um elétron a sua
localização deve ser definida em termos de probabilidade
A incerteza (1.10-9 m) é bem maior do que o diâmetro do H (2.10-10 m)!!!
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OS ELÉTRONS E ORBITAIS
Equação de Schrödinger
A resolução da densidade de probabilidade da Eq.
Schrödinger para cada par de elétron define o seu orbital 16
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OS ELÉTRONS E ORBITAIS
Equação de Schrödinger
O orbital (local de maior probabilidade de se
encontrar o elétron) representa a resolução da
função de onda de Schrödinger ao quadrado
(densidade de probabilidade) com uma
probabilidade determinada (por exemplo, 90%).
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OS ELÉTRONS E ORBITAIS As formas dos orbitais
A forma do orbital ‘s’.
As formas dos orbitais ‘p’.
As formas dos orbitais ‘d’
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OS ELÉTRONS E ORBITAIS
Os números quânticos
O modelo de Bohr definiu um único nível de energia (órbita) para o elétron (um
número quântico = n)
Na mecânica quântica utilizam-se três números quânticos para se definir um orbital:
n = no quântico principal (qualquer no inteiro maior que 1) (nível de energia)
l = no quântico azimutal (depende de n e pode ser no inteiro de 0 até n-1) (subnível de
energia) – são representados pelo n e pela letra de l (s, p, d, f, etc) (Ex. 4d)
ml = no quântico magnético (depende de l e pode ser no inteiro de –l a +l, inclusive
podendo ser 0)
mS = no quântico spin (define o elétron no orbital e pode ser + ½ ou – ½ )
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Por isso não é possível, p. ex., a existência do subnível d (-2 < l < +2) no 2º nível de energia
(n - 1 = 1), só a partir do 3º nível (n - 1 = 2)
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OS ELÉTRONS E ORBITAIS Os números quânticos
Cada elétron em um átomo pode ser definido exatamente com quatro números quânticos! Dois
elétrons no mesmo átomo não poderá ter os quatro número quânticos iguais (Princípio de Exclusão de Pauli)
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REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS
Os orbitais de um mesmo subnível de
energia possuem todos a mesma energia
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REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS
Os orbitais podem
ser representados
em níveis
crescentes de
energia conforme o
diagrama de Linus
Pauling
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REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS Configuração Eletrônica
Os elétrons de um átomo tendem a ocuparem sempre o menor nível de energia.
Os elétrons em um mesmo subnível de energia (l) ocuparão os orbitais primeiramente com spins pareados
(mesmo ms) (Regra de Hund)
O oxigênio tem dois elétrons desemparelhados
O flúor tem um elétron desemparelhado
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ENERGIA DOS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS
Mesmo o átomo não tendo um nível (subnível) de energia
ocupado por elétrons no estado fundamental algum elétron ao
receber energia poderá vir a ocupá-lo.
O átomo de H
(hidrogênio) mesmo com
um único elétron poderá
ter qualquer nível de
energia ocupado por ele
(diagrama ao lado).
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PROPRIEDADES PERIÓDICAS TABELA PERIÓDICA
1ª Tabela
Periódica
(Mendelev,
Rússia – 1869 /
Lotar, Alemanha)
Moseley, em
1913, utilizou
número atômico.
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Mendelev previu a existência do Gálio (Ga) e do Germânio (Ge)
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PROPRIEDADES PERIÓDICAS Carga nuclear efetiva (Zef)
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Representa a carga do núcleo sentida por determinado elétron (carga no núcleo menos a carga média dos elétrons entre o núcleo e o elétron em questão).
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PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Tamanho de
átomos e íons:
raios e
volumes
atômicos e
iônicos
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PROPRIEDADES PERIÓDICAS Energia de Ionização (I)
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I é a energia mínima
necessária para se
remover um elétron
do átomo de um
elemento no estado
gasoso e
fundamental
(I mede a dificuldade para
se retirar um é do átomo).
Tabela com as primeiras energias de ionização
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PROPRIEDADES PERIÓDICAS Energia de Ionização (I) / Potencial de Ionização
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Gráfico com as
primeiras
energias de
ionização
(se requer mais
energia para a
retirada do
segundo
elétron e assim
por diante)
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PROPRIEDADES PERIÓDICAS Afinidade Eletrônica (c) ou Eletroafinidade
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c é a energia
adquirida pelo
átomo ao lhe ser
adicionado um
elétron
(c mede a atração do
átomo pelo elétron).
Gráfico com as energias de afinidade eletrônica
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PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Metais Alcalinos / Alcalinos Terrosos / de Transição
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Identificação de metais na chama
Metais alcalinos
Metais alcalinos
Metal de transição
Sódio reage violentamente com água
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PROPRIEDADES PERIÓDICAS
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Fluor: participa da composição de fluorcarbonos (teflon), repelentes a solventes (água e óleo). Gases do efeito estufa e destruidores da camada de ozônio.
Cloro: é o halogênio mais importante comercialmente (cloreto), composto mais comum é o NaCl. Gases do efeito estufa e destruidores da camada de ozônio.
Bromo: diversos compostos de bromo são usados na indústria e na
agricultura.
Iodo: empregado principalmente na medicina
(contra o bócio), fotografia e como corante (pouco
solúvel em água).
Não Metais: Halogênios
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PROPRIEDADES PERIÓDICAS
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Não Metais: Gases Nobres
Ar: utilizado em lâmpadas de bulbo para prevenir a oxidação do filamento de tungstênio. He: utilizado em cilindros de mergulho em grandes profundidades (evita a solubilização do N2 em altas pressões: efeito tóxico). Gases nobres. Da esquerda para a direita:
Hélio, Neônio, Argônio, Criptônio e Xenônio
Gases Nobres são tipicamente não reativos, exceto quando sob condições
particularmente extremas.