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1. Química Geral Profª Cíntia

2. Por que estudar Química?

3. Otimização dos processos e operações produtivas GG Gerenciamento de materiais Desenvolvimento de produto e pesquisa operacional QUÍMICA Redução de custos Gestão da qualidade e da produção Redução prazo de entrega

4. Objetivos • Entender a interação entre as partículas que constituem a matéria; • Compreender o estado de agregação da matéria e suas características; • Entender e prever o comportamento dos materiais; • Conhecimento das reações químicas e do comportamento físico-químico;

5. Metodologia de Avaliação • Todas as avaliações agora valem 10 pontos! • Duas notas bimestrais (1º bimestre e 2º bimestre) • A nota de cada Semestre é valorada entre 0 e 10 pontos • Os pesos dos bimestres serão iguais, ou seja, cada bimestre representará 50% da nota final do aluno no semestre

6. Cada BIMESTRE será composto por: • Uma avaliação OFICIAL (prova), no valor de 10 pontos, representando 70% da nota do bimestre • Uma avaliação PARCIAL (trabalhos), no valor de 10 pontos, representando 30% da nota do bimestre

7. Distribuídas as notas dos dois bimestres, a aprovação (ou reprovação) do aluno será assim conhecida: • As notas dos dois bimestres serão somadas e divididas por 2; • Média Final = (nota 1º BIM) + (nota 2º BIM) • 2

8. Se a nota final do aluno for igual ou superior a 6ele estará aprovado. • Se a nota final do aluno for inferior a 4 ele estará automaticamente reprovado. • Se a nota final do aluno for entre4 e 5,9 ele estará apto para o Exame Final, também valorado em 10 pontos.

9. EXAME FINAL • A nova média final com a nota do EXAME será assim calculada: • Média Final = (Média Final Original) + (Exame Final) 2 • Após o Exame, se a nota final do aluno: • for IGUAL ou MAIOR a 6, = APROVADO; • for MENOR a 6, = REPROVADO.

10. Avaliações parciais: Lista de exercícios em sala e relatórios das aulas práticas. O que NÃO PODE fazer nas aulas de química: conversar durante a aula, usar notebook e atender ligação no celular.

11. QUÍMICA A Ciência Central9ª Edição David P. White Capítulo 1Introdução: matéria & medida

12. A perspectiva molecular da química A matéria é o material físico do universo. A matéria é constituída de relativamente poucos elementos. No nível microscópico, a matéria consiste de átomos e moléculas. Os átomos se combinam para formar moléculas. Como vemos, as moléculas podem consistir do mesmo tipo de átomos ou de diferentes tipos de átomos. O estudo da química

13. A perspectiva molecular da química O estudo da química

14. Por que estudar química • A química é essencial para a nossa compreensão de outras ciências. • A química também é encontrada em nossa vida diária. O estudo da química

15. Estados da matéria A matéria pode ser um gás, um líquido ou um sólido. Esses são os três estados da matéria. Os gases não têm forma nem volume definidos. Os gases podem ser comprimidos para formarem líquidos. Os líquidos não têm forma, mas têm volume. Os sólidos são rígidos e têm forma e volume definidos. Classificações da matéria

16. Substâncias puras e misturas Os átomos consistem de apenas um tipo de elemento. As moléculas podem consistir de mais de um tipo de elemento. As moléculas podem ter apenas um tipo de átomo (um elemento). As moléculas podem ter mais de um tipo de átomo (um composto). Se mais de um átomo, elemento ou composto são encontrados juntos, então a substância é uma mistura. Classificações da matéria

17. Substâncias puras e misturas Classificações da matéria

18. Substâncias puras e misturas Se a matéria não é totalmente uniforme, então ela é uma mistura heterogênea. Se a matéria é totalmente uniforme, ela é homogênea. Se a matéria homogênea pode ser separada por meios físicos, então ela é uma mistura. Se a matéria homogênea não pode ser separada por meios físicos, então ela é uma substância pura. Se uma substância pura pode ser decomposta em algo mais, então ela é um composto. Classificações da matéria

19. Elementos • Se uma substância pura não pode ser decomposta em algo mais, então ela é um elemento. • Existem 114 elementos conhecidos. • A cada elemento é dado um único símbolo químico (uma ou duas letras). • Os elementos são a base de constituição da matéria. • A crosta terrestre consiste de 5 elementos principais. • O corpo humano consiste basicamente de 3 elementos principais. Classificações da matéria

20. Elementos Classificações da matéria

21. Elementos • Os símbolos químicos com uma letra têm aquela letra maiúscula (por exemplo, H, B, C, N, etc.) • Os símbolos químicos com duas letras têm apenas a primeira letra maiúscula (por exemplo, He, Be). Classificações da matéria

22. Compostos • A maioria dos elementos se interagem para formar compostos. • As proporções de elementos em compostos são as mesmas, independentemente de como o composto foi formado. • Lei da Composição Constante (ou Lei das Proporções Definitivas): • A composição de um composto puro é sempre a mesma. Classificações da matéria

23. Compostos • Quando a água é decomposta, sempre haverá duas vezes mais gás hidrogênio formado do que gás oxigênio. • As substâncias puras que não podem ser decompostas são elementos. Classificações da matéria

24. Misturas • As misturas heterogêneas não são totalmente uniformes. • As misturas homogêneas são totalmente uniformes. • As misturas homogêneas são chamadas de soluções. Classificações da matéria

26. Mudanças físicas e químicas • Quando uma substância sofre uma mudança física, sua aparência física muda. • O derretimento do gelo: um sólido é convertido em um líquido. • As mudanças físicas não resultam em uma mudança de composição. • Quando uma substância muda sua composição, ela sofre uma alteração química: • Quando o hidrogênio puro e o oxigênio puro reagem completamente, eles formam água pura. No frasco contendo água não há sobra de oxigênio nem de hidrogênio. Propriedades da matéria

27. Mudanças físicas e químicas Propriedades da matéria

28. Alterações físicas e químicas • As propriedades físicas intensivas não dependem da quantidade de substância presente. • Exemplos: densidade, temperature e ponto de fusão. • As propriedades físicas extensivas dependem da quantidade de substância presente. • Exemplos: massa, volume e pressão. Propriedades da matéria

29. Separação de misturas • As misturas podem ser separadas se suas propriedades físicas são diferentes. • Os sólidos podem ser separados dos líquidos através de filtração. • O sólido é coletado em papel de filtro, e a solução, chamada de filtrado, passa pelo papel de filtro e é coletada em um frasco. Propriedades da matéria

30. Separação de misturas • As misturas homogêneas de líquidos podem ser separadas através de destilação. • A destilação necessita que os diferentes líquidos tenham pontos de ebulição diferentes. • Basicamente, cada componente da mistura é fervido e coletado. • A fração com ponto de ebulição mais baixo é coletada primeiro. Propriedades da matéria

31. Separação de misturas

32. Separação de misturas • A cromatografia pode ser utilizada para separar misturas que têm diferentes habilidades para aderirem a superfícies sólidas. • Quanto maior a atração do componente pela superfície (papel), mais lentamente ele se move. • Quanto maior a atração do componente pelo líquido, mais rapidamente ele se move. • A cromatografia pode ser utilizada para separar as diferentes cores de tinta de uma caneta. Propriedades da matéria

33. Unidades SI • Existem dois tipos de unidades: • Unidades fundamentais (ou básicas); • Unidades derivadas. • Existem 7 unidades básicas no sistema SI. Unidades de medida

34. As potências de dez são utilizadas por conveniência com menores ou maiores unidades no sistema SI. Unidades de medida Unidades SI

35. Unidades SI Unidades de medida

36. Exemplo • Qual é o nome dado para a unidade que é igual a (a) 10-9 grama; (b) 10-6 segundo; (c) 10-3 metro? • Resp.: (a) nanograma; (b) microssegundo; (c) milímetro, mm. • Pratique: • Qual fração decimal de um segundo corresponde a um picossegundo, ps? • Expresse a medida 6,0 x 103 m usando um prefixo para substituir a potência de dez. • Use a notação exponencial padrão para expressar 3,76 mg em gramas. • Resp.: a) 10-12s; b) 6,0 Km; c) 3,76 x 10-3 g

37. Unidades SI • Observe que a unidade SI para comprimento é o metro (m), enquanto a unidade SI para massa é o quilograma (kg). • 1 kg tem 2,2046 lb. Temperatura Existem três escalas de temperatura: • Escala Kelvin • Usada em ciência. • Mesmo incremento de temperatura como escala Celsius. • A menor temperatura possível (zero absoluto) é o zero Kelvin. • Zero absoluto: 0 K = 273,15 oC. Unidades de medida

38. Temperatura • Escala Celsius • Também utilizada em ciência. • A água congela a 0 oC e entra em ebulição a 100 oC. • Para converter: K = oC + 273,15. • Escala Fahrenheit • Geralmente não é utilizada em ciência. • A água congela a 32 oF e entra em ebulição a 212 oF. • Para converter: Unidades de medida

39. Temperatura Unidades de medida

40. Unidades de medida Volume • As unidades de volume são dadas por (unidades de comprimento)3. • A unidade SI de volume é o 1 m3. • Normalmente usamos 1 mL = 1 cm3. • Outras unidades de volume: • 1 L = 1 dm3 = 1000 cm3 = 1000 mL. Unidades de medida

41. Volume Unidades de medida

42. Unidades de medida Densidade • Usada para caracterizar as substâncias. • Definida como massa dividida por volume: • Unidades: g/cm3. • Originalmente baseada em massa (a densidade era definida como a massa de 1,00 g de água pura). Unidades de medida

43. Exemplo • Se 1,00 x102g de mercúrio ocupam um volume de 7,63 cm3, qual será sua densidade? • Calcule o volume ocupado por 65,0 g de metanol líquido sabendo que sua densidade é 0,791 g/mL: • Qual é a massa em gramas de um cubo de ouro (d = 19,32 g/mL) de arestas iguais a 2 cm? • Respostas • d = massa/volume = 1,00 x 102/7,36 = 13,6 g/cm3 • Volume = massa/densidade = 65/0,791 = 82,2 mL • Volume = (2,00)3 = 8 cm3 • massa = volume x densidade = 8 x 19,32 = 155 g

44. Pratique a) Calcule a densidade de 374,5 g de uma amostra de cobre considerando que seu volume é 41,8 cm3. b) Um estudante precisa de 15,0 g de etanol para um experimento. Se a densidade do álcool é 0,789 g/mL, de quantos mililitros de álcool ele precisa? c) Qual é a massa, em gramas, de 25,0 mL de mercúrio (densidade = 13,6 g/mL)?

45. A incerteza na medida • Todas as medidas científicas estão sujeitas a erro. • Esses erros são refletidos no número de algarismos informados para a medida. • Esses erros também são refletidos na observação de que duas medidas sucessivas da mesma quantidade são diferentes. Precisão e exatidão • As medidas que estão próximas do valor “correto” são exatas. • As medidas que estão próximas entre si são precisas. A incerteza na medida

46. Precisão e exatidão A incerteza na medida

47. Exemplo Qual a diferença entre 4,0 g e 4,00 g? Resposta: Há uma diferença no número de algarismos significativos das duas medidas. O valor 4,0 g tem dois algarismos significativos, enquanto 4,00 g tem três. Isso implica que a primeira medida tem maior incerteza. Uma massa de 4,0 g indica que a massa está entre 3,9 e 4,1 g; a massa é 4,0 ± 0,1 g. A medida de 4,00 g implica que amassa está entre 3,99 e 4,01 g; a massa é 4,00 ± 0,01g.

48. Algarismos significativos • O número de dígitos informado em uma medida reflete a exatidão da medida e a precisão do aparelho de medição. • Todos os algarismos conhecidos com certeza mais um algarismo extra são chamados de algarismos significativos. • Em qualquer cálculo, os resultados são informados com o menor número de algarismos significativos (para multiplicação e divisão) ou com o menor número de casas decimais (adição e subtração). A incerteza na medida

49. Algarismos significativos • Números diferentes de zero são sempre significativos. • Zeros entre números diferentes de zero são sempre significativos. • Zeros antes do primeiro dígito diferente de zero não são significativos. (Exemplo: 0,0003 tem um algarismo significativo.) • Zeros no final do número depois de uma casa decimal são significativos. • Zeros no final de um um número antes de uma casa decimal são ambíguos (por exemplo, 10,300 g). A incerteza na medida

50. Exemplo A largura, o comprimento e a altura de uma caixa são 15,5 cm, 27,3 cm e 5,4 cm, respectivamente. Calcule o volume da caixa usando o número correto de algarismos significativos em sua resposta: Solução: Determina-se o volume de uma caixa multiplicando a largura pelo comprimento e pela altura. Ao informar o resultado, podemos usar tantos algarismos significativos quantos forem os da dimensão com menos algarismos significativos, ou seja, o d altura: Volume = 15,5 x 27,3 x 5,4 = 2.285,01 = 2,3 x 103 cm3.