Fundamentos da Química: Matéria, Fenômenos e Substâncias

Matéria, Fenômeno e Substância

Matéria é tudo aquilo que ocupa lugar no espaço e tem massa.

Corpo é toda matéria que se limita em um espaço (largura, altura e comprimento).

Fenômeno é tudo aquilo que ocorre na natureza, alterando ou não a matéria.

→ Fenômeno físico: toda mudança de estado. Toda mistura é um fenômeno físico. Não altera a composição da matéria.

→ Fenômeno químico: é aquele que altera a estrutura da matéria, ou seja, há formação de novas substâncias.

Substância pura: é toda matéria constituída por átomos ou moléculas quimicamente iguais, apresentando composição fixa e propriedades bem definidas. Possui ponto de fusão e de ebulição constante.

Substância simples: aquela formada por átomos de um mesmo elemento, ou seja, átomos iguais.

Atomicidade

2 → diatômica ou biatômica

3 → triatômica

4+ → poliatômica

Substância composta: é aquela formada por átomos de elementos diferentes.

Alotropia: é um fenômeno onde um elemento químico forma substâncias simples diferentes.

Elementos transurânicos: são os elementos artificiais de números atômicos maiores que o urânio.

O período corresponde ao nível ou camada onde se encontra o elemento.

Grupos ou famílias: apresentam propriedades químicas (comportamento químico) semelhantes em uma mesma família.

Família A → grupo 1: alcalinos

1A até 7A → elementos representativos ou típicos

Família 8A → gases nobres (raros ou inertes) → todos têm oito elétrons na camada de valência, com exceção do Hélio (2 elétrons).

Família B → contém elétron diferenciador → último elétron do subnível mais energético → exceção: lantanídeos ou actinídeos. O elétron diferenciador está na antepenúltima. Mercúrio também é exceção, pois é líquido na temperatura ambiente.

Lantanídeos → Família 3B 6º período → subnível mais energético 4f

Actinídeos → Família 3B 7º período → subnível mais energético 5f

Eletropositividade (caráter metálico):

Eletronegatividade (caráter ametálico):

Eletroafinidade ou afinidade eletrônica:

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Elemento carbono (C): → Diamante diferenciam na estrutura

→ Carvão (arranjo cristalino)

Elemento fósforo: → fósforo branco (P₄) diferenciam-se na

→ fósforo vermelho (P_n) atomicidade

Elemento enxofre: → rômbico diferenciam na estrutura

→ monoclínico (arranjo cristalino)

Mudanças de estados físicos

Observação:

• Sólido: forma e volume constantes → atração > repulsão
• Líquido: forma variável e volume constante → atração = repulsão
• Gasoso: forma e volume variáveis → atração < repulsão

1. Sólido para líquido: fusão → aumento da temperatura
2. Líquido para sólido: solidificação → diminuição da temperatura
3. Líquido para gasoso: vaporização → aumento da temperatura
4. Gasoso para líquido: liquefação ou condensação → diminuição da temperatura
5. Sólido para gasoso: sublimação
6. Gasoso para sólido: ressublimação

A vaporização é subdividida em: → evaporação

→ ebulição

→ calefação

Liquefação é a passagem de uma substância do estado gasoso para o líquido, e condensação é a mudança do vapor para o estado líquido.

Mistura: é a associação de duas ou mais substâncias diferentes que não apresentam uma fórmula química e não possui composição fixa ou propriedades bem definidas.

• Mistura homogênea ou solução: apresenta um único aspecto (fase), quer a olho nu ou com microscópio. Pode ser solução ou solvente.
  • Solvente: é a parte que irá dissolver o soluto (Observação: água - solvente universal)
  • Soluto: é a parte dissolvida pelo solvente

Observação: Água + Álcool: quem estiver em maior quantidade é o solvente.

• Mistura heterogênea: formada por vários aspectos (fases)

Líquidos imiscíveis:

Funil de decantação ou separação ou bromo:

Evaporação: Sólido-Líquido

Destilação simples: Sólido-Líquido

Destilação fracionada: Líquido-Líquido (líquidos miscíveis)

Filtração: separa a fase líquida ou gasosa da sólida por meio de uma superfície porosa. Caso se deseje uma filtração mais rápida para não contaminar o resíduo sólido, faz-se utilizando vácuo.

Decantação: deixa-se a mistura em repouso até que o componente sólido tenha-se depositado completamente. Remove-se em seguida o líquido, entornando-se cuidadosamente o frasco, ou com o auxílio de um sifão. A decantação é muito usada para separar líquidos imiscíveis, ou seja, que não se misturam. Para isso, coloca-se a mistura a ser separada em um funil de separação (ou funil de decantação, ou funil de bromo). A mistura é deixada em repouso no funil. O líquido mais denso fica embaixo. Em seguida, abrimos a torneira, deixando escoar o líquido de maior densidade. Quando a superfície de separação atinge a torneira, esta é fechada, separando assim as duas fases.

Centrifugação: decantação acelerada por centrifuga. Em laboratórios clínicos, a parte sólida do sangue (hemácias, plaquetas e glóbulos brancos) se separa da parte líquida (plasma) através de centrífugas. Nela, o sangue gira em alta velocidade e o material mais denso se deposita rapidamente.

Dissolução fracionada: separação por um líquido que dissolva apenas um dos componentes sólidos. Por filtração, separa-se o componente não dissolvido; por evaporação (ou destilação) da solução, separa-se o componente dissolvido no líquido. Este método também é conhecido como "extração por solvente".

Catação: os fragmentos são catados manualmente. Separar um feijão de impurezas é um bom exemplo de aplicação para este método de separação.

Separação magnética ou imantação: apenas um componente é atraído pelo ímã.

Levigação: separação dos componentes mais leves por correntes de água. É utilizado pelos garimpeiros para separar o ouro (mais denso) da areia (menos densa).

Peneiração ou tamisação: os componentes estão reduzidos a grãos de diferentes tamanhos.

Flotação: separação por um líquido de densidade intermediária. O componente menos denso que o líquido flutuará separando-se assim do componente mais denso, que se depositará.

Ventilação: separação dos componentes mais leves por correntes de ar. É usado, por exemplo, no beneficiamento de cereais, para separar as cascas.

Sublimação: só pode ser aplicada quando uma das fases sublima com facilidade. É empregada na purificação do iodo e do naftaleno.

Para misturas homogêneas:

Evaporação: quando temos sal e água homogeneamente misturados, podemos separá-los deixando a água evaporar até obtermos o sal sólido. É o processo empregado nas salinas, onde se obtém sal pela evaporação da água do mar.

Destilação simples (sólido-líquido): por aquecimento, só o líquido entra em ebulição, vaporiza-se e a seguir condensa-se, separando-se do sólido.

Destilação fracionada (líquido-líquido): por aquecimento os líquidos vaporizam-se e a seguir condensam-se, separadamente à medida que vão atingindo seus pontos de ebulição.

Liquefação fracionada (gás-gás): por resfriamento da mistura, os gases se liquefazem separadamente, à medida que vão atingindo seus pontos de ebulição. Para separarmos, por exemplo, os componentes do ar atmosférico, liquefazemos a mistura gasosa e, em seguida, destilamo-la. O componente de menor ponto de ebulição será destilado em primeiro lugar.

Fusão fracionada: estando vários metais misturados, eles podem ser separados utilizando-se a fusão fracionada: eleva-se aos poucos a temperatura da mistura e, à medida que atinge o ponto de fusão de cada constituinte, ele se separa.

Modelo atômico:

• Dalton: afirmou que o átomo era uma única minúscula partícula esférica, maciça, indivisível, indestrutível e não criável. Observação: totalmente errado! Também chamado de "modelo bola de bilhar". Importância: foi o primeiro modelo atômico.
• Thompson: Esfera gelatinosa, parte central positiva (prótons) e elétrons que neutralizavam as cargas positivas. Ele quem descobriu os elétrons. Observação: chamado de "modelo pudim de passas". Importância: primeiro modelo que diz que o átomo é divisível.
• Rutherford: "assim como os planetas giram ao redor do sol, os elétrons giram em torno do núcleo". Observação: chamado de "modelo planetário".

Conclusões:

1. a maior parte da massa de um átomo concentra-se no núcleo, que é positivo.
2. o diâmetro de um átomo é maior que o de seu núcleo de 10.000 a 100.000 vezes. Importância: 1ª divisão do átomo em regiões.

• Bohr: à medida que o elétron faz uma órbita, ele perde energia.

Postulados:

1. Os elétrons giram ao redor do núcleo sem absorver e nem emitir energia em determinadas órbitas.
2. Um elétron, ao saltar de uma órbita para outra, absorve ou emite energia.

Observação: carregado de energia, então libera energia, liberando luz (fotoeletricidade).

• Sommerfeld: lançou as órbitas circulares e elípticas. A energia que o elétron emitia em forma de luz era devido ao fato de que as camadas eletrônicas possuíam algumas subdivisões, que ele chamou de subníveis de energia, que estavam associadas a várias órbitas diferentes.

Isótopos, Isóbaros e Isótonos

• Isótopos: nomes especiais: 1 → prótio, mesmo número de prótons, 2 → deutério, 3 → trítio.
• Isóbaros: massa igual.
• Isótonos: número de nêutrons iguais.

Espécies isoeletrônicas ou isósteras: mesmo número de elétrons.

Cátion: prótons - carga = número de elétrons.

Ânion: prótons + carga = número de elétrons.

Camadas, níveis ou órbitas:

K/L/M/N/O/P/Q

2/8/18/32/32/18/8

Subníveis:

s/p/d/f/g/h/i

Número quântico principal (n)

É um número que indica a camada ou nível onde se encontra o elétron.

1 2 3 4 5 6 7

K L M N O P Q

Orbitais: divisão do subnível. É a região do espaço atômico onde temos a máxima probabilidade de encontrar um determinado elétron.

Representação: ou ○

Número de orbitais em cada subnível.

Spin: é a representação gráfica do elétron.

Princípio de exclusão de Pauli

• Consequência: em um orbital encontram-se no máximo 2 elétrons, podendo não ter nenhum.
• Orbital vazio:
• Orbital incompleto: ↓
• Orbital completo: ↓↑

Princípio de multiplicidade máxima ou regra de Hund

Enquanto cada orbital de um subnível não possuir o seu 1º elétron, não podemos colocar o segundo elétron.

Números Quânticos:

• Principal (n): indica a camada ou nível onde está o elétron.
• Secundário ou azimutal (l): indica o subnível onde está o elétron.
• Magnético (m ou ml): indica a orientação espacial do orbital onde temos o elétron. Valores: varia de -l a +l, inclusive o zero.
• de Spin (S ou ms): indica o sentido de rotação do elétron. Valores: s: ↑ = +1/2 , ↓ = -1/2.

Forma de orbitais:

• subnível s, possui um orbital s → forma esférica.
• subnível p, possui 3 orbitais p → forma duplo ovoide (8).

Mendeleyev: ordenou os elementos em ordem crescente de massas atômicas.

Moseley: ordenou os elementos em ordem crescente de números atômicos.

Tabela Periódica:

• Linhas horizontais ou séries (7) → períodos.
• Colunas (linhas verticais, 18) → grupos ou famílias.
  • Estudo dos períodos:
    • 1 - curtíssimo (2)
    • 2 - curto (8)
    • 3 - curto (8)
    • 4 - longo (18)
    • 5 - longo (18)
    • 6 - longuíssimo (32)
    • 7 - incompleto

Reatividade Química:

Densidade: D = m/v

variação:

P.F. (ponto de fusão) e P.E. (ponto de ebulição):

Ligação Química:

• Regra ou teoria do octeto: 8 elétrons.

1, 2, 3, 4 → perde elétrons → cátion.

4, 5, 6, 7 → ganha elétrons → ânion.

• Regra ou teoria do dueto: 2 elétrons.

Ligação Iônica ou eletrovalente:

• Ocorre com transferência de elétrons entre metais e ametais ou metais e hidrogênio.
• Ocorre doação e recebimento de elétrons entre metais e ametais ou metais e hidrogênio.
• Há formação de cátion e ânion.
• Ocorre com átomos de alta diferença de eletronegatividade.
  • Para calcular a fórmula de um composto iônico, devemos proceder do seguinte modo:
    • 1) Achar o número de elétrons que o metal e o ametal possui na última camada.
    • 2) O número de elétrons que o metal possuir na última camada será o número de átomos do ametal e o número de elétrons que o ametal precisar para a estabilidade será o número de átomos do metal.

Ligação covalente apolar:

• Formada entre átomos iguais.
• Eletronegatividades iguais.

Geometria das moléculas

1. Tipo A₂: Dois átomos iguais → todas são apolares.
2. Tipo AB: Dois átomos diferentes → moléculas polares.

Observação: exceção: CO apolar, pois, mesmo sendo diferente, as eletronegatividades, sua diferença é quase nula, tornando-o apolar. NCl₃ apolar, pois a eletronegatividade de seus átomos é igual.

3. Tipo AB₂: polares ou apolares.

• Polar: átomo central com pares de elétrons livres → angular.
• Apolar: átomo central sem pares de elétrons livres → linear.

4. Tipo AB₃: polar ou apolar: mesma condição.

• Polar: piramidal.
• Apolar: Trigonal plana (triângulo equilátero).

5. Tipo AB₄: apolares (tetraédricas).

Ligações (interações) intermoleculares

• Ligação de hidrogênio: ocorre em moléculas polares. Sempre o hidrogênio é o polo positivo. Negativos F, N, O.
• Dipolo-dipolo ou dipolo permanente: ocorre em moléculas polares. Se o polo positivo for o H e o polo negativo não for F, O ou N. Ou se o polo positivo não for o hidrogênio.
• Dipolo induzido, força de Van der Waals, força de London ou dipolo instantâneo: ocorre em moléculas apolares liquefeitas ou solidificadas, e também em gases nobres.
• Número de oxidação (NOX): número de perda ou ganho de elétrons.
  • Funções:
    • Ácidos:
      • Conceito (Arrhenius): substância que em água libera H⁺ como único cátion.
      • Classificação:
        • Ácido binário
        • Ácido ternário
        • Ácido quaternário
        • Oxiácido
        • Hidrácido
        • Monoácidos ou monopróticos
        • Diácidos ou dipróticos
        • Triácidos ou tripróticos
        • Tetraácidos ou tetrapróticos

Observação: exceções: H₃PO₂: só 1 hidrogênio ionizável.

H₃PO₃: só 2 hidrogênios ionizáveis.

Para os oxiácidos: módulo do número de hidrogênios menos o número de oxigênios.

3 - ácido muito forte.

2 - forte.

1 - moderado.

0 - fraco.

Observação: exceções: H₃PO₂ → moderado.

H₃PO₃ → moderado.

H₂CO₃ → fraco.

Nomenclatura dos ácidos

1. Para os hidrácidos: ácido + nome do elemento + sufixo -ídrico.
2. Para os oxiácidos: HXO → menor NOX → terminação -oso.

→ maior NOX → terminação -ico.

3. Com metais que possuem mais de dois NOX.

• hidróxido + de + nome do metal + NOX em algarismo romano.
• hidróxido + de + nome do metal + terminação -oso ou -ico.

Sais: é todo composto iônico resultante de uma reação de neutralização (salinização).

• NaNO₃: sal neutro ou normal + H₂O.
• CaSO₄: sal neutro ou normal + 2H₂O.
• KHSO₄: sal ácido + H₂O.
• Ca(OH)₂ + HCl → CaOHCl + H₂O → sal básico.

Nomenclatura dos sais

1. Com metais que possuem um único NOX. Nome do ânion com a terminação -eto, -ito (-) ou -ato (+) + de + nome do metal.
2. Com metais que possuem 2 NOX. Para o menor NOX → -oso.

Para o maior NOX → -ico.

Óxidos: é todo composto binário formado pelo oxigênio e outro elemento em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

Observação: exceções: F e gases nobres não formam óxidos.

Nomenclatura dos óxidos

1. Com elementos que têm NOX fixo: palavra óxido + de + nome do elemento.

Metais alcalinos: +1.

Ag: +1.

Metais alcalino-terrosos: +2.

Zn: +2.

Cd: +2.

Al: +3.

2. Com elementos que possuem NOX variável.

• Palavra óxido + de + nome do elemento + NOX em algarismo romano (se for metal usa a palavra óxido, se for ametal usa a palavra anidrido).
• Palavra óxido + nome do elemento + terminação -oso ou -ico (se for metal usa a palavra óxido, se for ametal usa a palavra anidrido).
• Prefixo indicativo ao número de oxigênios (mono, di, tri,...) + palavra óxido + de + prefixo indicativo ao número de átomos do elemento + nome do elemento.

Metais: Ametais:

Cu, Hg: +1 e +2 N, P, As, Sb: +3 e +5

Au: +1 e +3 S: +4 e +6

Fe, Co: +2 e +3 C: +2 e +4

Pb, Sn, Pt: +2 e +4 Cl, Br, I: +1, +3, +5 e +7

Cl₂O: o oxigênio multiplica por -2 pelo número que tem embaixo (se não tiver é 1) → 2x - 2 = 0 → x = 1 → monóxido de dicloro.

Cl₂O₇: 2x - 14 = 0 → x = 7.

Classificação dos óxidos:

1. Óxido básico: é um óxido iônico formado por metais de NOX ≤ 4, principalmente metais alcalinos e alcalino-terrosos.
2. Óxido ácido ou anidrido: é o óxido molecular formado por ametal ou por metal (NOX > 4).
3. Óxido neutro ou indiferente: são óxidos moleculares gasosos que não reagem nem com água, nem com as bases e nem com os ácidos. Ex: NO, N₂O e CO.
4. Óxidos anfóteros: são aqueles que possuem um duplo comportamento, isto é, em presença de um ácido reage como óxido básico e em presença de uma base reage como óxido ácido. Ex: ZnO, MnO₂, Al₂O₃, As₂O₃, As₂O₅....
5. Óxidos salinos, duplos ou mistos: são os óxidos que possuem fórmula geral X₃O₄, onde x = Fe, Co, Pb e Mn.
6. Peróxido: o oxigênio possui NOX -1. Apresentam o grupo O₂^2- (-O-O-). Possuem as seguintes fórmulas gerais.

X₂O₂ → x = metal alcalino, Ag ou H.

XO₂ → x = metal alcalino-terroso.

Observação: Os peróxidos são sólidos iônicos, já o peróxido de hidrogênio (água oxigenada) é um líquido molecular.

7. Superóxido: o oxigênio possui NOX igual a -1/2. Apresentam o grupo O₂^-. Possuem as fórmulas gerais:

X₂O₄: onde x = metal alcalino.

XO₄: onde x = metal alcalino-terroso.

u.m.a. = unidade de massa atômica: 1/12 x ¹²C.

Elemento padrão da química: ¹²C.

Massa atômica de um átomo é um número que indica quantas vezes o átomo é mais pesado que 1/12 x ¹²C.

Massa molecular é o número que indica quantas vezes a molécula é mais pesada que 1/12 do ¹²C.

Unidade mol: quantidade de matéria de uma substância qualquer. O mol é a massa molecular expressa em gramas.

Constante ou número de Avogadro: 6,02 x 10²³.

1 mol = 6,02 x 10²³.

mols = massa de um átomo ou substância qualquer / massa molar (g/mol).

Cálculo estequiométrico

• Regras básicas:
  • Escrever a equação química para a reação do problema.
  • Balancear a equação do problema.
  • Identificar as substâncias do problema.
  • Arrumar uma regra de três.
• Relação massa-massa.
• Relação massa-volume.