QUÍMICA GERAL ENGENHARIA MECÂNICA

1. QUÍMICA GERALENGENHARIA MECÂNICA Prof. Dr. Sérgio Henrique Pezzin

2. MATÉRIA E ENERGIA • Matéria: • Tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço. • Substância: • Forma simples e pura da matéria. • Estados da Matéria: • Sólido – Forma rígida da matéria • Líquido – Forma fluida da matéria que tem superfície bem definida e toma forma do recipiente que a contém. • Gás – Forma fluida da matéria que ocupa todo o recipiente que a contém. ATKINS, P e.; Jones, L. “Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente”, Porto Alegre: Bookman, 2001. http://www.joinville.udesc.br/portal/professores/sergiohp/

3. PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS • Propriedade Física: • Característica que podemos observar ou medir sem alterar a identidade da substância. • Ponto de fusão (PF), dureza, cor, estado, densidade. • Propriedade Química: • Habilidade de uma substância em se transformar em outra(s) substância(s). • P.ex.: hidrogênio reage com oxigênio para formar água.

4. PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS • Propriedade Intensiva: • Independe do tamanho da amostra. • Temperatura, densidade. • Propriedade Extensiva: • Depende do tamanho da amostra. • Massa, volume.

5. ENERGIA • Medida da capacidade de realizar trabalho. • Unidade SI: joule (J) – 1J = 1 kg.m2.s-2 • Energia Cinética: • Ec = ½ mv2 • Energia Potencial: • Ep = mgh • Energia Potencial de Coulomb:

6. ENERGIA • Energia do campo eletromagnético • Ondas (rádio, luz, raios-X) • Transporta energia pelo espaço

7. ENERGIA • Conservação da Energia • Energia total: E = Ec + Ep • Dissipação de energia: • Movimento térmico • Variação de energia: • ΔE = Efinal - Einicial

8. FORÇA E PRESSÃO • Força • ma = F • Pressão • P = F / A • Moléculas chocando-se contra uma parede. • Trabalho • w = F. Δx = P. ΔV

9. ELEMENTOS E ÁTOMOS • Do que é constituída a matéria ? • Tales de Mileto: água • Heráclito: fogo • Aristóteles / Empédocles: • Água, Terra, Fogo, Ar • Elementos • Substâncias fundamentais a partir das quais todas as formas de matéria podem ser construídas.

10. ELEMENTOS E ÁTOMOS Propriedades dos Elementos

11. ELEMENTOS E ÁTOMOS • Átomo Filosófico • Atomistas: Demócrito e Leucipo (400-500 aC.) • Átomo: indivisível • Aceitação do vazio ! • Átomo Científico • Experimentação: Lavoisier, Proust, Dalton • Séculos XVIII e XIX

12. ELEMENTOS E ÁTOMOS Superfície de GaAs (Microscopia eletrônica de tunelamento)

13. ELEMENTOS E ÁTOMOS • O modelo atômico de Dalton (1807) • Todos os átomos de um dado elemento são idênticos. • Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes. • Um composto é uma combinação específica de átomos de mais de um elemento. • Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, mas trocam de parceiros para produzir novas substâncias.

14. ELEMENTOS E ÁTOMOS • Definição moderna de elemento: • Substância composta de uma única espécie de átomo. • Atualmente 112 elementos já foram descobertos ou criados.

15. ELEMENTOS E ÁTOMOS O modelo nuclear J.J.Thompson (1897) desenvolveu experimentos para a descoberta da partícula sub-atômica: o elétron, e mediu a sua razão carga/massa.

16. ELEMENTOS E ÁTOMOS O modelo nuclear

17. ELEMENTOS E ÁTOMOS O modelo nuclear Diâmetro do núcleo ≈ 10-14 m Diâmetro do átomo ≈ 10-9 m

18. ELEMENTOS E ÁTOMOS Espectrometria de massa ≠ massa entre átomos de um elemento Nêutrons

19. ELEMENTOS E ÁTOMOS • Número atômico (Z): • Número de prótons em um núcleo atômico. • Número de massa (A): • Número de prótons e nêutrons em um núcleo atômico. • Isótopos: • Átomos com mesmo Z, mas A diferente.

20. ELEMENTOS E ÁTOMOS Alguns isótopos de elementos comuns *radioativo, vida curta

21. ELEMENTOS E ÁTOMOS Exercício 1: Quantos prótons, nêutrons e elétrons estão presentes em um átomo neutro de: (a) carbono-14 (b) ferro-56 (c) urânio-235

22. TABELA PERIÓDICA

23. ELEMENTOS E ÁTOMOS Exercício 2: Quais características têm em comum os átomos de: (a) Ar-40 (b) K-40 (c) Ca-40 Em que eles são diferentes ?

24. ELEMENTOS E ÁTOMOS Exercício 3: Determine o número total de prótons, nêutrons e elétrons em uma molécula de água, H2O. Que fração de sua própria massa é devida aos nêutrons do seu corpo, assumindo que consiste basicamente de água ?

25. COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS • Análise: • Descoberta de quais elementos se combinaram para formar uma substância. • Síntese: • Produção de novas combinações de átomos, novos materiais.

26. COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS • Composto: • Substância que consiste de dois ou mais elementos diferentes combinados em uma proporção definida. • Compostos Orgânicos • (metano, glicose, polietileno, etc) • Compostos Inorgânicos • (água, sílica, amônia, cloreto de sódio, etc.)

27. COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS • Molécula: • Grupo discreto de átomos ligados em um arranjo específico (covalente). • Íon: • Átomo (ou grupo de átomos ligados) carregado eletricamente • Cátion – íon carregado positivamente • Ânion – íon carregado negativamente

28. COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS • Composto Molecular: • Consiste de moléculas. • Em geral compostos binários de dois não-metais são moleculares. • Composto Iônico: • Consiste de íons. • Em geral compostos binários de um metal e um não-metal são iônicos.

29. COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS • Moléculas e Compostos Moleculares • Fórmula química: • Forma de expressar sua composição em termos de símbolos químicos. • Fórmula molecular: • Mostra quantos átomos de cada elemento compõem uma única molécula do composto. • Fórmula estrutural: • Indica como os átomos estão ligados.

30. COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS • Íons e Compostos Iônicos • Cristais – Célula Unitária • Não falamos em molécula de um composto iônico . • Fórmula unitária: • Mostra a razão entre o número de átomos de cada elemento presente no composto em termos da menor quantidade de número de íons.

31. COMPOSTOS, MOLÉCULAS E ÍONS • Exercício 4: • Escreva a fórmula do composto binário formado por • Cálcio e cloro • Alumínio e oxigênio

32. NOMENCLATURA DE COMPOSTOS • Exercício 5 • Dê o nome dos compostos • (a) Ag2S • (b) Mg(OH)2 • (c) NiSO4.6H2O • (d) H2SO3

33. NOMENCLATURA DE COMPOSTOS • Exercício 6 Escreva a fórmula para os compostos • (a) fosfato de alumínio • (b) bromato de cobre(II) • (c) sílica • (d) ácido perclórico

34. ESTEQUIOMETRIA • Cálculos envolvendo as massas das substâncias que participam nas reações químicas: • (do grego stoicheion, constituinte elementar, e metrein, medir). • Extrema importância prática: • Previsão teórica da quantidade de reagentes a ser usada para se obter determinada quantidade de produtos, numa reação química, em condições pré-fixadas.

35. MASSA ATÔMICA • Padrão de massas atômicas (1961): • a massa de 1/12 do átomo do isótopo do carbono com A igual a 12 (12C). • chamado unidade de massa atômica (u.m.a). • Massa atômica de um átomo é a massa deste átomo expressa em u.m.a.

36. MASSA ATÔMICA • Espectrometria de massas: • permite a determinação da massa atômica com grande precisão. • Massa atômica do átomo 24Mg = 23,985 u.m.a 24 u.m.a = 24 x massa de 1/12 do 12C • Massa atômica do átomo 35Cl = 34,997 u.m.a 35 u.m.a = 35 x massa de 1/12 do 12C

37. MASSA ATÔMICA • Massa atômica de um elemento: • média ponderada das massas atômicas dos átomos de seus isótopos constituintes. • O elemento cloro é formado pelos isótopos: • 35Cl, com abundância natural de 75,4%, e 37Cl, com abundância de 24,6% • Massa atômica do elemento Cl = [(34,997 x 75,4) + (36,975 x 24,6)]/100 = 35,453 u.m.a. • não existe átomo de Cl com massa 35,453 u.m.a; esse é o valor médio da massa dos átomos de Cl.

38. MASSA MOLECULAR • É a massa de uma molécula da substância expressa em u.m.a. • É igual à soma das massas atômicas de todos os átomos constituintes da molécula. • Exemplo: MA do H  1 u.m.a. MA do O  16 u.m.a. Massa molecular do H2O = (2 x 1) + 16  18 u.m.a.

39. FÓRMULA-MASSA • No caso de substâncias iônicas, o termo massa molecular é substituído por fórmula-massa, pois não existe molécula de substância iônica. • Exemplo: MA do Na  23 u.m.a. MA do Cl  35,5 u.m.a. Fórmula-massa do NaCl = 23 + 35,5  58,5 u.m.a.

40. MOL • É a quantidade de átomos, moléculas, íons, elétrons, etc., igual ao número de átomos que há em 12 g de carbono-12. • Este número é igual a 6,02 x 1023 (conhecido como número de Avogadro). • Assim como uma dúzia são 12 unidades e uma centena são 100 unidades, um mol são 6,02 x 1023 unidades.

41. MASSA MOLAR • Massa molar é a massa de um mol de entidades (átomos, moléculas, íons, etc.). Unidade: g.mol-1 • Massa molar de um elemento é a massa de 6,02 x 1023 átomos desse elemento. • É numericamente igual à sua massa atômica. MA do Cl = 35,5 u.m.a. Massa molar do Cl = 35,5 g.mol-1

42. ESTEQUIOMETRIA • Exercício 7 O ferro (massa atômica 56) é essencial à vida do homem porque está presente, na forma iônica, no glóbulo vermelho do sangue e transporta oxigênio para os tecidos. No sangue de um adulto há 2,9 g de ferro, que estão contidos em cerca de 2,6 x 1013 glóbulos vermelhos. Qual é o número de átomos de ferro em cada glóbulo vermelho ?

43. ESTEQUIOMETRIA • Cálculos envolvendo reações químicas: • Escrever a equação química que representa o fenômeno descrito no problema. • Balancear a equação. • Relacionar os dados do problema com a incógnita.

44. EQUAÇÕES QUÍMICAS • São descrições abreviadas das modificações que ocorrem durante uma reação química. • Permitem determinar relações quantitativas entre reagentes e produtos. • as equações devem estar balanceadas: • devem obedecer à lei da conservação da massa, tendo o mesmo número de átomos de cada elemento em ambos lados da seta.

45. EQUAÇÕES QUÍMICAS • Consideremos, p.ex., a equação para a combustão do etanol, C2H5OH : C2H5OH + O2 2 CO2 + 3 H2O • No nível molecular podemos ler: • 1 molécula de C2H5OH + 3 moléculas de O2 2 moléculas de CO2 + 3 moléculas de H2O

46. EQUAÇÕES QUÍMICAS • Redimensionando para uma escala de laboratório: • 1 mol de C2H5OH + 3 mols de O2 2 mol de CO2 + 3 mol de H2O • A equação balanceada fornece as relações quantitativas entre todos os reagentes e produtos.

47. EQUAÇÕES QUÍMICAS • Exercício 8 • Uma amostra de um minério de carbonato de cálcio pesando 2,0 g, ao ser tratada com ácido clorídrico em excesso, produziu 1,5 x 10-2 mol de dióxido de carbono. • Equacione a reação química correspondente e calcule a porcentagem, em massa, de carbonato de cálcio.

48. EQUAÇÕES QUÍMICAS • Exercício 9 • A obtenção de etanol, a partir de sacarose (açúcar) por fermentação, pode ser representada pela seguinte equação: C12H22O11 + H2O  4 C2H5OH + 4 CO2 • Admitindo-se rendimento de 100% e que o etanol seja anidro (puro), calcule a massa (em kg) de açúcar necessária para produzir 50 L de etanol. • (detanol = 0,8 g/cm3)

49. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS • ATKINS, P e.; Jones, L. “Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente”, Porto Alegre: Bookman, 2001.