QUÍMICA GERAL

AULA 1 18/02/19

1- Atomismo

“É a ideia filosófica usada para explicar o universo, onde uma pequena partícula era constituinte de tudo, isto é, toda a matéria que enxergamos seria constituída por átomos”

A ideia inicial de átomo veio de dois filósofos gregos, Leucipo e Demócrito, em meados de 420 a.C

-Para Leucipo, a matéria poderia ser dividida em partes cada vez menores até que a última parte, indivisível, chamou de átomo.

-Demócrito defendia a ideia de Leucipo e deduzia que o átomo era indestrutível e impenetrável

*A palavra átomo significa indivisível.

Foi apenas no início do século XIX, em 1808, que a ideia do átomo recebeu caráter científico, pelo químico John Dalton.

Sua teoria teve como base a experimentação, no entanto, nenhum dos experimentos revelou claramente o átomo.

Dalton se apoiou na Lei da conservação de massa, uma constatação proposta por Lavoisier, químico francês e, seguindo este mesmo princípio da Lei da conservação das massas, Dalton, proporá que os átomos não são criados e nem destruídos, apenas rearranjados.

“O átomo seria uma esfera maciça e impenetrável, assim como uma bola de bilhar.”

a) Modelos atômicos:

1808 - Dalton = Bola de bilhar

1897 – John Thomson = Pudim de passas

“O pudim representaria o átomo, uma grande esfera densa e positiva, e as passas encrustadas no pudim seriam os elétrons”

1911 – Rutherford = Planetário

“Modelo Planetário, onde o Sol representaria o núcleo do átomo e os planetas que orbitam o Sol seriam os elétrons orbitando o núcleo”

No entanto, embora o modelo atômico planetário pareça ser perfeito, havia um problema que o próprio Rutherford não sabia responder. A alegação que houve em relação ao modelo de Rutherford era que seu modelo atômico planetário apresentava um núcleo pequeno, denso e positivo o qual os elétrons de carga negativa que o circundam, deveriam cair em direção ao núcleo por conta de suas cargas opostas.

Foi aí que Niels Bohr , físico nuclear, descobriu o porque isso não acontece:

“As órbitas dos elétrons tem energia quantizada, isto é, uma energia definida. Portanto, os elétrons não cairiam ao núcleo atômico porque não havia variação de energia. Isso explica de forma lúcida o motivo pelo qual os elétrons não caem no núcleo do átomo.”

2- Distribuição Eletrônica

OBS: O esquema acima demonstra que a constatação de Bohr contribuiu para que Linus Pauling pudesse criar o Diagrama para distribuição eletrônica. A frase escrita no quadro negro é a afirmação de Bohr que da embasamento para Pauling demonstrar o exemplo acima, que envolve as camadas e os subníveis.

A partir daí, Linus Pauling irá introduzir o método da Distribuição eletrônica, usando um diagrama criado por ele, conhecido como Diagrama de Pauling:

Observações:

*Camada de Valência é a camada mais externa do átomo. A última camada.

*Valência é um número que indica a capacidade que um átomo de um determinado elemento tem de se combinar com outros átomos, capacidade essa que é medida pelo número de elétrons que um átomo pode dar, receber, ou compartilhar de forma a constituir uma ligação.

Resumo das Informações Agregadas:

- Atomismo; Ideia filosófica grega, defende que existe a parte última da matéria. Leucipo e Demócrito chamaram a parte última da matéria de Átomo; partícula indivisível.

- O momento em que o estudo do átomo tomou caráter científico. Em 1808 com John Dalton.

- Os diferentes modelos atômicos; Dalton, Thomson, Rutherford e Neils Bohr.

- A constatação de Bohr que fundamentou e ajudou Pauling à Distribuir os elétrons por camadas e subníveis de energia quantizada.

- O fundador da distribuição eletrônica, Linus Pauling. Diagrama de Pauling.

- Diferença entre Camada de Valência e Valência.

Aqui está o vídeo-aula em relação à este conteúdo:
https://www.youtube.com/watch?v=AaPnSZT8hnE

AULA 2 25/02

ANOTAÇÕES IMPORTANTES SOBRE LIGAÇÕES QUÍMICAS

A estabilidade é representada pelo número 8 Teoria do (octeto) pesquisar*
Gases nobres tem 8 elétrons na última camada (para se unir)
Os átomos tendem a se combinar e ficar estável. Os átomos de número 8 contém Íons para uma ligação química.
A primeira forma de se combinar é quando um átomo doa 1 elétron e o outro recebe (ligação iônica) com o objetivo de se estabilizar

Ex; Sódio de número atômico 11, na última camada tem 1 elétron e na penúltima contém 8, então ele poderia doar aquele 1 elétron da última camada. Para ficar estável é mais viável doar este 1 elétron do que receber 7. Quem doa é Cátion! Os cátions são representados pelo símbolo + ou +1. Os cátions só podem doar 1 elétron.

Ex; O Cloro tem número atômico 17. 17 elétrons totais com 7 elétrons na última camada. Para completar o Octeto, para o cloro, é mais viável receber 1 elétron do que doar 7. Ele é, portanto, um Ânion, pois ele recebe e não doa elétrons.
O sinal de + ou de - representam se doam ou recebem. +1 (doa) Os íons -1 (recebe)

Na (sódio) + Cl (cloro) = Cloreto de sódio

Compostos iônicos tendem a se ionizar Ex. Se eu formei Na+Cl se colocarmos em água eles irão se ionizar (pesquisar a interação)**

A água é um composto molecular. O que faz a eletricidade ser conduzida são os íons.

O nosso corpo funciona o tempo todo a base de trocas iônicas.

Diagrama de Lewis
representa os elétrons (representação eletrônica)

Pegar desenho**

Sempre que formos montar uma fórmula de um composto iônico, o primeiro átomo que vamos escrever é o Cátion.

Íons são átomos que perderam ou ganharam elétrons em razão de reações, eles se classificam em ânions e cátions: Ânion: átomo que recebe elétrons e fica carregado negativamente. Cátion: átomo que perde elétrons e adquire carga positiva.
Ligação covalente nós representamos um compartilhamento de elétrons. Não tem quem doa nem quem recebe, eles compartilham os elétrons sempre com o mesmo objetivo que é estabilidade.

A exceção do octeto é o hidrogênio**

Ligação covalente é muito comum, chamado de compostos moleculares e eles não se ionizam. Isso pode ocorrer entre átomos diferentes ou do mesmo elemento. Cloro+Cloro= átomo molecular (cloro molecular)

Ligação covalente é representada por um traço – O traço sempre representará um par eletrônico. - = 2 elétrons

O carbono faz 4 ligações covalentes, pois é um composto molecular

Ligação covalente dativa – É também uma ligação covalente mas é um pouco diferente. É uma ligação bem forte.

ATP – Forma pelo qual o nosso organismo queima energia. O ATP libera energia quando quebra a ligação fosfato.

Ligação metálica ocorre entre 2 metais. Ex; ferro + ferro Alumínio+alumínio – Os elétrons no metal formam uma ligação muito forte.

Ligações de Hidrogênio ou ponte de hidrogênio. Explica muita coisa na nossa vida.

A ligação de hidrogênio é uma ligação intra-molecular com moléculas diferentes. Quem costuma fazer isso é a molécula de água que faz muita interação com hidrogênio.
Eletronegatividade- capacidade que um átomo tem de atrair elétrons pra ele. Significa que pode puxar elétrons pra ele.

Substâncias polares tem afinidade com substâncias polares.

Substâncias Apolares contém os elétrons distribuídos.

AULA 03 11/03/19

Ácidos

- possuem sabor azedo ou ácido (por exemplo, o limão)

- conduzem corrente elétrica em solução aquosa;

- apresentam, em sua fórmula, um ou mais átomos de hidrogênio

- reagem com as bases, formando sais e água

- são voláteis, em sua maioria

- exemplos de ácidos: HCI, em contato com a água, libera H+ (cátion) e Cl (ânion), ou seja, sofre ionização. H2SO4, em contato com a água

Processo de ionização dos ácidos

Grupos funcionais inorgânicos são ácidos, bases, sais e óxidos
Um composto para ser ácido precisa apresentar como cátion, um hidrogênio. Tem que ser o primeiro.
Ex; HCl (Ácido clorídrico)

Um ácido pode reagir com uma base formando sal e água
A maioria dos ácidos inorgânicos são voláteis

Três definições (pegar)

Ácidos e bases >
Ácidos; são compostos covalentes que ragem com água (sofrem ionização) formando soluções que apresentam como único cátion o Íon hidrônio, H3O4

H+ >>> Próton

Base é toda espécie química capaz de pegar o próton

PH > Potencial Hidrogeniônio

*Quanto mais ácido menor o PH

Escala de PoH é o inverso da escala que usamos para medir o PH. Na escala de PoH Mais básico é quanto mais próximo de 0

Ácidos sem oxigênio terminam com Ídrico*
1 Oxigênio a mais começa com o prefixo = Per
2 Oxigênio a menos começa com o prefixo = Ipo/oso

NOMENCLATURA:

Terminação do nome do ânion                                      Mudar para
          ato ico
eto ídrico
          ito oso

AULA 04 18/03/19

Anotações sobre tipos de ácidos e bases
*Ácidos forte: possuem grau de ionização maior que 50%
*Ácidos moderados: possuem grau de ionização entre 5% e 50%
*Ácidos fracos: possuem grau de ionização igual ou menor que 5%

BASES – são compostos que vão possuir; Bases sempre terminam em OH
*Possuem sabor adstringente, pois diminuem a salivação
*Apresentam um grupo hidroxila OH – ânion
*Conduzem corrente elétrica em solução aquosa
*Reagem com os ácidos, formando um sal e água

*Bases fortes: possuem grau de ionização maior que 50% (exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2). São bases formadas pelos metais das famílias 1 e 2 ou metais alcalinos e alcalinos terrosos.
*Bases fracas possuem grau de ionização igual ou menor a 5% (exemplos: AgOH, CuOH, NH4OH). São formadas por todas as demais bases, compostas pelos metais das outras famílias e o NH4.
A força do ácido e a força da base estão relacionadas com o grau de ionização.

AULA 05 18/03/19

AULA 06 01/04/19

Conversão de unidades

*Relações de massas:
1kg = 1.000 g = 10^5 mg
1g = 1.000 mg = 0,001 kg
1ton = 1.000 kg = 10^5g

*Relações volumétricas
1L (dm³) = 1.000 mL (cm³);
1m³ = 1.000L

Densidade
d = m / v

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