objetivo neste “capítulo zero” é

Átomos, moléculas, prótons, nêutrons,

íons, partículas, matéria, energia, mol. A química

é repleta de termos e símbolos específicos que,

caso passem despercebidos, podem prejudicar,

e muito, a sua compreensão. Assim, nosso

objetivo neste “capítulo zero” é fazer com que

você se empodere do máximo possível dos

conceitos fundamentais, gerando assim uma

base muito forte e sólida para que juntos

possamos gerar um aprendizado significativo e

de qualidade.

O QUE É A QUÍMICA?

É um ramo da ciência de extrema beleza e complexidade, que, basicamente, estudará os fenômenos, sejam eles físicos ou químicos, que irão ocorrer no mundo que está ao nosso redor. Isto é, de uma forma mais resumida: é a ciência que analisa as transformações da matéria e todas as leis que governam essas transformações. Para que possamos entender um pouco mais sobre isso, vamos aos termos básicos e seus significados.

TERMOS BÁSICOS

1) Os constituintes fundamentais da matéria Átomos: São as unidades básicas formadoras

de toda a matéria. De acordo com o modelo de

Rutherford-Bohr, os átomos são compostos por

uma região central chamada de núcleo, que

contém partículas de carga positiva, chamadas

de prótons e de carga nula, chamadas de

nêutrons. Ao redor desse núcleo, estão os

elétrons, carregados negativamente: partículas

de massa tão pequena, que chegam a ser

desconsideradas, isto é, consideraremos que os

elétrons possuem massa desprezível.

Como representar os átomos?

Podemos representá-los da seguinte

maneira:

Onde o número de maior valor, será sempre o número de massa (A) e o de menor valor, será o número atômico (Z). Nos exemplos acima, temos os três isótopos do hidrogênio (Prótio, Deutério e Trítio) seguidos pelo átomo do gás nobre Hélio, que possui número atômico 2 e número de massa 4. SE LIGA!! – ISÓTOPOS – São espécies químicas que possuem o mesmo número de prótons. Só podem ser considerados isótopos entre sí se forem átomos de um mesmo elemento químico. Moléculas: São um conjunto de átomos

específicos que, combinados em uma

determinada proporção, irão formar um único

composto químico.

A maioria das moléculas podem ser

consideradas como um conjunto de átomos. Teremos também algumas poucas moléculas que serão monoatômicas, como é o caso dos gases nobres, como, por exemplo, o Hélio (He), ou seja, formadas por apenas um único átomo. Na figura a seguir, temos a combinação de dois

átomos de hidrogênio e um de oxigênio,

formando uma molécula de água.

Porém, representar sempre as moléculas dessa maneira seria extremamente oneroso, logo, certamente teremos outras fórmulas mais simples de se representar uma molécula qualquer. Por hora, utilizaremos apenas a fórmula molecular. FÓRMULAS MOLECULARES:

Determinam qual será a composição química de uma molécula qualquer.

EXEMPLOS:

Os números ao lado de cada elemento químico indicam a quantidade de cada um dos elementos contido nas moléculas em questão.

Por exemplo, no caso do ácido sulfúrico (H2SO4), cada molécula possui 2 átomos de hidrogênio (H), 1 átomo de enxofre (S) e 4 átomos de oxigênio, totalizando a quantidade de 7 átomos para cada molécula.

Já no caso do sulfato de alumínio (Al2(SO4)3), cada unidade do composto possui 2 átomos de alumínio e 3 íons sulfato (SO4

2-), aprofundando, em cada um desses íons sulfato (SO4

2-), há um átomo de enxofre (S) e 4 de oxigênio (O). Já que são 3 íons sulfato, teremos um total de 3 átomos de enxofre e 12 átomos de

oxigênio. Então, teremos a seguinte contagem: para cada unidade do sulfato de alumínio (Al2(SO4)3, teremos 2 átomos de alumínio (Al), 3 átomos de enxofre (S) e 12 átomos de oxigênio (O).

SE LIGA! COMPOSTOS HIDRATADOS

Em alguns casos, teremos alguns compostos que se associarão fortemente com moléculas de água. Sendo assim, teremos uma representação que ocorrerá da seguinte maneira:

No caso do sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4. 5 H2O), teremos um composto em que cada unidade de sulfato de cobre (CuSO4) será envolvida por outras 5 moléculas de água (H2O), o que chamamos na química de solvatação.

Assim, para cada unidade do sulfato de cobre pentahidratado, teremos o seguinte quantitativo de átomos: 1 átomo de cobre (Cu), 1 átomo de enxofre (S), 9 átomos de oxigênio (O) (4 no CuSO4 e mais 5 nas moléculas de água (H2O)) e 10 átomos de hidrogênio (H), resultando num total de 21 átomos em cada unidade.

Já no caso do sulfato de sódio decahidratado (Na2SO4 . 10 H2O), teremos um composto em que cada unidade de sulfato de sódio (Na2SO4) estará sendo solvatada por outras 10 moléculas de água (H2O).

Assim, para cada unidade do sulfato de

sódio decahidratado, teremos o seguinte

quantitativo de átomos: 2 átomos de sódio (Na),

1 átomo de enxofre (S), 14 átomos de oxigênio

(O) (4 no Na2SO4 e mais 10 nas moléculas de

água) e 20 átomos de hidrogênio (H).

2) As equações químicas e seus significados.

As equações químicas são as formas mais utilizadas e mais simples de se mostrar como ocorre uma reação química, ou seja, como é que as moléculas recombinam e reorganizam seus átomos, formando novos compostos químicos.

Teremos, supondo que estejamos

trabalhando com um processo irreversível, a

seguinte forma geral:

H2SO4 – ácido sulfúrico

CaCO3 – carbonato de cálcio

SO2 – Dióxido de enxofre

NaOH – hidróxido de sódio

Al2(SO4)3 – sulfato de alumínio

CuSO4 – sulfato de cobre

CuSO4. 5H2O – sulfato de cobre pentahidratado.

Na2SO4. 10H2O – sulfato de sódio decahidratado.

REAGENTES → PRODUTOS

Assim, podemos entender que os átomos

dos compostos presentes nos reagentes irão se

recombinar, e, ao passo em que a reação

química acontece, irão se reorganizar formando

novos compostos, chamados então de

produtos.

EXEMPLOS:

Coeficientes estequiométricos, índice,

estados físicos, proporção... muita informação,

não? Então calma... vamos a uma

representação bastante didática:

De acordo com os destaques, teremos: Índice: Indica a quantidade de cada um dos elementos químicos está presente em cada um dos compostos da equação química. OBS: Quando não houver nenhum número no índice, subentende-se que o índice em questão será igual a 1. Fases da matéria: Determina em qual das fases da matéria o composto químico em questão se apresenta, dependendo de quais sejam as condições reacionais, ou seja, os valores de temperatura e de pressão utilizados para o processo em questão. Poderemos encontrar as seguintes fases a

serem trabalhadas:

s- sólido l- líquido g- gasoso aq – aquoso

OBS1: Haverá alguns casos em que as fases serão simplesmente omitidas. OBS2: Caso encontre-se a fase (aq), entende-

se que a substância se encontra em fase

aquosa, como ocorre, por exemplo, na

dissociação de um composto iônico em água.

Assim:

Coeficientes estequiométricos: indica a proporção na qual os compostos químicos participantes de um determinado processo irão se combinar. Na reação química em questão:

Teremos a seguinte interpretação:

“Para cada 2 mols de etanol líquido (C2H6O(l)), serão necessários 3 mols de oxigênio gasoso (O2(g)), formando ( → )(leia-se também gerando,

produzindo, resultando...) em 2 mols de dióxido de carbono gasoso (CO2(g)) e mais 3 mols de água em fase líquida (H2O(I)).” 3) O conceito de MOL

Mol é uma unidade de medida utilizada pela primeira vez por pelos químicos Amedeo Avogadro e Wilhem Ostwald, no século XIX, que, na verdade, nada mais é do que uma quantidade fixa de unidades, assim como uma dúzia, uma dezena ou uma centena.

Um mol, então, terá uma quantidade fixa que corresponderá ao número denominado constante de Avogadro, que determina que a cada 1 mol de uma determinada entidade terá 6,02x1023 unidades dessa determinada entidade. Isto é, se temos uma dúzia de ovos, teremos 12 ovos. Se temos um mol de ovos, teremos 6,02x1023 ovos.

TRABALHANDO COM O CONCEITO DE MOL

O conceito de mol, quando aplicado,

pode gerar expressões um tanto quanto

confusas numa primeira impressão, por

exemplo:

Confuso, não? Assim, para entendermos

de fato como trabalhar com uma sentença desse

tipo, façamos os seguintes cálculos:

1) Cálculo do número total de moléculas de CO2

Sabemos que 1 mol desse composto

possui 6,02x1023 moléculas de CO2, assim:

C2H6O(I) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(I)

NaCl(s) 𝐇𝟐𝐎 → Na+ (aq) + Cl- (aq)

C2H6O(I) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(I)

1 MOL = 6,02X1023 UNIDADES

“Quantos átomos teremos em 2 mols de moléculas de dióxido de carbono (CO2)? ”

1 mol de moléculas CO2 ― 6,02x1023 moléculas de CO2

2 mols de moléculas CO2 ― y

Assim, considerando a proporção e

resolvendo a regra de 3, teremos:

2) Cálculo do número total de átomos

Sabemos que cada uma das moléculas

de CO2 possui 3 átomos (1 de carbono (C) e 2 de

oxigênio (O) ), assim, podemos dizer que:

Assim, considerando a proporção e

resolvendo a regra de 3, teremos:

01. Determine quantos átomos de cada elemento estarão presentes em cada uma das unidades dos compostos a seguir:

a) H2SO4 b) CaCO3 c) (NH4)2SO4 d) BaI2 •3H2O e) Al2(SO4)3

02. Determine quais serão os coeficientes

estequiométricos de cada um dos reagentes e produtos das equações químicas a seguir:

03. Um estudante do ensino médio fez as

seguintes afirmações:

a) Em 1 mol de moléculas de água estão presentes 6,02x1023 átomos de hidrogênio.

b) Em uma molécula de sulfeto de hidrogênio (H2S), estão presentes 2 átomos de enxofre.

c) Em 1 mol de moléculas de glicose (C6H12O6), estão presentes 3,612x1024 átomos de carbono.

Determine qual das afirmativas será a correta e justifique o que torna as demais passivas de serem classificadas como incorretas. Considere a constante de Avogadro como 6,02x1023

04. Na natureza, podemos classificar os

fenômenos de acordo com a alteração, ou não, da estrutura atômico-molecular da matéria. Átomos e moléculas podem se recombinar e se reorganizar, formando novos compostos ou simplesmente intensificar ou enfraquecer interações intermoleculares, sem alterar a proporção

Y = 1,204x1024 moléculas CO2

1 única molécula de CO2 ― 3 átomos

1,204x1024 moléculas de CO2 ― z

Z = 3,612x1024 átomos no total

na qual se combinam. Assim, podemos classificar inicialmente os fenômenos como físicos ou químicos. De acordo com seus conhecimentos sobre caracterização dos fenômenos, de cite pelo menos 2 características que podem ser atribuídas a um fenômeno químico.

05. Determine qual será o número total de

átomos de hidrogênio em 5 mols de moléculas de sacarose. Considere a constante de Avogadro como 6,0 x 1023

06. Seria correto dizer que, na reação de

queima do etanol, descrita pela seguinte equação:

C2H6O(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l)

Teremos, nos reagentes um total de 15 átomos, dentre eles, carbono, oxigênio e hidrogênio, se recombinando, formando 6 moléculas, dentre elas nos produtos?

07. Sabendo-se que a massa molar do CO2 =

44g • mol-1, determine qual será o número de moléculas de CO2 contido em 880g desse composto.

08. Quantos mols de moléculas estarão

contidos em um total de 2,4x1022

moléculas de água? Dado: considere a constante de Avogadro como 6,0x1023 moléculas mol-1

09. Quantos mols de moléculas estarão

contidos em um total de 2,4x1022

moléculas de água?

Dado: considere a constante de Avogadro

como 6,0x1023 moléculas mol-1

QUESTÃO 01 Gabarito: a) 7 átomos, b) 5 átomos, c)15 átomos, d)12 átomos, e)17 átomos. QUESTÃO 02 Gabarito: a) 1 – 3 – 2 – 3, b) 1 – 1 – 10, c) 1 – 1 – 2. QUESTÃO 03 Gabarito: [A] INCORRETA – pois cada molécula de água possui 2 átomos de hidrogênio na sua constituição, logo, teremos 2x6,02x1023, ou seja, 1,204x1023 átomos de hidrogênio. QUESTÃO 04 Gabarito: Existem diversas evidências que podem ser tidas como sinais de que uma reação química está ocorrendo, dentre elas: Mudança de cor, surgimento de um odor característico, emissão de luz, mudança no aspecto visível, evolução de gás ou liberação de calor. QUESTÃO 05 Gabarito: Sabemos que a fórmula química da sacarose é C12H22O11, logo, de posse de tal informação, podemos dizer que o número de átomos de hidrogênio será calculado por 5x22x6,00x1023, totalizando em 6,6x1025 átomos de hidrogênio no total. QUESTÃO 06 Gabarito: Não, pois, apesar de termos, de fato, 15 átomos distribuídos em 4 moléculas nos reagentes, teremos a formação de apenas 5 moléculas nos produtos: 2 moléculas de CO2 para cada 3 moléculas de água (H2O). QUESTÃO 07 Gabarito: Sabemos que 1 mol do composto em questão possui um montante de 44g, logo, mantendo-se a proporção, 880g equivale a 20 mols. Finalmente, sabemos que cada mol de moléculas de CO2 possui 6,0x1023 moléculas, então, podemos fazer: 1 mol – 6x1023 moléculas CO2 20 mols – y y = 1,2x1025 moléculas de CO2 QUESTÃO 08 Gabarito: Sabemos que 1 mol do composto de moléculas de CO2 possui 6,0x1023 moléculas , então, podemos fazer: 1 mol – 6x1023 moléculas H2O y mols – 2,4x1022 moléculas H2O y = 0,4 mol de moléculas H2O QUESTÃO 09 Gabarito: Sabemos que cada unidade do sal em questão está associada a 5 moléculas de água, e que cada molécula de água possui 2 átomos de hidrogênio. Assim,

serão 10 átomos de hidrogênio para cada unidade. Para calcular o número total de átomos de hidrogênio, faremos: 1 unidade CuSO4•5H2O – 10 átomos de H 6x1023unidades CuSO4•5H2O – y y = 6,0x1024

átomos de H

Referencial Teórico: FONSECA, Martha Reis Marques da. Coleção de Química: Parte 01, Parte 02 e Parte 03. São Paulo: Editora Atica, 2014. FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química, Ciências, Tecnologia & Sociedade. São Paulo: Editora FTD S.A., 2001, 624 p. TITO CANTO. Química na abordagem do cotidiano, volume 1, 5ª edição, ed moderna, São Paulo, 2009. FELTRE, R. Química Geral. 7ª edição, ed moderna, São Paulo, 2008. FELTRE, R. Físico-Química. 7ª edição, ed moderna, São Paulo, 2008. FELTRE, R. Química Orgânica. 7ª edição, ed moderna, São Paulo, 2008. USBERCO, João; Salvador, Edgard. Química Geral. 12ª.ed. São Paulo: Saraiva, 2006. LEMBO, Antonio; Groto,Robson. Química - Geral e Orgânica. 2010. ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p. BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005. ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna o meio ambiente. 3 ed. Guanabara Koogan, 2006 MENDES, Aristênio. Elementos de Química Inorgânica, Fortaleza, 2005. LEE, JD Química Inorgânica: não tão Concisa. Ed. Edgard Blucher Edito, 1ª.ed, 2003. SOLOMONS, ,T.w. Graham. Química Orgânica, 10ª edição, LTC, 2012

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