Constituição da matéria - 1 ano

A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA

- A primeira idéia de átomo surge na Grécia antiga com os filósofos Demócrito e Leucipo(400 a.C.).
- Teoria atômica de Dalton (1806): A matéria é formada por átomos; átomos semelhantes constituem os Elementos químicos: Elementos químicos diferentes, possuem tamanhos e massas diferentes; A combinação de elementos diferentes origina substâncias diferentes; Os átomos não são criados nem destruídos, apenas rearranjados.

REPRESENTAÇÃO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS:
Os elementos químicos recebem símbolos que os representam graficamente. (Ex: Oxigênio – símbolo O)

Ex.: Gás Oxigênio – O2 ( A letra O indica o símbolo do elemento e o no 2 o índice)
A representação de uma substância é chamada de fórmula.
Água - H2O

CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA

SUBSTÂNCIA: É uma proporção constante de elementos químicos.

Substância simples. Ex: H2, O2, N2, Na, O3, etc.

Substância composta. Ex: H2O, H2SO4, HCl, HCN, etc.

Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico (átomos de mesmo Z) forma duas ou mais substâncias simples diferentes. Ex O2 E O3; Cgraf e Cdiam

Substância pura é todo material com as seguintes características:
• Unidades estruturais (moléculas, conjuntos iônicos) quimicamente iguais entre si.
• Composição fixa, do que decorrem propriedades fixas, como densidade, ponto de fusão e de ebulição, etc.
• A temperatura se mantém inalterada desde o início até o fim de todas as suas mudanças de estado físico (fusão, ebulição, solidificação, etc.).
• Pode ser representada por um fórmula porque tem composição fixa.
• Não conserva as propriedades de seus elementos constituintes, no caso de ser substância pura composta.
• Misturas: é formada por duas ou mais substância sendo cada uma delas considerada um componente.

Misturas Homogênea. Ex.: água com açúcar (1 fase).



Mistura Heterogênea. Ex.: água e óleo (+ de 1 fase).

Semelhanças atômicas - 2 ano

Isótopos: átomos que possuem diferentes números de massa (A)< porém o mesmo número atômico(Z). Isóbaros: átomos que possuem diferentes números atômicos(Z), porém o mesmo número de massa (A).

Isótonos: são átomos que possuem diferentes números atômicos (Z), diferentes números de massa (A), porém o mesmo números de nêutrons (N).
recapitulando:

isótoPos = P;

isóbAros = A;

isótoNos = N;

Principais características dos átomos - 2 ano

Número Atômico (Z):  Se refere à quantidade de cargas positivas (prótons) existentes no núcleo de um átomo. Em 1913, o cientista inglês Moseley (1887-1975) propôs exatamente isso: o comportamento diferente de cada tipo de átomo está relacionado com a quantidade de cargas positivas.

Z = PRÓTONS

Exemplo:

Cloro (Cl) Z= 17 (isto significa que o átomo de cloro possui 17 prótons no núcleo e, consequentemente, 17 elétrons; pois os átomos são eletricamente neutros, tendo a mesma quantidade de carga positiva e negativa).

*Número de Massa (A): É a soma das partículas nucleares, ou seja, do número atômico (Z) ou prótons com a quantidade de nêutrons existentes no núcleo.

A = Z + n   ou    A = p + n

Exemplo 1: O átomo de sódio (Na) possui 11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons. Determinar seu número de massa (A):

A = p + n
 A = 11 + 12          
 A =23

Resposta: O número de massa do sódio é 23.

Exemplo 2: O elemento cálcio possui número atômico 20 e número de massa igual a 40. Quantos nêutrons possui este átomo?

A = Z + n
 n = A - Z
A = 40 - 20
A = 20
Resposta: Existem 20 nêutrons no núcleo do átomo de cálcio.

Obs.: O número de massa não é uma massa, mas, serve apenas para indicar a quantidade de partículas do átomo cuja massa é relevante. Pois a massa do elétron é insignificante, sendo 1/1836 vezes menor que as massas relativas do próton e do nêutron.

*Elemento Químico: É o conjunto de átomos de mesmo número atômico.
Todos os elementos químicos até então conhecidos, estão transcritos na Tabela Periódica. Os números atômicos correspondentes são também alistados, seguindo uma ordem crescente de número atômico na Tabela.

Um elemento Químico é representado colocando-se no centro seu símbolo, na parte de cima o número de massa (A) e na parte de baixo o número atômico, conforme mostrado a seguir com um elemento genérico X.

Na⁺ e Cl^- 
Você sabe o que significa os sinais positivo e negativo destes elementos? Eles aparecem para indicar a presença de íons, neste caso se trata dos íons participantes da reação de formação do Cloreto de Sódio: 

Na⁺ + Cl^- ↔ NaCl 
A seta indica que a reação é reversível. 

Os íons explicam porque o composto é formado: o átomo de sódio (Na) não é estável, pois apresenta 1 elétron livre na camada de valência, a estabilidade só será atingida se ele perder um elétron, o que dará origem ao cátion Na⁺. O átomo de cloro (Cl-) por sua vez também não é estável, pelos mesmos motivos que o Na, e atingirá a estabilidade somente se ganhar um elétron, esse átomo dá origem ao íon Cl-. Sendo assim, a ligação iônica surge através da interação eletrostática e obedece a regra: cargas com sinais opostos se atraem. 

Os compostos iônicos adquirem estrutura eletronicamente neutra por possuírem a mesma quantidade de prótons e elétrons, mas os íons formadores, pelo contrário: são reativos e instáveis. 

Resumindo: Íons são átomos que perdem ou ganham elétrons durante reações, eles se classificam em ânions e cátions: 

Ânion (íon negativo): átomo que recebe elétrons e fica carregado negativamente. Exemplos: F^-1, O^-2. 

Cátion  (íon positivo): átomo que perde elétrons e adquire carga positiva. Exemplos: Mg⁺², Pb⁺⁴. 

Exemplos de ionização de elementos químicos: 

₉F → ₉F- Átomo neutro recebe 1 elétron 

O átomo de Flúor (F) se encontrava eletricamente neutro, mas como ganhou 1 elétron passou a se apresentar como um Ânion. 

₄₀Ca → ₄₀Ca²⁺ Átomo neutro perde 2 elétrons 

O átomo de Cálcio (Ca) perdeu 2 elétrons e passou a ser um cátion. 

Evolução dos modelos atômicos - 2 ano

Evolução dos modelos atômicos Quando falamos de átomo, nos vêm à mente os diferentes modelos atômicos propostos ao longo da história da ciência. Os filósofos gregos primeiramente propuseram a ideia de que a matéria era formada de partículas bem pequenas e que estas partículas eram indivisíveis. Essas partículas foram denominadas de átomos. Embora tenha ficado por muito tempo no esquecimento, a ideia de átomo, ou melhor, a ideia da existência de uma partícula que fosse indivisível, reapareceu nos estudos realizados sobre as reações químicas no século XIX. Com a finalidade de explicar alguns fatos experimentais observados nas reações químicas, no ano de 1808, o cientista John Dalton introduziu a ideia de que todo e qualquer tipo de matéria seria formada por partículas indivisíveis, denominadas de átomos. Com o passar do tempo, os estudos ficaram cada vez mais profundos na busca de uma explicação concreta um modelo atômico útil, pois um modelo só é útil enquanto explica de forma correta determinado fenômeno ou experimento sem entrar em conflito com experimentos anteriormente realizados. Na busca por um modelo plausível, ou seja, um modelo que melhor explicasse tal fenômeno, vários modelos foram elaborados, sendo que somente três deles ganharam destaque. São os Modelos de Thomson, Rutherford e Bohr. Modelo Atômico de Thomson O modelo atômico de Thomson é conhecido como “pudim de passas” e enuncia que o átomo é uma esfera de carga elétrica positiva, não maciça e que nela se encontram cargas negativas estáticas distribuídas uniformemente, de modo que sua carga elétrica total seja nula. Modelo Atômico de Rutherford Rutherford, com a intenção de aprofundar seus estudos, foi para a Inglaterra submeter-se à orientação de Thomson nas investigações sobre as propriedades dos raios X e das emissões radioativas. Em seus estudos, ele conseguiu, através de experimentos, bombardear uma fina lâmina de ouro com partículas alfa (núcleo do átomo de hélio). Ele percebeu que a maioria das partículas alfa emitidas atravessava a lâmina sem sofrer qualquer desvio. Porém uma pequena parte das partículas sofria um desvio. Com isso, ele pôde concluir que o átomo possuía um pequeno núcleo e uma grande região vazia. Em seu experimento ele enunciou que os elétrons eram dotados de cargas negativas enquanto que no núcleo se encontravam as cargas positivas. Dessa forma, baseando-se no sistema planetário, Rutherford propôs para o átomo de hidrogênio um modelo semelhante. Modelo Atômico de Bohr Aprofundando-se no modelo proposto por Rutherford, Niels Bohr, em 1923, conseguiu completá-lo introduzindo a ideia de que os elétrons só se movem ao redor do núcleo quando estão alocados em certos níveis de energia. Dessa forma, um elétron só poderia mudar de nível de energia se ganhasse ou perdesse energia. Bohr foi questionado sobre o fato de que se o elétron emitisse energia sem parar ele se chocaria com o núcleo podendo gerar um colapso. Esse questionamento passou por várias formulações até ser reformulado pelo cientista Louis de Broglie, que diz que os elétrons giram ao redor do núcleo, mas não em órbitas definidas como tinha afirmado Bohr. Átomo de Dalton


Átomo de Thomsom

Experimento de Rutherford Átomo de Rutherford

Soluções - 3 ano

Soluções Definição Solução é qualquer mistura homogênea. A água que bebemos, os refrigerantes, os combustíveis (álcool hidratado, gasolina), diversos produtos de limpeza (como sabonetes líquidos) são exemplos de soluções. Tipos de soluções: solução líquida (ex.: refrigerantes), solução sólida (ex.: bronze = cobre + estanho) e solução gasosa(ex.: ar atmosférico). Componentes de uma solução Os componentes de uma solução são chamados soluto e solvente: - Soluto é a substância dissolvida no solvente. Em geral, está em menor quantidade na solução. - Solvente é a substância que dissolve o soluto. Classificação das soluções De acordo com a quantidade de soluto dissolvido, podemos classificar as soluções: - Soluções saturadas contêm uma quantidade de soluto dissolvido igual à sua solubilidade naquela temperatura, isto é, excesso de soluto, em relação ao valor de coeficiente de solubilidade (Cs), não se dissolve, e constituirá o corpo de fundo. - Soluções insaturadas contêm uma quantidade de soluto dissolvido menor que a sua solubilidade naquela temperatura. - Soluções supersaturadas (instáveis) contêm uma quantidade de soluto dissolvido maior que a sua solubilidade naquela temperatura. Unidades de concentração Podemos estabelecer diferentes relações entre a quantidade de soluto, de solvente e de solução. Tais relações são denominadas genericamente concentrações. Usaremos o índice 1 para indicar soluto e o índice 2 para indicar solvente. As informações da solução não têm índice. a) Concentração comum (C) Também chamada concentração em g/L (grama por litro), relaciona a massa do soluto em gramas com o volume da solução em litros. C=m/v

Conceitos Fundamentais da química (1 ano)

Química é a ciência que estuda as transformações da matéria e as variações de energia que acompanham essas transformações. Matéria :é tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço. Ex. árvore, água, terra, etc. Massa: quantidade de matéria que existe em um corpo. Unidades: grama (g), miligrama (mg), quilograma (kg), tonelada (ton). Volume: é o espaço ocupado por um corpo. Unidades: mililitro (ml), centímetros cúbicos (cm3), litro(l); Metro cúbico (m3) Corpo: é uma porção limitada da matéria. Ex.: um tronco, um pedaço de metal, etc. Objeto: é um corpo com aplicação útil ao homem. Ex: uma cadeira, um chaveiro, etc.

  A matéria, suas propriedades e transformações: Em ciência, fenômeno é qualquer transformação que ocorre com a matéria. Ex.: o gelo derretendo, o apodrecimento dos frutos, a corrosão do ferro, etc. Em geral, quando nos descrevemos a s características iniciais e finais da matéria, isto é, antes e depois da transformação, estamos nos referindo às propriedades que ela apresenta. Algumas dessas propriedades são a cor, o cheiro, o estado físico (líquido, sólido, gasoso) e a densidade, as quais permitem distinguir materiais diversos. Propriedades físicas da matéria: Propriedades como cor, cheiro e estado físico, que podem ser observadas e medidas sem que se altere a composição química da matéria em questão, são denominadas propriedades físicas. Temos a seguir apresenta algumas propriedades físicas da matéria comumente utilizadas. Cor: Variada; estado físico: (Sólido, líquido ou gasoso); Ponto de fusão(PF) - Temperatura na qual uma substância sólida se transforma em líquido; Ponto de ebulição (PE): Temperatura na qual uma substância se transforma em vapor; Densidade(d): Relação entre a massa e o volume de determinada substância (d = m/v); Solubilidade: Propriedade de uma substância ser dissolvida num dado volume de água ou em outra substância no estado líquido Com base nessas propriedades físicas, podemos classificar a matéria. Por exemplo, vários minerais e pedras preciosas podem ser identificados pela cor, ainda que de forma parcial. Um material também pode ser dissolvido em outro. O sal de cozinha e o açúcar comum, ambos brancos, são muito solúveis em água. Por isso, a cor e a solubilidade não são propriedades físicas adequadas para diferenciá-los visualmente. Quando analisamos uma substância dissolvida em outra, utilizamos o termo soluto (que está em menor quantidade) e solvente (que está em maior quantidade). Os estados físicos da matéria: Podemos classificar as substâncias de acordo com o seu estado físico, ou seja, sólidos, líquidos ou gases. Conhecidos os pontos de fusão e ebulição de uma substância, é possível prever o seu estado físico em qualquer temperatura. A 760 mmHg ou 1 atm, o ponto de fusão da água é 0 oC e o de ebulição é de 100 oC. À temperatura ambiente (por exemplo, 25 ºC), a água é líquida. Mas, sob pressão de 1atm, se a, se a temperatura da água for reduzida até, por exemplo, - 18 ºC, a água se apresentará no estado sólido. As mudanças de estado físico: As mudanças de estados físicos de substâncias puras ocorrem a uma temperatura constante. As misturas são formadas por duas ou mais substâncias. Podem ser sólidas (ex: ligas metálicas), líquidas (ex: água mineral), ou gasosa (ex.: ar atmosférico). Em uma mistura, as mudanças de estado físico não ocorrem a uma temperatura constante, mas sim em um intervalo de temperatura. A densidade dos materiais: Em termos matemáticos, a densidade (d) de um objeto é definida como a razão entre sua massa (m) e o seu volume (v): A unidade normalmente apresentada pra expressar a densidade é g/cm3, mas outras unidades como g/ml, kg/cm3 e MG/ml, podem ser usadas. DENSIDADES DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS: Alumínio 2,7 g/ml; Cortiça: 0,2 g/ml; Diamante: 3,5 g/ml; Água: 1,0 g/ml; Gelo: 0,9 g/ml; Vidro comum: 2,6 g/ml; Ouro: 19,3 g/ml; Chumbo: 11,4 g/ml; Pirita: 5,0 g/ml. Observe que os materiais apresentam volumes iguais, porém densidades diferentes. O chumbo apresenta uma densidade maior.

A história da química (1 ano)

A História da Química A pré-história engloba a chamada Idade da Pedra, quando os homens se utilizavam de objetos de pedra (machados, facas, etc.). Talvez por volta de 5000 a.C. os homens fabricaram os primeiros objetos de ouro e prata, materiais que na natureza já se encontram na forma metálica. Por volta de 3000 a.C. na Mesopotâmia (hoje, Iraque), obteve-se o bronze (liga metálica de cobre e estanho), iniciando-se assim a chamada Idade do Bronze; com esse material se fabrica armas e utensílios domésticos mais leves e resistentes. Foram provavelmente os assírios, por volta de 1500 a.C. os primeiros a obter o ferro (Idade do Ferro), e com ele novas armas e utensílios foram produzidos. Criavam-se assim as técnicas metalúrgicas, isto é, os processos de se obterem e transformarem os metais e ligas metálicas, que são também processos químicos. Por volta de 1400 a.C., os egípcios já haviam atingido um alto grau de desenvolvimento, não só na Química metalúrgica, mas também no que poderíamos chamar de Química doméstica. Trabalhavam com o ferro, o ouro, a prata e outros metais; fabricavam o vidro; produziam o papiro para a escrita; sabiam curtir o couro e extrair corantes, medicamentos e perfumes das plantas; fabricavam bebidas fermentadas semelhantes à cerveja, etc. Não podemos esquecer que, na conservação de suas múmias, os egípcios atingiram níveis de perfeição que são admirados até hoje. Muitos desses conhecimentos egípcios passaram para outros povos do Oriente Médio (fenícios, hebreus, etc.) e, posteriormente, para os gregos e os romanos. É interessante também salientar que, na mesma época e muito longe dessas civilizações — na China —, também eram desenvolvidas técnicas apuradas, como as de produção do vidro e da porcelana. No entanto é importante observar que, apesar de por volta de 400 a.C. já se conhecerem muitos produtos químicos (óxidos de ferro, de cobre e de zinco, sulfatos de ferro e de cobre, etc.) e muitas técnicas de transformação química (fusão, dissolução, filtração, etc., por aquecimento com fogo direto, em banho-maria, etc.), não existiam explicações para esses fenômenos. Os povos antigos se preocupavam mais com as práticas de produção das coisas do que com a teoria ou com explicação dos porquês de as coisas aconteceram. Foram os filósofos gregos da Antigüidade os primeiros que se preocuparam com a explicação dos fenômenos. Os povos antigos se preocupavam mais com as práticas de produção das coisas do que com a teoria ou com explicação dos porquês de as coisas acontecerem. Foram os filósofos gregos da Antigüidade os primeiros que se preocuparam com a explicação dos fenômenos da natureza. Assim, por exemplo, Demócrito (460-370 a.C.) afirmava que todas as coisas deste mundo (um grão de areia, uma gota de água, etc.) poderiam ser divididas em partículas cada vez menores, até se chegar a uma partícula mínima que não poderia mais ser dividida e que seria denominado átomo (do grego: a, "não", e tomos, "partes"); essa idéia, que não se firmou na época, só veio a renascer na Química, muitos séculos depois. Aristóteles (384-322 a.C.), um dos maiores filósofos gregos da Antigüidade, acreditava, ao contrário de Demócrito, que a matéria poderia ser dividida infinitamente e que tudo o que existia no Universo era formado pela reunião, em quantidades variáveis, de quatro elementos: terra, água, fogo e ar. Considerando que, durante séculos, eram trabalhos completamente distintos e separados o dos artesãos, que faziam as coisas, e o dos pensadores, que tentavam explicar os fenômenos, é fácil concluir por que a Ciência, e em particular a Química, levou tanto tempo para progredir. De fato, as próprias idéias de Aristóteles permaneceram praticamente inalteradas, orientando a Ciência, por quase 2000 anos! Na Idade Média (aproximadamente entre os anos de 500 a 1500 da era cristã) se desenvolveu, entre árabes e europeus, a ALQUIMIA, cujo sonho era descobrir o elixir da longa vida, que poderia tornar o homem imortal, e a pedra filosofal, que teria o poder de transformar metais baratos em ouro. Os alquimistas não conseguiram chegar às metas sonhadas, mas ao longo de suas pesquisas acabaram produzindo novos materiais, como o álcool, o ácido sulfúrico, o ácido nítrico, etc., fabricando novos aparelhos, como o almofariz, o alambique, etc., e aperfeiçoando novas técnicas, como a destilação, a extração, etc. Apesar de ser uma “arte secreta", onde se misturavam idéias de Magia, Ciência e novas práticas químicas, a Alquimia contribuiu muito para o desenvolvimento da técnica, embora não tenha contribuído para o desenvolvimento das explicações dos fenômenos químicos. No século XVI, na Europa, os pesquisadores abandonaram o "sonho" da Alquimia e partiram para caminhos mais realistas e úteis, principalmente a produção de medicamentos, principal objetivo da IATROQUÍMICA, onde se distinguiu o médico Paracelsius (1493-1541). Com isso, novas substâncias, aparelhagens e técnicas foram surgindo. Um fato importante dessa época foi o aparecimento das primeiras sociedades científicas, onde os cientistas se reuniam para trocar informações sobre suas descobertas. Em 1661, o filósofo inglês Robert Boyle (1627-1691) publicou o livro O químico cético, onde criticava as idéias de Aristóteles sobre a "teoria dos quatro elementos". Tentava-se então buscar explicações mais lógicas para os fenômenos químicos. No século XVIII, firmou-se realmente o caráter científico da Química. Vários gases foram descobertos e estudados. Lavoisier, com a introdução da balança em seus experimentos, conseguiu pesar os materiais envolvidos antes e depois de uma transformação química, notando então que a massa permanecia constante. Podemos dizer que, nos séculos XVIII e XIX, com os trabalhos de muitos cientistas, surgiu a QUÍMICA MODERNA, que já proporcionava uma explicação lógica para a existência de muitos materiais diferentes e suas possíveis transformações químicas. É importante notar também que a partir dessa época se juntou o trabalho experimental feito em laboratório (trabalho prático) com a correspondente busca das explicações da natureza da matéria e as razões de suas transformações químicas (trabalho teórico). No século XIX ocorreu um desenvolvimento extraordinário na Química, tanto em sua parte prática como na parte teórica. Na prática, foram descobertos vários novos elementos químicos e produzidas muitas novas substâncias químicas. Na teoria, consolidaram-se as idéias de ÁTOMO, principalmente devido aos trabalhos de John Dalton (1766-1844) e de MOLÉCULA, principalmente por Amadeo Avogadro (1776-1856); Dimitri Ivanovitch Mendeleyev (1834-1907) conseguiu ordenar os elementos químicos, de forma racional, em sua TABELA PERIÓDICA. É muito importante notar também que, em decorrência desse "casamento" da prática com a teoria, houve um grande desenvolvimento das técnicas de análise e síntese químicas. A análise química procura responder à pergunta "quais, quantos e como os elementos (átomos) estão reunidos nas substâncias (moléculas)?"; a síntese química procura explicar "como podemos transformar as substâncias de maneira a produzir novas substâncias?". Essa complementação da prática com a teoria e vice-versa continuou e continua se aprofundando até hoje. Por isso tivemos, no século XX, um progresso fabuloso da Química. Com o uso de equipamentos modernos (eletrônicos, computadores, raio laser, etc.), a Química teórica conseguiu determinar as estruturas dos átomos e das moléculas, com precisão cada vez maior. Também a Química experimental evoluiu extraordinariamente; por exemplo, somente entre 1960 e 1969 conseguiu-se sintetizar cerca de 1,2 milhões de novos compostos conhecidos ultrapassa a casa dos 10 milhões. Tudo isso acabou sendo aplicado nas indústrias, resultando numa vasta tecnologia química, com a fabricação de milhares e milhares de novos produtos: plásticos, tecidos, borrachas sintéticas, medicamentos, tintas, corantes, etc.