Química do Petróleo: Conceitos e Cálculo de Nota

INFORMAÇÕES GERAIS
Disciplina: Química do Petróleo
Carga horária da disciplina: 48 horas
Professor: Filipe Moreira

EMENTA:
1. Química Geral;
2. Compostos de carbonos e ligações químicas;
3. Compostos de carbono representativos;
4. Introdução às reações orgânicas: ácidos e bases;
5. Alcanos, Cicloalcanos: conformações das moléculas;
6. Estereoquímica descritiva: moléculas quirais.
7. Alquenos e alquinos:
I. Propriedades e síntese.
II. Reações de adição;
8. Reações de radicais;
9. Haletos de alquila;
10. Álcoois, éteres e epóxidos;
11. Compostos organometálicos;
12. Compostos aromáticos;
13. Reações dos Compostos aromáticos;
14. Fenóis;
15. Aldeídos e Cetonas;
16. Ácidos carboxílicos e seus derivados;
17. Noções de Destilação, Extração.

COMPOSIÇÃO DA NOTA FINAL
5 Exercícios (Individuais) aplicados em sala de Aula, com peso 0,3.
1 Prova (Individual) aplicada no final da disciplina, com peso 0,7.
Cálculo para a Nota Final:
1º Exercício (Valor: 10 pontos)x0,3 = Nota 1
Prova (Valor: 10 pontos)x0,7 = Nota 6
Nota Exercícios = (Nota 1 + Nota 2 + Nota 3 + Nota 4 + Nota 5 +Nota 6)

CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
1º Exercício
1. Química Geral.
2º Exercício
2. Compostos de carbono e ligações químicas;
3. Compostos de carbono representativos;
I. Alcanos, Alcenos e Alcinos: conformações das moléculas;
II. Cicloalcanos, Cicloalcenos e Cicloalcinos;
4. Introdução às reações orgânicas: ácidos e bases
I. Propriedades e síntese.
II. Reações de adição.
3º Exercício
5. Estereoquímica descritiva: moléculas quirais;
6. Reações de radicais;
7. Haletos de alquila;
8. Álcoois, éteres e epóxidos;
9. Compostos organometálicos;

CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
4º Exercício
10. Compostos aromáticos.
11. Reações dos Compostos aromáticos;
12. Fenóis.
5º Exercício
13. Aldeídos e Cetonas;
14. Ácidos carboxílicos e seus derivados;
15. Noções de Destilação, Extração.
PROVA
RECUPERAÇÃO

1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
INTRODUÇÃO À QUIMICA
Idade da
Pedra
(6000 a.C.)
Idade do Bronze
e do Ferro
(3300 a.C)
Leucipo de Mileto & Demócrito
(400 a.C.)
John Dalton
(1766 – 1844)
> > >
Niels Bohr
(1885-1962)
Rutherford
(1871 -1937 )
Joseph John Thomson
(1856 - 1940)
< < <
V
V
Werner Heisenberg
(1901-1976)

1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE DALTON
John Dalton
(1766 – 1844)
Os principais postulados da teoria de Dalton são:
1. “Toda matéria é composta por minúsculas partículas chamadas átomos”. Ou
seja, átomos são partículas muito pequenas, maciças e indivisíveis.
2. “Os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa e
apresentam as mesmas propriedades químicas”
3. “Átomos de elementos diferentes apresentam massa e propriedades
diferentes”. Ou seja, diferentes elementos são constituídos por diferentes tipos de
átomos.

1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE DALTON
John Dalton
(1766 – 1844)
4. “Átomos são permanentes e indivisíveis e não podem ser criados, nem
destruídos”.
5. “As reações químicas comuns não passam de uma reorganização dos
átomos”. Ou seja, átomos são indestrutíveis e as reações químicas não passam de
reorganizações desses átomos.
6. “Os compostos são formados pela combinação de átomos de elementos
diferentes em proporções fixas”. Ou seja, em uma combinação química, os átomos
unem-se entre si em proporções variáveis, mas conservam suas respectivas massas.

1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE DALTON
John Dalton
(1766 – 1844)

1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE THOMSON
Joseph John Thomson
(1856 - 1940)
Em 1897, J.J. Thomson, baseando-se em alguns experimentos, propôs um novo
modelo atômico.Segundo Thomson, o átomo seria um aglomerado composto de uma
parte de partículas positivas pesadas (prótons) e de partículas negativas (elétrons),
mais leves.
Este modelo ficou conhecido como “pudim de passas".

1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE RUTHERFORD
Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória das
partículas alfa (positivas) emitidas pelo elemento radioativo polônio, bombardeou uma
lâmina fina de ouro. Ele observou que a maioria das partículas (alfa) atravessavam a
lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória; porém, algumas destas partículas
sofriam desvio em sua trajetória; outras, em número muito pequeno, batiam na lâmina
e voltavam.
Rutherford concluiu que a lâmina de ouro não era constituída de átomos
maciços e propôs que um átomo seria constituído de um núcleo muito pequeno
carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por uma região
comparativamente grande onde estariam os elétrons em movimentos orbitais. Essa
região foi chamada de eletrosfera. Segundo o modelo de Rutherford, o tamanho do
átomo seria de 10 000 e 100 000 vezes maior que seu núcleo.
Rutherford
(1871 -1937 )

1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE RUTHERFORD
Conclui então que o átomo não é maciço nem indivisível e que seria formado
por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada
praticamente toda a sua massa. E ao redor do núcleo ficariam os elétrons,
neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi
comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os
elétrons.
Rutherford
(1871 -1937 )

1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE BOHR
MODELO DE RUTHERFORD-BOHR
Este modelo atômico complementa o de Rutherford e constitui o modelo
atualmente aceito. Nele são propostas maneiras dos elétrons se movimentarem em
torno do núcleo e a energia associada a esse movimento.
Bohr, baseando-se nos estudos feitos em relação ao espectro do átomo de
hidrogênio e na teoria proposta em 1900 por Planck (Teoria Quântica), segundo a qual
a energia não é emitida em forma contínua, mas em ”blocos”, denominados quanta de
energia.
Baseado nestas ideias, Bohr propôs os seguintes postulados:
1. Os elétrons, nos átomos, descrevem sempre órbitas circulares ao redor do
núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.
2. Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia (estados
estacionários).
3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma determinada
quantidade de energia.
Niels Bohr
(1885-1962)

1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE BOHR
MODELO DE RUTHERFORD-BOHR
Niels Bohr
(1885-1962)
4. Os elétrons podem saltar de um nível para outro mais externo, desde
que absorvam uma quantidade bem definida de energia (quantum de energia).

1. QUÍMICA GERAL
MODELOS ATÔMICOS
MODELO DA MECÂNICA QUÂNTICA
PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEISENBERG
O “Princípio da Incerteza” é o termo utilizado para designar o estado de um elétron.
O nome é adequado, uma vez que é impossível saber a posição exata que um elétron
ocupa na eletrosfera de um átomo. Este princípio foi criado por Werner Heisenberg em
1927 e transformou-se num enunciado da mecânica quântica.
A mecânica quântica surgiu da necessidade de explicar melhor a estrutura atômica
(por volta de 1900), já que as teorias existentes tornavam-se um tanto quanto
ultrapassadas. A nova teoria baseava-se em um modelo de átomo mais complexo e
matemático, e declarava que a matéria possuía propriedades associadas com ondas.
De acordo com o antigo modelo atômico proposto por Bohr, seria possível saber a
posição exata de um elétron. O modelo de mecânica quântica trabalha com a
probabilidade de onde se encontra este átomo, e, para isso, usa os orbitais (ou nuvens
de elétrons). Os orbitais são volumes do espaço onde provavelmente haja um elétron,
daí o termo “Princípio da Incerteza de Heisenberg”.
Werner Heisenberg
(1901-1976)

1. QUÍMICA GERAL
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
EXERCÍCIO DE FIXAÇÃO

1. QUÍMICA GERAL
Por meio do modelo atômico de Rutherford, algumas características dos átomos passaram a
relacionar as cargas elétricas com suas partículas constituintes; sendo que os prótons são positivos; os
elétrons, negativos; e os nêutrons não apresentam carga.
Com base nessas informações, foram definidos alguns conceitos diretamente relacionados a essas
partículas, suas cargas e seus números, que servem para identificar os átomos, como o número de
massa (A) e o número atômico (Z).

1. QUÍMICA GERAL
Representado por (Z), é usado para indicar o número de prótons contidos dentro do núcleo, esse
número atômico caracteriza o átomo, ou seja, não é possível a existência de dois átomos diferentes
com o mesmo número atômico.
Por exemplo:
11Na; 17Cl ; 12Mg
ATENÇÃO!
Um átomo neutro apresenta número de prótons igual ao número de elétrons.
11Na 17Cl
NÚMERO ATÔMICO
11 elétrons
11 prótons
17 elétrons
17 prótons

1. QUÍMICA GERAL
NÚMERO DE MASSA
Para descobrir o número de massa (A) de um átomo, é necessário somar o número de prótons e
nêutrons.
A = N(nêutrons) + Z(prótons)
Por exemplo:
16O ; 40Ca; 127I
ATENÇÃO!
Um átomo não apresenta, necessariamente, número de prótons igual ao número de nêutrons.
8 prótons
8 nêutrons
53 prótons
74 nêutrons
16O 127I

1. QUÍMICA GERAL
A soma dos prótons, elétrons e nêutrons do átomo 2x – 2Q4x , que possui 22
nêutrons, é igual a:
a) 62
b) 58
c) 74
d) 42
e) 92

1. QUÍMICA GERAL
ELEMENTO QUÍMICO
Elemento químico é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico.

1. QUÍMICA GERAL
TABELA PERIÓDICA

1. QUÍMICA GERAL
TABELA PERIÓDICA
F
A
M
Í
L
I
A
S
PERÍODOS

1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICAS
São as ligações existentes entre os átomos para que seja formada a matéria (substância), isto
porque os átomos não existem isolados na natureza.
Os átomos são estruturas instáveis e para se tornarem estáveis eles se ligam um ao outro em busca
de uma maior estabilidade, espontaneamente.

1. QUÍMICA GERAL
Mas como acontece esta estabilidade e porquê?!
Regra do Octeto: completar 8 elétrons na Camada de Valência
Regra do Dueto: completar 2 elétrons na Camada de Valência

1. QUÍMICA GERAL
Diagrama de Linus Pauling ou Diagrama de Pauling, foi criado por um Químico norte americano,
Linus Pauling, inicialmente serve para auxiliar na distribuição dos elétrons pelos subníveis da eletrosfera.

1. QUÍMICA GERAL
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

1. QUÍMICA GERAL
Esquematizar a configuração eletrônica dos seguintes elementos:
8O
11Na
19K
25Mn
32Ge

1. QUÍMICA GERAL
1. Iônica ou Eletrovalente: Metais + Não-metais
2. Covalente ou Molecular: Hidrogênio, Não-metais e Semimetais
3. Metálica: Metal + Metal

1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES IÔNICAS
METAL + NÃO-METAL LIGAÇÃO IÔNICA
METAL + SEMIMETAL LIGAÇÃO IÔNICA
METAL + HIDROGÊNIO LIGAÇÃO IÔNICA

1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES IÔNICAS
e-atração
A B
Tendência Ceder elétrons Receber elétrons
Classificação Metais
Não-metal
Semimetal
Hidrogênio
Interação Cátions eletrostática
Ânions
11Na
p= 11+
n = 12
e = 11 (-)
11Na +
1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s1 1s2 ) 2s2 2p6
p= 11+
n = 12
e = 10 (-)
17Cl
p= 17+
n = 18
e = 17 (-)
17Cl -
1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s2 3p5 1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s2 3p6
p= 17+
n = 18
e = 18 (-)
Obedecendo a REGRA DO OCTETO,
após o estabelecimento da ligação
química, as últimas camadas
passam a “abrigar”
8 elétrons.

1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES IÔNICAS
11Na
p= 11+
n = 12
e = 11 (-)
11Na +
1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s1 1s2 ) 2s2 2p6
p= 11+
n = 12
e = 10 (-)
17Cl
p= 17+
n = 18
e = 17 (-)
17Cl -
1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s2 3p5 1s2 ) 2s2 2p6 ) 3s2 3p6
p= 17+
n = 18
e = 18 (-)
Na+ + Cl- NaCl
cátion ânion

1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES IÔNICAS
METAL
NÃO-METAL

1. QUÍMICA GERAL
Como ficaria a ligação iônica existente entre os átomos de:
a. Potássio e Cloro
b. Cálcio e Cloro
c. Magnésio e Cloro

1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES COVALENTES
NÃO-METAL + NÃO-METAL LIGAÇÃO COVALENTE
NÃO-METAL + HIDROGÊNIO LIGAÇÃO COVALENTE
HIDROGÊNIO + HIDROGÊNIO LIGAÇÃO COVALENTE
Na ligação covalente é ocorre um compartilhamento de elétrons, e não
uma troca definitiva.

1. QUÍMICA GERAL
A B
Tendência Receber elétrons Receber elétrons
Classificação
Não-metal
Semimetal
Hidrogênio
Não-metal
Semimetal
Hidrogênio
Par de elétrons

1. QUÍMICA GERAL

1. QUÍMICA GERAL
Como ficaria a ligação covalente existente entre os átomos de:
a. Bromo e Bromo
b. Carbono e Hidrogênio
c. Carbono e Oxigênio
d. Nitrogênio e Hidrogênio

1. QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES METÁLICAS
METAL + METAL LIGAÇÃO IÔNICA
Na ligação metálica não ocorre nem compartilhamento, nem troca
definitiva de elétrons.
Ocorre a formação de uma “nuvem eletrônica”.

1. QUÍMICA GERAL
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Com a descoberta de milhares de substâncias inorgânicas, os cientistas começaram a observar
que alguns desses compostos podiam ser agrupados em famílias com propriedades semelhantes.
Esses grupos são chamados de FUNÇÕES.
ÁCIDOS
BASES
SAIS
ÓXIDOS

1. QUÍMICA GERAL
ÁCIDOS
Ácidos: São compostos covalentes que reagem com água (sofrem ionização),
formando soluções que apresentam como único cátion o H+).
Exemplos:
H2SO4 2H+ + SO4
-
H3PO4 3H+ + PO4
-
HCl H+ + Cl-
Oxiácidos
Oxiácidos
Hidrácidos

1. QUÍMICA GERAL
BASES
Bases: São compostos capazes de se dissociar na água liberando íons, mesmo em
pequena porcentagem, dos quais o único ânion é a hidroxila, OH-.
Exemplos:
NaOH Na+ + OH-Ca(
OH)2 Ca+ + 2(OH-)
AlOH3 Al3+ + 3(OH-)

1. QUÍMICA GERAL
SAIS
Sais: São compostos capazes de se dissociar na água liberando íons, mesmo em
pequena porcentagem, dos quais pelo menos um cátion é diferente de H+ e pelo menos um
ânion é diferente de OH-.
Exemplos:
NaCl Na+ + Cl-
Ca(NO3)2 Ca2+ + 2(NO3)-
(NH4)3PO4 3(NH4)+ + (PO4) 3-

1. QUÍMICA GERAL
ÓXIDOS
Óxidos: São compostos binários (formados por apenas dois elementos químicos),
dos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
Exemplos:
CO2, SO2, SO3, P2O5, Cl2O6, NO2, N2O4, Na2O, etc.
Principais óxidos:
Óxidos básicos:Óxido de cálcio (CaO) e Óxido de magnésio (MgO).
Óxidos ácidos:Dióxido de carbono (CO2);
Peróxido:Peróxido de Hidrogênio(H2O2).

2. COMPOSTOS DE CARBONOS E LIGAÇÕES QUÍMICAS
CARBONO
Diante do que já foi visto, o que podemos inferir a respeito desta imagem?

CARBONO
A Química Orgânica é o ramo da química que se ocupa exclusivamente do
estudo do carbono e de seus compostos, isto não quer dizer que não existam
compostos carbônicos inorgânicos.
Como identificar se uma molécula que contém o átomo de
Carbono, trata-se de um composto orgânico ou inorgânico?

Quais das moléculas abaixo são orgânicas?
A
B
C
D
E
F

3. COMPOSTOS DE CARBONO REPRESENTATIVOS
HIDROCARBONETOS
Hidrocarbonetos são compostos orgânicos formados exclusivamente por carbono e hidrogênio.
Hidrocarbonetos
Alifáticos/Acíclicos/
Cadeia aberta
Cíclicos/
Cadeia fechada
Alcanos;
Alcenos;
Alcinos.
Cicloalcanos ou Ciclanos;
Cicloalcenos ou Ciclenos;
Cicloalcinos ou Ciclinos;
Aromáticos.

HIDROCARBONETOS
ALCANOS ou PARAFINAS
Alcanos são hidrocarbonetos alifáticos (cadeia aberta), saturados, isto é, apenas
com ligações covalentes simples (C─C) entre seus átomos de carbono.
Fórmula geral:
CnH2n+2
onde n é o número de átomos de carbono na molécula.
Exemplo:
Butano (C4H10)
H3C─CH2─CH2─CH3

HIDROCARBONETOS
ALCENOS ou OLEFINAS
Alcenos são os hidrocarbonetos alifáticos insaturados, isto é, que apresentam uma
ligação covalente dupla (C═C) entre seus átomos de carbono.
Fórmula geral:
CnH2n
Exemplo:
1-buteno (C4H8)
H2C═CH─CH2─CH3

HIDROCARBONETOS
ALCINOS ou ACETILENOS
Alcinos são os hidrocarbonetos alifáticos insaturados, isto é, que apresentam uma
ligação covalente tripla entre átomos de carbono sem que a sequência de carbonos forme
um ciclo.
Fórmula geral:
CnH2n-2
Exemplo:
Propino (C3H4)

HIDROCARBONETOS
CICLOALCANOS ou NAFTÊNICOS
Cicloalcanos, também denominados ciclanos, cicloparafinas ou, ainda,
hidrocarbonetos naftênicos, são hidrocarbonetos cíclicos, isto é, de cadeia fechada, que
possuem apenas ligações simples entre seus carbonos. Sua nomenclatura é similar à dos
alcanos, porém, com a adição da palavra “ciclo” no início.
Exemplos:
Ciclopropano Ciclobutano Ciclopentano Cicloexano

HIDROCARBONETOS
CICLOALCENOS
Cicloalcenos, também denominados ciclenos, são hidrocarbonetos cíclicos, isto é, de
cadeia fechada, que possuem ligações duplas entre seus carbonos. Sua nomenclatura é
similar à dos alcenos, porém, com a adição da palavra “ciclo” no início.
Exemplos:

HIDROCARBONETOS
CICLOALCINOS
Cicloalcinos, também denominados ciclinos, são hidrocarbonetos cíclicos, isto é, de
cadeia fechada, que possuem apenas uma ligação tripla entre seus carbonos. Sua
nomenclatura é similar à dos alcinos, porém, com a adição da palavra “ciclo” no início.
Exemplos:

4. INTRODUÇÃO ÀS REAÇÕES ORGÂNICAS: ÁCIDOS E BASES
REAÇÕES ORGÂNICAS
ÁCIDOS E BASES
Go prepare!

5. ESTEREOQUÍMICA DESCRITIVA
ESTEREOQUÍMICA DESCRITIVA
MOLÉCULAS QUIRAIS

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