Quimica Geral Semana 04

Videoaula 13 – Gases

Nesta aula foi apresentado as propriedades dos gases, a natureza dos gases suas leis. Vimos também as aplicações destas Leis, Os gases ideais e reais.

Na natureza dos gases, a atmosfera é o gás mais importante porque ela protege a radiação, no caso o ozônio. Nos fornece oxigênio, nitrogênio, dióxido de carbono e água. Na tabela periódica existem 11 elementos que são gases em condições normais. O fato dos gases serem facilmente compressíveis e preencherem o espaço disponível sugere que suas moléculas estão muito afastadas umas das outras e em movimento caótico incessante. Podemos dizer então que as partículas estão organizadas porém afastadas umas das outras, sem sofrerem influencia das outras partículas. Quando comprimidas, geram uma pressão que é a razão entre a força exercida pelo gás em uma determinada área. Na Lei dos gases, o cientista Robert Boyle (1662), fez uma relação do efeito da pressão sobre o volume, chamada Lei de Boyle. Onde o volume é inversamente proporcional à pressão. Outros Cientistas Jacques Charles e Joseph-Louis Gay-Lussac, fazem menção à outras relações onde a temperatura afeta pressão, volume e densidade. Trazendo mais algumas informações com o Princípio de Avogadro, as mesmas condições de temperatura e pressão um determinado número de moléculas de gás ocupam o mesmo volume, independente de sua identidade química. Na Lei dos gases ideais, as três propriedades de um gás podem ser combinadas, onde surge a equação P V = n R T, onde  R = constante dos gases (não depende da natureza). O Gás ideal obedece a lei dos gases dada pela equação de estado. As condições normais de temperatura e pressão (CNTP) são 298,15 K e 1 bar e as condições de temperatura e pressão padrões são 0 o C (273,15 K) e 1 atm. Sobre pressão parcial de um gás, é a pressão que ele exerceria se ocupasse sozinho o recipiente. Já a pressão total de uma mistura de gases é a soma das pressões parciais de seus componentes. Então, a pressão parcial de um gás está relacionada à pressão total pela fração molar: P A = x A P. O movimento das moléculas são feitas pela Difusão ( É a dispersão gradual das partículas numa substância como o ar. Exemplo: cheiro de perfume no ar) e Efusão ( Movimento caótico das partículas, onde ocorre uma pressão e tende a ir para um espaço onde essa pressão é menor). Com isso, teremos um modelo cinético dos gases onde um gás é uma coleção de moléculas em movimento aleatório contínuo; As moléculas de um gás são pontos infinitesimalmente pequenos; As partículas se movem em linha reta até colidirem;  As moléculas não influenciam umas às outras, exceto durante as colisões. Os  Gases Reais, ou seja, gases com pressões muito elevadas, no fator de compressão, este gases são formados por átomos ou moléculas sujeitos a atrações e repulsões intermoleculares. As atrações têm um alcance maior do que as repulsões. O fator de compressão é uma medida da força e do tipo de forças intermoleculares. Quando Z > 1, as repulsões intermoleculares são dominantes, e quando Z < 1, as atrações dominam.

Videoaula 14 - Forças intermoleculares

Nesta aula foram discutidas as forças intermoleculares e as origens destas forças. Falou-se sobre forças íon-dipolo, forças dipolo-dipolo, forças de London e ligação de hidrogênio.

Nas origens das forças intermoleculares, as moléculas se atraem e também se repelem. Elas farão esse sistema de atração ou repulsão através das forças Coulombicas, através de cargas positivas e cargas negativas. Os gases as forças intermoleculares têm papel muito pequeno, já os líquidos têm um papel crucial. Quando as forças atrativas juntam as moléculas, formam-se fases condensadas. Com isso, as repulsões dominam em distâncias pequenas.

Nas Forças íon-dipolo, as interações são fortes para íons pequenos com carga elevada. Em consequência, os cátions pequenos com carga elevada formam, frequentemente, compostos hidratados. Nas Forças dipolo-dipolo, as moléculas polares participam das interações, que decorrem da atração entre as cargas parciais de suas moléculas. As interações dipolo-dipolo são mais fracas do que as forças entre íons e diminuem rapidamente com a distância, especialmente das fases líquidas e gás, em que as moléculas estão em rotação. Nas Forças de London, as interações surgem da atração entre os dipolos elétricos instantâneos de moléculas vizinhas e agem em todos os tipos de moléculas. Sua energia aumenta com o número de elétrons da molécula. Elas se superpõem às interações dipolo-dipolo. Moléculas polares também atraem moléculas não polares através de interações fracas dipolo-dipolo induzido. Falando nesta interação, Dipolo-dipolo induzido são fortemente relacionadas com as interações de London onde as interações funcionam através do mecanismo pelo qual uma molécula polar interage com uma molécula não polar (por exemplo, quando o oxigênio se dissolve em água). Nas interações de van der Waals, as interações intermoleculares que dependem do inverso da sexta potência da distância. As ligações de Hidrogênio ocorrem quando átomos de hidrogênio estão ligados a átomos de oxigênio, nitrogênio e flúor, é o tipo mais forte de força intermolecular.

Videoaula 15 - Estrutura de líquidos e sólidos

Nesta aula foram discutidas as estruturas dos líquidos e dos sólidos. As ordens nos líquidos, viscosidade e tensão superficial para líquidos. Visto também sobre a classificação dos sólidos.

Na estrutura dos líquidos, a ordem nos líquidos a energia cinética das moléculas supera, eventualmente, as forças intermoleculares e as moléculas se movimentam. No líquido, as moléculas só têm ordem de curto alcance, ou seja, não têm ordem de longo alcance. Diferentemente do estado sólido.

Na viscosidade e tensão superficial, um líquido é a resistência ao escoamento. Tensão superficial é a resposta ao empuxo em direção ao corpo do líquido. A superfície de um líquido é nítida porque as forças intermoleculares tendem a manter juntas as moléculas, puxando-as para o corpo do líquido. Quanto maior for à viscosidade de um líquido, mais lentamente ele escoa. A viscosidade normalmente diminui com o aumento da temperatura. A tensão superficial decorre do desequilíbrio de forças intermoleculares na superfície de um líquido onde a ação capilar é uma consequência do desequilíbrio entre as forças adesivas e coesivas. Na ordem dos sólidos a temperatura é tão baixa que as moléculas de uma substância não têm energia suficiente para escapar, ainda que parcialmente, de seus vizinhos, ela se solidifica. Há faces do cristal, em ângulos bem definidos uns em relação aos outros e essas faces são formadas por camadas ordenadas de átomos. Os sólidos amorfos não tem faces bem definidas, a menos que tenham sido moldados ou cortados.     Sólidos moleculares são conjuntos de moléculas discretas mantidas em suas posições por forças intermoleculares. Sólidos reticulares, formados por átomos ligados a seus vizinhos por covalências em todo o sólido. Sólidos metálicos, ou, metais formados por cátions unidos por um “mar” de elétrons. Sólidos iônicos, construídos pela atração mútua de cátions e ânions. As características típicas dos sólidos em classes são:

Os Sólidos moleculares são formados por moléculas mantidas juntas por forças intermoleculares relativamente fracas. Normalmente são menos duros do que os sólidos iônicos e fundem-se, em geral, em temperaturas baixas. Molecular: Exemplos: BeCl2, S8, glicose, naftaleno, P4, I2, gelo.

Características: Pontos de fusão e ebulição relativamente baixos, quebradiços, quando puros.

Os Sólidos reticulares são mantidos por ligações covalentes fortes, que formam uma rede que se estende por todo o cristal. Geralmente são duros e rígidos, e têm pontos de ebulição e fusão elevados. Materiais cerâmicos tendem a ser sólidos reticulares. O diamante e a grafita são sólidos reticulares. Exemplos: B, C, P preto, BN, SiO2. Características: Duro, rígido, quebradiço, pontos de fusão muito altos, insolúveis em água.

Nos sólidos metálicos, os cátions de um metal mantêm-se em posição pela interação com o “mar” de elétrons que circunda. Número de coordenação do sólido hexagonal,12, número de vizinhos mas próximos de cada átomo. Exemplos: Elementos de blocos s e d. Características: Maleável, dúctil, lustroso, condutores térmicos e elétricos.

Nos sólidos iônicos, os íons empacotam na estrutura cristalina regular que corresponde à energia mais baixa. A estrutura adotada depende da razão entre os raios do cátion e do ânions e o caráter covalente de uma ligação iônica restringe as direções das ligações. Iônico: Exemplos: NaCl, KNO3, CuSO4 e 5H2O. Características: Duro, rígido, quebradiço, pontos de fusão e ebulição altos, os solúveis em água dão soluções condutoras.

Sobre Célula unitária, a menor unidade que, quando empilhada repetidamente sem lacunas, pode reproduzir o cristal inteiro.

Todas as estruturas cristalinas são derivadas dos 14 retículos de Bravais. Os átomos de uma célula unitária são contados determinando-se a fração de cada átomo que está dentro da célula. O tipo de célula unitária adotado por um metal pode ser determinado pela medida da densidade do sólido. Sobre o impacto nos materiais, os cristais-líquidos são substâncias que escoam como líquidos viscosos, mas suas moléculas ficam em um arranjo moderadamente ordenado, semelhante ao de um cristal. Eles são exemplos de uma mesofase, isto é, um estado intermediário da matéria com a fluidez de um líquido e um pouco da ordem molecular de um sólido. Os cristais-líquidos são muito usados na indústria eletrônica, porque respondem bem a mudanças de temperatura e de campo elétrico. Nos Líquidos iônicos são compostos nos quais um dos íons é orgânico e volumoso, o que impede a cristalização nas temperaturas comuns. A baixa pressão de vapor dos líquidos iônicos os tornam solventes capazes de reduzir a poluição.

Videoaula 16 – Soluções

Foram discutidos os seguintes temas relacionados às soluções: misturas e soluções, classificação de misturas, técnicas de separação, concentração e diluição, além de soluções em água e precipitação, eletrólitos, reações de precipitação, equações iônicas e equações simplificadas. Mistura é a uma mudança física, enquanto a formação de um composto exige uma mudança química. Na mistura, os componentes podem ser separados por técnicas físicas. A composição é variável e as propriedades estão relacionadas com as de seus .componentes. Nos compostos não podem ser separados por técnicas físicas, a composição é fixa. As propriedades não estão relacionadas com as de seus componentes. Estas misturas podem ser heterogêneas e homogêneas. Soluções são um processo físico e não químico. As misturas retêm as propriedades de seus constituintes e nisso elas diferem dos compostos. As misturas são classificadas como homogêneas ou heterogêneas. As soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias e podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. Para as técnicas de separação, temos a Decantação, Filtração, Cromatografia e Destilação. A separação de misturas aproveita as diferenças de propriedades físicas dos componentes. As técnicas baseadas nas diferenças físicas incluem a decantação, a filtração, a cromatografia e a destilação.

Na Concentração molar, as unidades de molaridade são mols por litro (mol. L -1), normalmente representamos por: 1 M = 1 mol. L -1

Na Diluição, em Soluções em água, os Eletrólitos são uma solução de eletrólito forte em água e está na forma de íons que permitem a condução de eletricidade. Os solutos em soluções de não eletrólitos estão presentes como moléculas. Somente uma fração pequena de moléculas de soluto em soluções de eletrólitos fracos está presente como íons. Soluções em água e precipitação, ocorre uma reação de precipitação quando duas soluções de eletrólitos são misturadas e eles reagem para formar um sólido insolúvel.

Química Geral Semana 03

Atividade de Portfólio

Agora que acessou os conteúdos da semana, você deve trabalhar individualmente na elaboração de seu Portfólio. Espera-se que seus registros respondam à questão: O que aprendi nesta semana sobre os modelos atômicos? Elabore uma narrativa sobre a evolução dos modelos atômicos. Expresse sua compreensão refletindo acerca dos conteúdos abordados nas videoaulas desta disciplina. Para tanto, é desejável que se utilize de diferentes linguagens e gêneros textuais: resenhas, músicas, poesias, imagens, fotos, pinturas, sites, etc. O importante é que o/a leitor/a possa compreender o significado que você atribuiu aos conhecimentos veiculados, ou seja, que justifique e que articule o gênero/linguagem com o tema dos modelos atômicos abordados nos conteúdos da disciplina nesta semana.

Como não podemos visualizar um átomo, por ser pequeno demais, cientistas criaram os chamados modelos atômicos, umas imagens que servem para exemplificar e explicar as propriedades e comportamentos dos átomos. Estes exemplos tentam representar a teoria do átomo porém isso não quer dizer que o átomo seja igual ao desenho apresentado. Os primeiros que imaginaram a existência dos átomos foram os filósofos gregos Leucipo e Demócrito em, aproximadamente, 450 a.C. Átomo vem do grego que quer dizer não-divisível ou parte não divisível.

Por um bom tempo, por não saber como provar, ficou esquecido a teoria dos átomos, até que no século XIX, alguns cientistas voltaram a apreciar os átomos e fazer experimentos através dos avanços tecnológicos. Então foi possível entender não só os átomos, mas também sua estrutura, o que chamamos de estrutura atômica. Os cientistas usaram as informações descobertas por outros estudiosos para desenvolver o modelo atômico. Dessa forma, as descobertas de um cientista eram substituídas pelas de outros. Todos os conceitos corretos permaneciam contudo as hipóteses não reais eram abandonadas. Com isso, modelos atômicos foram criados e uma série de estruturas atômicas, cada um com seu cientista.

O primeiro cientista registrado foi Dalton que mostrou um modelo que fazia uma analogia à estrutura do átomo à uma bola de bilhar. Todos seriam assim diferenciando-se somente pela massa, tamanho e propriedades, formando elementos químicos diferentes. Dalton, por volta de 1808, elaborou sua própria teoria que tem como conclusões que a matéria é formada por partículas extremamente pequenas chamadas átomos; Os átomos são esferas maciças e indivisíveis; Os átomos com as mesmas propriedades, constituem um elemento químico; Elementos diferentes são constituídos por átomos com propriedades diferentes e; As reações químicas são rearranjos, união e separação, de átomos.

            Outro cientista registrado foi Thomson que, baseado em experiências com cargas elétricas, concluiu que o átomo não era uma esfera indivisível, como sugeriu Dalton. Ele propôs que o átomo fosse uma esfera de carga elétrica positiva, onde os elétrons estariam uniformemente distribuídos, configurando um equilíbrio elétrico. “ O átomo é constituído de uma partícula esférica de carga positiva, não maciça, incrustada de elétrons (negativos), de modo que sua carga elétrica total é nula.”

Visto que o átomo é neutro, cargas positivas também deveriam existir. Assim, J. J. Thomson propôs que o modelo atômico parecia com um pudim ou bolo de passas.

No início do século XX, o cientista Ernest Rutherford, utilizando a radioatividade, descobriu que o átomo não era uma esfera maciça, como sugeria a teoria atômica de Dalton. Surgia assim um novo modelo atômico.

Em 1911, o cientista Ernest Rutherford realizou um experimento que consistiu em bombardear uma finíssima lâmina de ouro com partículas, emitidas por um elemento radioativo, e observou que a grande maioria das partículas atravessava a lâmina de ouro sem sofrer desvios ou sofrendo desvios muito pequenos e- uma em cada dez mil partículas era desviada para um ângulo maior do que 90°. Então, Após seu experimento, Rutherford comparou o número de partículas emitidas com o número de partículas desviadas, e deduziu, que a massa da matéria, no caso a lâmina de ouro, estaria localizada em pequenos pontos, denominados núcleos. Por meio destes resultados, Rutherford percebeu que o átomo não seria maciço como propôs os modelos de Dalton e Thomson. Concluiu que “ O átomo é descontínuo e é formado por duas regiões: o núcleo e a eletrosfera. O núcleo é denso e tem carga positiva, ou seja, é constituído de prótons. A eletrosfera é uma grande região vazia onde os elétrons ficam girando ao redor do núcleo”. Complementando, em 1932, o cientista Chadwick descobriu a terceira partícula subatômica, o nêutron. Dessa forma, o modelo de Rutherford passou a ter os nêutrons no núcleo junto aos prótons.

Em 1913, o cientista Niels Bohr postulou seu Modelo que se baseou em Rutherford, apenas o aprimorando. Concluiu que “Os elétrons movem-se em órbitas circulares, e cada órbita apresenta uma energia bem definida e constante (nível de energia) para cada elétron de um átomo.” Essas camadas eletrônicas ou níveis de energia passaram a ser representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, respectivamente, no sentido da camada mais próxima ao núcleo para a mais externa. Bohr elaborou os seguintes postulados:

I- Os elétrons descrevem ao redor do núcleo órbitas circulares, chamadas de camadas eletrônicas, com energia constante e determinada. Cada órbita permitida para os elétrons possui energia diferente.

- Os elétrons ao se movimentarem numa camada não absorvem nem emitem energia espontaneamente.

III- Ao receber energia, o elétron pode saltar para outra órbita, mais energética. Dessa forma, o átomo fica instável, pois o elétron tende a voltar à sua orbita original. Quando o átomo volta à sua órbita original, ele devolve a energia que foi recebida em forma de luz ou calor.

Porém, o modelo Rutherford-Bohr apresenta alguns problemas, como por exemplo, ele não explica por que o elétron apresenta energia constante, não explica as reações químicas, descreve órbitas circulares ou elípticas ,quando na verdade os elétrons não descrevem essa trajetória, dentre outras restrições. porém o modelo Rutherford-Bohr ainda é o mais difundido no ensino médio.

Fonte: http://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/evolucao-dos-modelos-atomicos.htm

http://educacao.globo.com/quimica/assunto/estrutura-atomica/modelos-atomicos.html

http://www.soq.com.br/conteudos/em/modelosatomicos/

https://pt.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B4mico

Química Geral Semana 02

Atividade de Portfólio

Entrevistar no mínimo duas pessoas, sendo que uma delas já deve ter terminado o ensino médio há pelo menos 15 anos e a outra pessoa deve ter terminado o ensino médio há no máximo 2 anos. Pergunte por que ela estudou química na escola? E para que serviu ter estudado química? Particularmente o que ela aprendeu sobre estequiometria na escola e que usa em sua vida cotidiana?

Foram entrevistados duas pessoas: Joaquim Alves do Nascimento Oliveira, já havia terminado o Ensino Médio à 19 anos e Suellen Ferreira Montagner, terminou à 1 ano atrás.

Joaquim comentou que a matéria era de suma importância e que gostava muito, porém estava desatualizado, visto que a química sofreu grandes avanços desde sua época escolar. “Sempre gostei! Tenho curiosidade de aprender mais, reações químicas e todas as demais coisas...” disse ele. Como exemplo de química, citou sais e pólvora dos fogos de artifício. Sobre a estequiometria disse que não se recorda muito mas acha que é algo importante.

Suellen estudou química mas disse que não se interessava muito por esta matéria. Ela estudava porque era obrigatória. Ela não lembra o que é estequiometria, nem para que serve. “Química foi uma matéria que passou um pouco desapercebida na minha escola porque minha escola era pública e tinha falta de professores...”, disse ela um pouco triste. Segundo ela, as poucas aulas que teve, os professores não estimularam muito a curiosidade dos alunos e nunca foi à um laboratório de verdade. Como exemplo de química, ela citou reações da água quando em estado sólido, líquido e gasoso.

Química Geral Semana 01

Atividade 1

Realizaremos um exercício hipotético, considerando que você é um professor de Química em uma sala de aula do Ensino Médio, um dos seus alunos lhe faz uma pergunta:

— Por que eu tenho que estudar química na escola?

Diante desta pergunta quais seriam seus argumentos para convencê-lo a estudar química?

         Primeiro devemos ajudá-los a definir o que é a Química, mostrando que é a ciência que estuda a estrutura das substâncias, a composição e as propriedades das diferentes matérias, suas transformações e variações de energia.

Seu principal foco de estudo é a matéria, suas transformações e a energia envolvida nesses processos. A Química explica diversos fenômenos da natureza e esse conhecimento pode ser utilizado em benefício do próprio ser humano.

        Diferentemente do que muitos estudantes pensam, a Química é uma ciência que não está limitada somente às pesquisas de laboratório e à produção industrial. Pelo contrário, ela está muito presente em nosso cotidiano das mais variadas formas e é parte importante dele. Para se ter uma ideia da vasta utilização da Química é só atentarmos ao fato de que está presente em inúmeras atividades, como exemplo: na Agricultura onde os agricultores utilizam o conhecimento químico para melhorar a acidez do solo e sua fertilidade; na Medicina onde os farmacêuticos precisam do conhecimento químico para reconhecer a composição das substâncias utilizadas como medicamento e ainda para tratamentos contra o câncer (quimioterapia). Na sua casa, os compostos químicos presentes na pasta dental (flúor, abrasivos) permitem um sorriso protegido de cáries. A química também está presente em materiais de limpeza onde deixam o ambiente com aquele cheirinho de limpeza.

       Os avanços da tecnologia e da sociedade só foram possíveis graças às contribuições da Química. E não adianta querermos estudar outras matérias e abandonar a Química, pois essa Ciência relaciona-se com outras disciplinas como a Biologia, Ciências Ambientais, Física, Medicina e Ciências da Saúde. Se esse conhecimento não for bem usado, ele pode (assim como vimos acontecer algumas vezes ao longo da história) ser usado de forma errada. De tal modo q ue o futuro da humanidade depende de como será utilizado este conhecimento. Daí a importância do estudo desta ciência.