Centro Universitário da Fundação Educacional de Barretos

1. Centro Universitário da Fundação Educacional de Barretos Curso: Engenharia Mecânica, Produção e Química Disciplina: Química Geral DIANA MARIA SERAFIM MARTINS (Docente) Barretos/SP 2009

2. OBJETIVO DA DISCIPLINA • Identificar e caracterizar métodos científicos utilizados em química e reconhecer o significado de uma lei científica; • Possibilitar o entendimento das características físico-químicas das substâncias, das reações envolvidas e das propriedades dos produtos químicos formados, bem como a interação direta e indireta nos diversos segmentos da indústria; • Mostrar a importância dos conhecimentos da química com as tecnologias aplicadas aos diversos campos da engenharia. • Desenvolver nos alunos hábitos de observação e compreensão dos princípios básicos da Química Geral e Experimental a ser utilizada como uma ferramenta importante no seu campo de atuação

3. Uso do pHmetro • Uso de Espectrofotômetro • Cromatografia em papel • Estudo de algumas propriedades de elementos inorgânicos

4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICA • BROWN, T.L., LEMAY,H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R. Química: A ciência central. 9 edição, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2005, 972p. • RUSSEL, J. B. Química geral. 2 edição, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2008, volume 1, 621 p. . • RUSSEL, J. B. Química geral. 2 edição, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2008, volume 2, 642 p. • MAIA, D. J., BIANCHI, J. C. A. Química geral: Fundamentos. 1 edição, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2007, 436 p. • BASE DE DADOS • Google acadêmico – www.scholar.google.com • www.google.com.br • www.biblioteca.iq.unesp.br RELATÓRIO

5. REVISÃO DE QUÍMICA

6. A Química é uma ciência natural que estuda a composição, a estrutura e as propriedades das substâncias e suas transformações. Ciências naturais são: química, física, biologia, geologia, astronomia, etc., e estudam de forma sistemática os fatos e idéias que descrevem nosso mundo. Ciência é uma palavra latina que significa conhecimento.

7. CONHECIMENTOS DE QUÍMICA EXPLICAÇÃO RESOLUÇÃO DE PROBLEMAS • o efeito da chuva ácida nas obras civis; • os riscos ao meio ambiente da utilização de certos produtos químicos em estações de tratamento de águas de abastecimento ou residuária; • produção de materiais alternativos na construção civil; • contaminação por metais pesados provenientes de tintas e vernizes; etc.

8. A Química é uma ciência quantitativa e suas relações são expressas satisfatoriamente em linguagem matemática. QUÍMICA INORGÂNICA estuda os compostos dos demais elementos químicos. QUÍMICA ORGÂNICA estuda os compostos do elemento carbono FÍSICO-QUÍMICA relaciona a física com a química QUÍMICA ANALÍTICA trata das análises qualitativa e quantitativa de um sistema químico, definindo quais as espécies químicas presentes no sistema e quais as suas quantidades Química dos polímeros Bioquímica Química ambiental

9. A perspectiva molecular da química • A matéria é o material físico do universo. • No nível microscópico, a matéria consiste de átomos e moléculas. • Os átomos se combinam para formar moléculas. • Como vemos, as moléculas podem consistir do mesmo tipo de átomos ou de diferentes tipos de átomos.

10. Estados da matéria • A matéria pode ser: • um sólido: sólidos são rígidos e têm forma e volume definidos • um líquido: não têm forma, mas têm volume • um gás: gases não têm forma nem volume definidos, podendo ser comprimidos para formarem líquidos • .

11. Propriedades da Matéria Física: são utilizadas para identificar a substância. Ex: Ponto de fusão, ebulição, densidade, solubilidade, massa, volume. Química: são utilizadas para prever transformações. Ex: eletronegatividade, afinidade eletrônica, energia de ionização

12. Substâncias puras e misturas A matéria é formada por moléculas iguais entre si – substância pura, Ex: água, sal, ferro, açúcar, oxigênio. SUBSTÂNCIA COMPOSTA Formada por mais de um elemento. Ex: HCl, CO2,etc. SUBSTÂNCIA SIMPLES Formada por único elemento Ex: Fe, gás oxigênio

13. Elementos • Se uma substância pura não pode ser decomposta em algo mais, então ela é um elemento.

14. Os símbolos químicos com uma letra têm aquela letra maiúscula (por exemplo, H, B, C, N, etc.) • Os símbolos químicos com duas letras têm apenas a primeira letra maiúscula (por exemplo, He, Be). Elementos

15. Compostos É uma substância pura constituída de dois ou mais elementos. Ex: NaCl, C12H22O11, sulfato de cobre

16. Misturas- é a composição de duas ou mais substâncias misturadas fisicamente. Ex: Granito, concreto, madeira, ligas metálicas As misturas heterogêneas não são totalmente uniformes. Ex: água e óleo, areia e água, água gaseificada, etc. • As misturas homogêneas são totalmente uniformes.Ex: ar, água salgada, gasolina, vidro. • As misturas homogêneas são chamadas de soluções. Água + açúcar

17. Mudanças físicas e químicas • Quando uma substância sofre uma mudança física, sua aparência física muda. • O derretimento do gelo: um sólido é convertido em um líquido. • As mudanças físicas não resultam em uma mudança de composição. • Quando uma substância muda sua composição, ela sofre uma alteração química: • Quando o hidrogênio puro e o oxigênio puro reagem completamente, eles formam água pura. • No frasco contendo água não há sobra de oxigênio nem de hidrogênio.

18. Separação de misturas • As misturas podem ser separadas se suas propriedades físicas são diferentes. • Os sólidos podem ser separados dos líquidos através de filtração. • O sólido é coletado em papel de filtro, e a solução, chamada de filtrado, passa pelo papel de filtro e é coletada em um frasco. Propriedades da matéria

20. Separação de misturas • As misturas homogêneas de líquidos podem ser separadas através de destilação. • A destilação necessita que os diferentes líquidos tenham pontos de ebulição diferentes. • Basicamente, cada componente da mistura é fervido e coletado. • A fração com ponto de ebulição mais baixo é coletada primeiro. Propriedades da matéria

21. Separação de misturas

23. Unidades SI • Existem 7 unidades básicas no sistema SI. Unidades de medida

24. As potências de dez são utilizadas por conveniência com menores ou maiores unidades no sistema SI. Unidades de medida Unidades SI

25. Unidades SI Unidades de medida

26. Unidades SI • Observe que a unidade SI para comprimento é o metro (m), enquanto a unidade SI para massa é o quilograma (kg). • 1 kg tem 2,2046 lb. Temperatura Existem três escalas de temperatura: • Escala Kelvin • Usada em ciência. • Mesmo incremento de temperatura como escala Celsius. • A menor temperatura possível (zero absoluto) é o zero Kelvin. • Zero absoluto: 0 K = 273,15 oC. Unidades de medida

27. Temperatura • Escala Celsius • Também utilizada em ciência. • A água congela a 0 oC e entra em ebulição a 100 oC. • Para converter: K = oC + 273,15. • Escala Fahrenheit • Geralmente não é utilizada em ciência. • A água congela a 32 oF e entra em ebulição a 212 oF. • Para converter: Unidades de medida

28. Temperatura Unidades de medida

29. Unidades de medida Volume • As unidades de volume são dadas por (unidades de comprimento)3. • A unidade SI de volume é o m3. • Normalmente usamos 1 mL = 1 cm3. • Outras unidades de volume: • 1 L = 1 dm3 = 1000 cm3 = 1000 mL. Unidades de medida

30. Volume Unidades de medida

31. Unidades de medida Densidade • Usada para caracterizar as substâncias. • Definida como massa dividida por volume: • Unidades: g/cm3. • Originalmente baseada em massa (a densidade era definida como a massa de 1,00 g de água pura). Unidades de medida Substâncias Densidade (g/cm3) Ar 0,001 Água 1,00 Etanol 0,79 Ferro 7,90

32. A incerteza na medida • Todas as medidas científicas estão sujeitas a erro. • Esses erros são refletidos no número de algarismos informados para a medida. • Esses erros também são refletidos na observação de que duas medidas sucessivas da mesma quantidade são diferentes. Precisão e exatidão • As medidas que estão próximas do valor “correto” são exatas. • As medidas que estão próximas entre si são precisas. A incerteza na medida

33. O modelo atômico atual

34. O Átomo de Dalton (1808) • John Dalton propôs um modelo de átomo onde pregava as seguintes idéias: • toda matéria é constituída por partículas minúsculas, maciças e indivisível - átomos; • os átomos de um mesmo elemento são iguais em massa e suas propriedades; • os átomos de elementos diferentes, apresentam propriedades químicas e físicas diferentes; • os átomos se unem em proporções bem definidas, constituindo as espécies químicas.

35. Modelo Atômico de Thomsom “ Pudim de Passas” • Átomo deveria ser maciço e esférico • Formado por uma pasta positiva em que estão incrustadas partículas com carga elétrica negativa • Elétrons • Modelo conhecido como Pudim de passas,

36. DESCOBERTA DO ELÉTRON • Fonte elétrica, estabelece-se uma diferença de potencial elétrico (ddp) entre os dois eletrodos. • Quando essa ddp é suficientemente elevada, forma-se um feixe luminoso no interior do aparelho. • Conclusão - essa luz era causada por raios que tinham sua origem no cátodo, por isso foram denominados de raios catódicos. Experiência com gases na ampola em baixíssima pressão e descargas elétricas de alta voltagem ELÉTRON Crookes (1875) Goldstein / Rutherford PRÓTON

37. O que Rutherford observou? • A maioria das partículas alfa atravessam a lamina de ouro sem sofrer desvios; • Poucas partículas alfa sofrem desvios ao atravessar a lamina de ouro. • Poucas partículas alfa não atravessam a lamina de ouro; • Rutherford calculou que o raio do átomo deveria ser 10.000 a 100.000 vezes maior do que o raio do núcleo, ou seja, o átomo seria formado por espaços vazios.

38. Os desvios sofridos pelas partículas alfa eram devidos às repulsões elétricas entre o núcleo (positivo) e as partículas alfa, também positivas. • Para equilibrar a carga elétrica positiva do núcleo atômico deve existir cargas elétricas negativas ( elétrons) ao redor do núcleo

39. MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD – MODELO PLANETÁRIO • Elétrons estavam em movimento, distribuídos em órbitas fixa sem torno do núcleo; • Se o núcleo do átomo apresenta carga elétrica positiva, o que o impede de atrair para junto de si os elétrons que possuem carga negativa?

40. Niels Bohr (1885-1962) - Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr expôs algumas idéias que modificaram e explicaram as falhas do modelo planetário do átomo. O modelo atômico apresentado por Bohr é conhecido por modelo atômico de Rutherford-Bohr

41. Postulados de Bohr • A eletrosfera está dividida em camadas ou níveis eletrônicos, e os elétrons nessas camadas, apresentam energia constante; • Em sua camada de origem (camada estacionária) a energia é constante, mas o elétron pode saltar para uma camada mais externa, sendo que, para tal é necessário que ele ganhe energia externa; • Um elétron que saltou para uma camada de maior energia fica instável e tende a voltar a sua camada de origem; nesta volta ele devolve a mesma quantidade de energia que havia ganho para o salto e emite um fóton de luz.

43. MODELO ATÔMICO DE RUTHERFOR-BOHR • O átomo apresenta uma região com carga elétrica positiva (núcleo) – prótons • Os elétrons encontram-se distribuídos em torno do núcleo em níveis de energia cada vez mais distantes • Rutherford concluiu que deveriam existir partículas com massa semelhante a dos prótons aumentando assim a estabilidade do núcleo • Chadwick (1932) - NÊUTRONS 1 Å = 10-10 m

44. Características das partículas subatômicas: • O átomo é eletricamente neutro (p = e-). • A massa do átomo está concentrada no núcleo. • O núcleo é cerca de 10000 X menor que o átomo.

45. zXA N° de massa Símbolo do elemento N° atômico Notação Química do Átomo: • Número Atômico (Z):n° prótons (p) • Número de Massa (A): A = p + n (neutrons)

46. Íons: • Definição: é o átomo que perdeu ou ganhou elétrons. • Classificação: • Cátion (+): átomo que perdeu elétrons. • Ex. átomo: 11Na23 cátion Na+1 + e- • Ânion (-): átomo que ganhou elétrons. • Ex. átomo: 17Cl35 + e- ânion Cl-1

47. ISÓTOPOS: • São átomos com o mesmo número de PRÓTONS. Exemplos: 6C12 e 6C14 8O15 e 8O16 1H1 1H2 1H3 Hidrogênio Deutério Trítio 99,98% 0,02% 10-7 %

48. ISÓBAROS: • São átomos com o mesmo número de MASSA Exemplos: 18Ar40 e 20Ca40 21Sc42 e 22Ti42 ISÓTONOS: • São átomos com o mesmo número de NÊUTRONS Exemplos: 15P31 e 16S32 18Kr38 e 20Ca40

49. Isótopos = Z (= p), A e  n Isóbaros  Z (p), = A e  n Isótonos  Z (p),  A e = n RESUMO: ÁTOMO Obs. Existem ainda as chamadas espécies isoeletrônicas, que possuem o mesmo número de elétrons. Exemplo: 11Na23(+1)8O16(-2)e 9F19(-1)

50. Sommerfeld (1868 -1951) Logo após Bohr enunciar seu modelo, verificou-se que um elétron, numa mesma camada, apresentava energias diferentes. Como poderia ser possível se as órbitas fossem circulares? Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem elípticas, pois em uma elipse há diferentes excentricidades (distância do centro), gerando energias diferentes para uma mesma camada.