MUDANÇA DE FASES E GRÁFICOS
No nosso dia a dia observamos que o gelo se derrete sob a ação do calor transformando-se em água. A água ferve sob calor mais intenso transformando-se em vapor de água. A água, neste caso, apresenta três estados: sólido, líquido e gasoso. São também chamado de estados físicos ou estado de agregação da matéria. Quando se transformam de um estado para o outro chamamos de Mudança de Estados Físicos. Cada transformação recebe um nome.
Fusão – mudança do estado sólido para o líquido.
Vaporização – mudança do estado líquido para o gasoso.
Liquefação ou Condensação – mudança do estado gasoso para o líquido.
Solidificação – mudança do estado líquido para o sólido.
Sublimação – mudança do estado sólido para o gasoso e vice-versa.
A fusão obedece a algumas leis:
- uma determinada substância funde-se sempre na mesma temperatura, em determinada pressão. Essa temperatura é o ponto de fusão (PF)
A água se funde a 0ºC e o ferro a 1500°C.
- durante a fusão, a temperatura permanece constante, ou seja, não é alterada.
- durante a fusão, as substâncias aumentam de volume, exceto a água, ferro e a prata.
A temperatura em que uma substância começa a se solidificar é a mesma que ela começa a se fundir. O ponto de solidificação é o mesmo que o ponto de fusão.
A mudança da fase líquida para gasosa é dada de três maneiras. A evaporação é um processo mais lento que ocorre sem temperatura e pressão determinada. A ebulição é um processo rápido e depende de cada substância que possui a sua temperatura e pressão já determinada. É caracterizada pelo aparecimento de grande quantidade de bolhas.
A ebulição obedece à algumas leis:
- as substância entram em ebulição sempre na mesma temperatura.
- durante a ebulição, a temperatura segue inalterada.
Usamos o termo liquefação para indicar o aumento de pressão, transformando o sólido em gás.
A sublimação é um processo desencadeado a partir de uma temperatura e pressão determinadas e não passa pela fase líquida.
Gráfico das Mudanças de Estados Físicos:
ALOTROPIA
Alotropia é a propriedade que alguns elementos químicos têm de formar uma ou mais substâncias simples diferentes.
São alótropos: carbono, oxigênio, fósforo e enxofre.
O carbono possui dois alótropos: o diamante e o grafite.
Essas duas substâncias parecem não ter nada em comum. O grafite é um sólido macio e cinzento, com fraco brilho metálico, conduz bem a eletricidade e calor e tem densidade 2,25g/mL. O diamante é sólido duro (o mais duro de todos), tem brilho adamantino, não conduz eletricidade nem calor e tem densidade 3,51g/mL. Mas as duas têm em comum a mesma composição química expressa pela fórmula Cn, sendo n um número muito grande e indeterminado.
A principal diferença está no arranjo cristalino dos átomos de carbono. No grafite formam-se hexágonos. Cada átomo de carbono é ligado a apenas três outros átomos de carbono, em lâminas planas, fracamente atraídas umas pelas outras. No diamante, cada átomo de carbono está ligado a quatro outros átomos também de carbono.
 
 
O oxigênio tem dois alótropos, formando duas substâncias simples: o gás oxigênio (O2) e o gás ozônio (O3).
O gás oxigênio é incolor e inodoro. Faz parte da atmosfera e é indispensável à vida dos seres aeróbicos. As plantas o devolvem para a atmosfera ao realizar a fotossíntese.
O gás ozônio é um gás azulado de cheiro forte e desagradável. Como agente bactericida, ele é usado na purificação da água nos chamados ozonizadores. O ozônio está presente na estratosfera, a mais ou menos 20Km a 30Km da superfície da terrestre. Ele forma uma camada que absorve parte dos raios ultravioletas (UV) do Sol, impedindo que eles se tornem prejudiciais aos organismos vivos.
 
GÁS OXIGÊNIO GÁS OZÔNIO
O fósforo tem duas formas alotrópicas principais: o fósforo branco e o fósforo vermelho.
O fósforo branco (P4) é um sólido branco com aspecto igual ao da cera. É muito reativo, tem densidade igual a 1,82g/mL e se funde a uma temperatura de 44°C e ferve a 280°C. Se aquecermos a 300°C na ausência de ar ele se transforma em fósforo vermelho, que é mais estável (menos reativo).
O fósforo vermelho é um pó vermelho-escuro, amorfo (que não tem estrutura cristalina). Tem densidade igual a 2,38g/mL, ponto de fusão 590°C. Cada grão de pó desta substância é formado por milhões de moléculas P4, unidas umas às outras originando uma molécula gigante ( P∞).
O enxofre possui dois alótropos principais: o enxofre ortorrômbico ou simplesmente rômbico e o enxofre monocíclico. As duas formas são formadas por moléculas em forma de anel com oito átomos de enxofre (S8). A diferença está no arranjo molecular no espaço. Produzem cristais diferentes.
Os cristais rômbicos têm densidade 2,08g/mL e seu ponto de fusão é 112,8°C. Os monocíclicos têm densidade igual a 1,96g/mL e o ponto de fusão é 119,2°C.
Ambos alótropos do enxofre fervem a uma temperatura de 445°C. É um pó amarelo, inodoro, insolúvel em água e muito solúvel em sulfeto de carbono (CS2).
Mistura– são duas ou mais substâncias agrupadas, onde a composição é variável e suas propriedades também.
Exemplo de misturas: sangue, leite, ar, madeira, granito, água com açúcar.
Algumas misturas são tão importantes que têm nome próprio. São exemplos:
- gasolina – mistura de hidrocarbonetos, que são substâncias formadas por hidrogênio e carbono.
- ar atmosférico – mistura de 78% de nitrogênio, 21% de oxigênio, 1% de argônio e mais outros gases, como o gás carbônico.
- álcool hidratado – mistura de 96% de álcool etílico mais 4% de água.
Sistema – é uma parte do universo que se deseja observar, analisar. Por exemplo: um tubo de ensaio com água, um pedaço de ferro, uma mistura de água e gasolina, etc.
Fases – é o aspecto visual uniforme.
As misturas podem conter uma ou mais fases.
Mistura Homogênea – é formada por apenas uma fase. Não se consegue diferencias a substância.
Exemplos:
- água + sal
- água + álcool etílico
- água + acetona
- água + açúcar
Água + sais minerais
Mistura Heterogênea – é formada por duas ou mais fases. As substâncias podem ser diferenciadas a olho nu ou pelo microscópio.
Exemplos:
- água + óleo
- granito
- água + enxofre
- água + areia + óleo
água + óleo
Os sistemas monofásicos são as misturas homogêneas.
Os sistemas polifásicos são as misturas heterogêneas.
Os sistemas homogêneos, quando formados por duas ou mais substâncias miscíveis (que se misturam) umas nas outras chamamos de soluções.
São exemplos de soluções: água salgada, vinagre, álcool hidratado.
Os sistemas heterogêneos podem ser formados por uma única substância, porém em várias fases de agregação (estados físicos).
Exemplo: água
- líquida
- sólida (gelo)
- vapor
SEPARAÇÃO DE MISTURAS
Os componentes das misturas podem ser separados. Há algumas técnicas para realizar a separação de misturas. O tipo de separação depende do tipo de mistura.
Alguns dos métodos de separação de mistura são: catação, levigação, dissolução ou flotação, peneiração, separação magnética, dissolução fracionada, decantação e sedimentação, centrifugação, filtração, evaporação, destilação simples e fracionada e fusão fracionada.
Separação de Sólidos
Para separar sólidos podemos utilizar o método da catação, levigação, flotação ou dissolução, peneiração, separação magnética, ventilação e dissolução fracionada.
- CATAÇÃO – consiste basicamente em recolher com as mãos ou uma pinça um dos componentes da mistura.
Exemplo: separar feijão das impurezas antes de cozinhá-los.
- LEVIGAÇÃO – separa substâncias mais densas das menos densas usando água corrente.
Exemplo: processo usado por garimpeiros para separar ouro (mais denso) da areia (menos densa).
- DISSOLUÇÃO OU FLOCULAÇÃO – consiste em dissolver a mistura em solvente com densidade intermediária entre as densidades dos componentes das misturas.
Exemplo: serragem + areia
Adiciona-se água na mistura. A areia fica no fundo e a serragem flutua na água.
- PENEIRAÇÃO – separa sólidos maiores de sólidos menores ou ainda sólidos em suspensão em líquidos.
Exemplo: os pedreiros usam esta técnica para separar a areia mais fina de pedrinhas; para separar a polpa de uma fruta das suas sementes, como o maracujá.
Este processo também é chamado de tamização.
- SEPARAÇÃO MAGNÉTICA – usado quando um dos componentes da mistura é um material magnético. Com um ímã ou eletroímã, o material é retirado.
Exemplo: limalha de ferro + enxofre; areia + ferro
- VENTILAÇÃO – usado para separar dois componentes sólidos com densidades diferentes. É aplicado um jato de ar sobre a mistura.
Exemplo: separar o amendoim torrado da sua casca já solta; arroz + palha.
- DISSOLUÇÃO FRACIONADA - consiste em separar dois componentes sólidos utilizando um líquido que dissolva apenas um deles.
Exemplo: sal + areia
Dissolve-se o sal em água. A areia não se dissolve na água. Pode-se filtrar a mistura separando a areia, que fica retida no filtro da água salgada. Pode-se evaporar a água, separando a água do sal.
Separação de Sólidos e Líquidos
Para separar misturas de sólidos e líquidos podemos utilizar o método da decantação e sedimentação, centrifugação, filtração e evaporação.
- SEDIMENTAÇÃO – consiste em deixar a mistura em repouso até o sólido se depositar no fundo do recipiente.
Exemplo: água + areia
- DECANTAÇÃO – é a remoção da parte líquida, virando cuidadosamente o recipiente. Pode-se utilizar um funil de decantação para remover um dos componentes da mistura.
Exemplo: água + óleo; água + areia
- CENTRIFUGAÇÃO – é o processo de aceleração da sedimentação. Utiliza-se um aparelho chamado centrífugaou centrifugador, que pode ser elétrico ou manual.
Exemplo: Para separar a água com barro.
- FILTRAÇÃO – processo mecânico que serve para separar mistura sólida dispersa com um líquido ou gás. Utiliza-se uma superfície porosa (filtro) para reter o sólido e deixar passar o líquido. O filtro usado é um papel-filtro.
O papel-filtro dobrado é usado quando o produto que mais interessa é o líquido. A filtração é mais lenta.
O papel-filtro pregueado produz uma filtração mais rápida e é utilizada quando a parte que mais interessa é a sólida.
Exemplo: água + areia
- EVAPORAÇÃO – consiste em evaporar o líquido que está misturado com um sólido.
Exemplo: água + sal de cozinha (cloreto de sódio).
Nas salinas, obtém-se o sal de cozinha por este processo. Na realidade, as evaporações resultam em sal grosso, que se for purificado torna-se o sal refinado (sal de cozinha), que é uma mistura de cloreto de sódio e outras substâncias que são adicionadas pela indústria.
Separação de Misturas Homogêneas
Para separar os componentes das substâncias de misturas homogêneas usamos os métodos chamados de fracionamento, que se baseiam na constância da temperatura nas mudanças de estados físicos. São eles: destilação e fusão.
- DESTILAÇÃO – consiste em separar líquidos e sólidos com pontos de ebulição diferentes. Os líquidos devem ser miscíveis entre si.
Exemplo: água + álcool etílico; água + sal de cozinha
O ponto de ebulição da água é 100°C e o ponto de ebulição do álcool etílico é 78°C. Se aquecermos esta mistura, o álcool ferve primeiro. No condensador, o vapor do álcool é resfriado e transformado em álcool líquido, passando para outro recipiente, que pode ser um frasco coletor, um erlenmeyer ou um copo de béquer. E a água permanece no recipiente anterior, separando-se assim do álcool.
Para essa técnica, usa-se o aparelho chamado destilador, que é um conjunto de vidrarias do laboratório químico. Utiliza-se: termômetro, balão de destilação, haste metálica ou suporte, bico de Bunsen, condensador, mangueiras, agarradores e frasco coletor.
Este método é a chamada Destilação Simples.
Nas indústrias, principalmente de petróleo, usa-se a destilação fracionada para separar misturas de dois ou mais líquidos. As torres de separação de petróleo fazem a sua divisão produzindo gasolina, óleo diesel, gás natural, querosene, piche.
As substâncias devem conter pontos de ebulição diferentes, mas com valores próximos uns aos outros.
Fonte: http://www.infoescola.com/Modules/Articles/Images/destilacao-simples.gif
- FUSÃO FRACIONADA – separa componentes de misturas homogêneas de vários sólidos. Derrete-se a substância sólida até o seu ponto de fusão, separando-se das demais substâncias.
Exemplo: mistura sólida entre estanho e chumbo.
O estanho funde-se a 231°C e o chumbo, a 327°C. Então, funde-se primeiramente o estanho.
MODELOS ATÔMICOS
Durante muito tempo, a constituição da matéria gerava curiosidade no homem. Desde a Antiguidade, filósofos tentavam descobrir como a matéria é formada.
Dois filósofos gregos, Demócrito e Leucipo, sugeriram que toda a matéria era formada por pequenos corpos indivisíveis. Chamaram estes corpos de átomo, que em grego a significa não e tomos significa divisível.
Demócrito, pai da atomística
Então, átomo era a última partícula que podia dividida.
Nos anos 500 e 1500 da era cristã, surgiram entre os árabes e europeus, os alquimistas. Seus trabalhos eram obter o elixir da longa vida, para que o ser humano se tornasse imortal. Era a pedra filosofal, capaz de tornar qualquer metal em ouro.
No século XVI, surge a Iatroquímica, que Ra uma doutrina médica que atribuía a causa química para tudo o que eu se passava no organismo.
Mais tarde, no século XVIII, nasce a idéia de química com os cientistas que estudaram as Leis Ponderais, Lavoisier e Proust.
O que é Modelo Atômico?
Os modelos atômicos são teoria baseadas na experimentação feita por cientistas para explicar como é o átomo.
Os modelos não existem na natureza. São apenas explicações para mostrar o porquê de um fenômeno. Muitos cientistas desenvolveram suas teorias. Com o passar dos tempos, os modelos foram evoluindo até chegar ao modelo atual.
MODELO DE DALTON
O átomo de John Dalton era uma bolinha maciça e indivisível.
Para ele, a matéria era formada por partículas que não podiam ser divididas chamadas de átomos. Seu trabalho era baseado nas Leis Ponderais de Proust e Lavoisier.
Dalton utilizava círculos de mesmo diâmetro com inscrições para representar os átomos dos diferentes elementos químicos. Assim, ele estabeleceu os postulados a seguir:
I) Todas as substâncias são constituídas de minúsculas partículas, denominadas átomos, que não podem ser criados e nem destruídos. Nas substâncias, eles se encontram unidos por forças de atração mútua.
II) Cada substância é constituída de um único tipo de átomo. Substância simples ou elementos são formados de “átomos simples”, que são indivisíveis. Substâncias compostas são formadas por “átomos compostos”, capazes de se decompor, durante as reações químicas em “átomos simples”.
III) Todos os átomos de uma mesma substância são idênticos na forma, no tamanho, na massa e nas demais propriedades; átomos de substâncias diferentes possuem forma, tamanho, massa propriedades diferentes. A massa de um ”átomo composto” é igual à soma das massas de todos os “átomos simples” componentes.
IV) Os “átomos compostos” são formados por um pequeno número de “átomos simples”.
MODELO DE THOMPSON
Em 1903, o físico Joseph John Thomson propôs um novo modelo atômico, baseado nas experiências dos raios catódicos, o qual chamou de elétrons.
Para Thomson, o átomo era uma esfera de carga elétrica positiva “recheada” de elétrons de carga negativa. Esse modelo ficou conhecido como “pudim de passas”. Este modelo derruba a idéia de que o átomo é indivisível e introduz a natureza elétrica da matéria.
Fonte www.portaltosabendo.com.br
O modelo de Thomson explica alguns fenômenos como a corrente elétrica, eletrização por atrito, formação de íons e as descargas elétricas em gases.
MODELO DE RUTHERFORD
Em 1911, o neozelandês Ernest Rutherford realizou uma importante experiência.
Ele pegou um pedaço do metal polônio (Po) que emite partículas alfa (α) e colocou em uma caixa de chumbo com um pequeno orifício. As partículas alfa atravessavam outras placas de chumbo através de orifícios no seu centro. Depois atravessavam um lâmina muito fina (10-4mm) de ouro (Au).
Rutherford adaptou um anteparo móvel com sulfeto de zinco (fluorescente) para registrar o caminho percorrido pelas partículas.
O físico observou que a maioria das partículas alfa atravessava a lâmina de ouro e apenas algumas desviavam até mesmo retrocediam.
A partir destes resultados, concluiu que o átomo não era uma esfera positiva com elétrons mergulhados nesta esfera. Concluiu que:
- o átomo é um enorme vazio;
- o átomo tem um núcleo muito pequeno;
- o átomo tem núcleo positivo (+), já que partículas alfa desviavam algumas vezes;
- os elétrons estão ao redor do núcleo (na eletrosfera) para equilibrar as cargas positivas.
O modelo atômico de Rutherford sugeriu então, um átomo com órbitas circulares dos elétrons em volta do núcleo. Comparou o átomo com o Sistema Solar, onde os elétrons seriam os planetas e o núcleo seria o Sol.
Hoje, sabe-se que o átomo é 10.000 a 100.000 vezes maior que seu núcleo. Numa escala macroscópica, pode-se comparar um átomo com um estádio de futebol. Se o átomo fosse o estádio do Maracanã, o seu núcleo seria uma formiga no centro do campo. Então o átomo é enorme em relação ao seu núcleo.
Porém, o átomo de Rutherford tem algumas falhas. Se o núcleo atômico é formado por partículas positivas, por que essas partículas não se repelem e o núcleo não desmorona? Se as partículas são de cargas opostas, por que elas não se atraem? Os elétrons iriam perder energia gradualmente percorrendo uma espiral em direção ao núcleo, e à medida que isso acontecesse, emitiriam energia na forma de luz. Mas como os elétrons ficam em movimento ao redor do núcleo sem que os átomos entrem em colapso?
Estas questões foram respondidas em 1932 por James Chadwick. Ele observou que o núcleo do berílio (Be) radioativo emitia partículas sem carga elétrica e com massa igual à dos prótons (+). Chamou esta partícula de nêutrons. Surgia então, a terceira partícula subatômica.
Agora sabemos que no núcleo do átomo há prótons e nêutrons e na eletrosfera há elétrons.
Então estabeleceu-se esta relação:
PARTÍCULA
|
MASSA
|
CARGA ELÉTRICA
|
p
|
1
|
+1
|
n
|
1
|
0
|
é
|
1/1836
|
-1
|
Na tabela acima, pode-se verificar que o elétron é 1.836 vezes menor que a massa de um próton.
MODELO DE BOHR
O modelo do físico dinamarquês Niels Bohr tentava dar continuidade ao trabalho feito por Rutherford. Para explicar os erros do modelo anterior, Bohr sugeriu que o átomo possui energia quantizada. Cada elétron só pode ter determinada quantidade de energia, por isso ele é quantizada.
O modelo de Bohr representa os níveis de energia. Cada elétron possui a sua energia. É comparado às orbitas dos planetas do Sistema Solar, onde cada elétron possui a sua própria órbita e com quantidades de energia já determinadas.
As leis da física clássica não se enquadram neste modelo. Quando um elétron salta de um nível menor para um nível mais elevado, ele absorve energia e quando ele retorna para um nível menor, o elétron emite uma radiação em forma de luz.
Bohr organizou os elétrons em camadas ou níveis de energia.
Cada camada possui um nome e deve ter um número máximo de elétron.
Existem sete camadas ou níveis de energia ao redor do núcleo: K, L, M, N, O, P, Q.
Observe a tabela que mostra o nome das camadas, o seu número quântico e o número máximo de elétrons em cada uma destas camadas:
|
N° QUÂNTICO
|
N ° MÁXIMO DE é
|
K
|
1
|
2
|
L
|
2
|
8
|
M
|
3
|
18
|
N
|
4
|
32
|
O
|
5
|
32
|
P
|
6
|
18
|
Q
|
7
|
2
|
MODELO DE SCHRODINGER
Erwin Schrodinger foi um importante físico austríaco que desenvolveu uma importante equação para o campo da Teoria Quântica, a Equação de Schrodinger.
O físico tentou descrever o movimento de onda, já que Louis De Broglie havia afirmado que a matéria se comportava como onda e como partícula (comportamento dualístico). Chegou então à famosa equação que tomou seu nome, vindo a ser a fórmula básica da mecânica ondulatória, e valendo-lhe a obtenção do prêmio Nobel, juntamente com o físico inglês Paul Dirac, em 1933.
MODELO DE BROGLIE
O cientista francês Louis de Broglie estudou a natureza das ondas dos elétrons.
Pare ele, a matéria é formada ora por corpúsculos, as partículas ora como onda. Esta é a teoria da dualidade. Suas teorias foram baseadas nos estudos de Albert Einstein e também de Max Planck.
Ele introduz o conceito da mecânica ondulatória.
Neste momento o elétron é visto como uma partícula-onda.
PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEISENBERG
Segundo Werner Heisenberg, para encontrar a posição correta de um elétron, é necessário que ele interaja com algum instrumento de medida, como por exemplo, uma radiação. A radiação deve ter um comprimento de onda na ordem da incerteza com que se quer determinar esta posição.
Quanto menor for o comprimento de onda, maior é a precisão do local onde está o elétron.
Quando se consegue descobrir o local provável onde está o elétron, este elétron já não estará neste local.
Modelo Atual
Segundo Heisenberg, é difícil se prever a posição correta de um elétron na sua eletrosfera. Schrodinger em 1926 calculou a região mais provável onde o elétron possa estar. Para essa região deu o nome de orbital.
Orbital – região do espaço que está ao redor do núcleo, onde há máxima probabilidade de se encontrar um elétron.
É importante ressaltar que não se pode ver um átomo isolado exatamente como foi descrito nos modelos atômicos. Algumas técnicas utilizadas por supercomputadores mostram manchas coloridas, mostrando a localização dos átomos de um determinado material. Essas imagens são obtidas por um microscópio de tunelamento que pode aumentar até 28 milhões de vezes.
De acordo com o modelo de Rutherford-Bohr, o átomo apresenta níveis de energia ou camadas energéticas, onde cada nível possui um número máximo de elétrons. O número do nível representa o número quântico principal (n).
Cada nível está dividido em subníveis de energia s, p, d, f.
Representam o número quântico secundário ou azimutal (l).
SUBNÍVEL
|
s
|
p
|
d
|
f
|
NÚMERO QUÂNTICO
|
0
|
1
|
2
|
3
|
NÚMERO MÁX DE é
|
2
|
6
|
10
|
14
|
O subnível indica a forma da região no espaço onde está o elétron.
As siglas s, p, d, f vem das palavras em inglês sharp, principal, diffuse e fine, respectivamente.
Número máximo de elétrons em cada subnível:
K = 1 ; 1s²
L = 2 ; 2s² 2p6
M = 3 ; 3s² 3p6 3d10
N = 4 ; 4s² 4p6 4d10 4f14
O = 5 ; 5s² 5p6 5d10 5f14
P = 6 ; 6s² 6 p6 6d10
Q = 7 ; 7s²
O diagrama acima mostra a notação utilizada para indicar o número de elétrons em um nível e em um subnível.
Exemplos:
1s² - 2 é no subnível s do nível 1 (K)
2p3 - 3 é no subnível p do nível 2 (L)
5d6 – 6 é no subnível d do nível 5 (O)
Os orbitais são identificados pelo número quântico magnético (m). Indica a orientação desse orbital no espaço. Para cada valor de “l” (subnível), m assume valores inteiros que variam de – l ..., O,... +l
Assim:
s – 1
p – 3
d – 5
f – 7
Cada orbital é representado simbolicamente por um quadradinho. Então eles podem ser assim:
Em cada orbital pode conter no máximo dois elétrons.
Mas se os elétrons são cargas negativas, porque eles não se repelem e se afastam?
Se os elétrons giram no mesmo sentido ou em sentido contrário, eles criam campo magnético que os repelem ou os atraem. Essa rotação é chamada de SPIN, palavra em inglês derivada do verbo to spin, que significa girar.
FUNÇÃO DA QUÍMICA INORGÃNICA
Algumas substâncias químicas com propriedades semelhantes foram agrupadas em funções químicas.
Função Química – conjunto de compostos com propriedades químicas semelhantes.
As substâncias inorgânicas se dividem em quatro grandes grupos que são conhecidos como as funções da química inorgânica. São elas: ácidos, bases, óxidos e sais. Há também as funções orgânicas que são os hidrocarbonetos, alcoóis, cetonas, aldeídos, éteres, ésteres, ácidos carboxílicos, aminas e amidas.
ÁCIDOS
Ácido é toda substância que em água produz o cátion H+.
Quando um ácido entra em contato com a água, ele se ioniza e libera H+.
Exemplos:
HCl + H2O → H+ + Cl-
HF + H2O → H+ + F-
H2SO4 → H+ + SO2-
Identifica-se um ácido com a presença de um H+ no lado esquerdo da fórmula.
As principais características dos ácidos são:
- sabor azedo (em geral tóxicos e corrosivos);
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);
- mudam a cor de certas substâncias (indicadores ácido-base, que são substâncias orgânicas);
- reagem com base formando sal e água.
Utilidade
- Ácido sulfúrico (H2SO4) – produto químico mais utilizado na indústria, por isso o consumo de ácido sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país. É corrosivo e muito solúvel em água. É usado em baterias de automóveis, na produção de fertilizantes, compostos orgânicos, na limpeza de metais e ligas metálicas (aço).
- Ácido clorídrico (HCl) – é um dos componentes do suco gástrico do nosso estômago. O HCl puro é um gás muito corrosivo e tóxico. O HCl em solução aquosa é sufocante e corrosivo. É usado na limpeza de pisos e paredes de pedra ou azulejo. O ácido muriático é o ácido clorídrico impuro.
- Ácido fluorídrico (HF) – é utilizado para a produção de alumínio, corrosão de vidros (em automóveis), decoração em objetos de vidro. É altamente corrosivo para a pele.
- Ácido nítrico (HNO3) – ácido tóxico e corrosivo. Utilizado na produção de fertilizantes e de compostos orgânicos.
Classificação
A) PRESENÇA DE OXIGÊNIO
- ácidos sem oxigênio – hidrácidos
Exemplos: HCl, HBr
- ácidos com oxigênios – oxiácidos
Exemplos: H2SO4, HNO3
B) NÚMERO DE H+ IONIZÁVEIS
- monoácido – produz 1 H+
Exemplos: HCl, HNO3
- diácido – produz 2 H+
Exemplos: H2SO4,H2CO3
- triácido – produz 3 H+
Exemplos: H3PO4, H3BO3
- tetrácidos – 4H+
Exemplos: H4SiO4
Os poliácidos são ácidos com dois ou mais H+ ionizáveis.
C) FORÇA ÁCIDA (GRAU DE IONIZAÇÃO):
- Hidrácidos:
Fortes: HCl, HBr
Moderado: HF
Fraco: os demais hidrácidos
- Oxiácidos:
Sendo a fórmula genérica: HaEOb, onde:
H = hidrogênio
E = elemento químico
O = oxigênio
a = número de H
b = número de O
Se b-a:
3 ou 2 = ácido forte
1 = ácido moderado
0 = ácido fraco
Exemplos:
HNO3 → 3-1=2 → ácido forte
H3PO4 → 4-3=1 → ácido moderado
H3BO3 → 3-3=0 → ácido fraco
Nomenclatura
A) HIDRÁCIDOS
Ácido + nome do elemento + ídrico
Exemplos:
HCl – ácido clorídrico
H2S – ácido sulfídrico
B) OXIÁCIDOS
Ácido + nome do elemento + oso/ico
Exemplos:
H2SO4 – ácido sulfúrico
HNO3 – ácido nítrico
H3PO4 – ácido fosfórico
HClO3 – ácido clórico
H2CO3 – ácido carbônico
Todos os ácidos acima terminam em ICO. Eles servem como referência para dar nome aos demais oxiácidos. Se diminuirmos o número de oxigênio destes ácidos, utilizamos a terminação OSO. Se diminuirmos dois oxigênios, adicionamos HIPO antes do elemento mais a terminação OSO. Se aumentar o número de oxigênio, colocamos o prefixo PER na frente do elemento. Veja os exemplos:
H2SO5 – ácido persulfúrico
H2SO4 – ácido sulfúrico
H2SO3 – ácido sulfuroso
H2SO2 – ácido hiposulfuroso
Então:
Ácido per+elemento+ico
Ácido+elemento+ico
Ácido +elemento+oso
Ácido+hipo+elemento+oso
BASES
Base é toda substância que em água produz o ânion OH- (hidroxila). Quando uma base entra em contato com água, ela se dissocia e libera OH-.
Exemplos:
NaOH + H2O ↔ Na+ + OH-
Mg(OH)2 + H2O ↔ Mg2+ + 2OH-
Al(OH)3 + H2O ↔ Al3+ + 3OH-
Identifica-se uma base pela presença de OH- no lado direito da fórmula.
As principais características das bases são:
- sabor adstringente (sabor igual ao da banana verde que parece que “prende” a língua);
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);
- mudam a cor de certas substâncias, os chamados indicadores ácido-base;
-reagem com ácidos formando sal e água.
Utilidade
- Hidróxido de sódio (NaOH) – conhecida também como soda cáustica. É tóxico e corrosivo. Usado para desentupir pias. É muito usado na indústria química para preparar sabão e outros compostos orgânicos.
- Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2) – usado como antiácido estomacal. É também chamado de leite de magnésia.
- Hidróxido de cálcio – (Ca(OH)2) – chamado de cal hidratada, cal apagada ou cal extinta. Usada na construção civil para preparar argamassa e usado em pinturas. O hidróxido de cálcio em água é chamado de leite de cal ou água de cal.
- Hidróxido de amônio (NH4OH) em solução aquosa é conhecido como amoníaco ou amônia. Usado em limpeza doméstica, saponificações de gorduras e óleos. É tóxico e irritante aos olhos.
Classificação
A) Número de OH- dissociadas:
- Monobase – possui uma OH-
Exemplo: NaOH, NH4OH
- Dibase- possui dois OH-
Exemplos: Mg(OH)2, Fe(OH)2
- Tribase – possui três OH-
Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3
- Tetrabase – possui quatro OH-
Exemplos: Pb(OH)4, Sn(OH)4
B) Força Básica/Grau de Dissociação:
- Base Forte – tem grau de dissociação de quase 100%. São as bases dos metais alcalinos e alcalinos terrosos.
Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2
Exceção: Mg(OH)2 que é uma base fraca.
- Base Fraca – tem grau de dissociação inferior a 5%. São as demais bases, incluindo o Mg(OH)2 e NH4OH.
C) Solubilidade em Água:
- Solúveis: bases dos metais alcalinos e o NH4OH.
Exemplos: KOH, NaOH, LiOH, NH4OH.
- Pouco solúveis: bases dos metais alcalinos terrosos.
Exemplos: Ba(OH)2, Ca(OH)2, Mg(OH)2.
- Insolúveis: demais bases.
Exemplos: Fe(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2
Nomenclatura
A) Elementos com um NOX/ Elementos com NOX fixo:
Hidróxido de + nome do elemento
Exemplos:
NaOH (nox 1+) – hidróxido de sódio
Mg(OH)2 (nox 2+) – hidróxido de magnésio
Ca(OH)2 (nox 2+) – hidróxido de cálcio
B) Elementos com mais de um NOX/ Elementos com NOX variável:
Hidróxido de + nome do elemento + OSO/ICO
Ou ainda:
Hidróxido de + nome do elemento + número do NOX em romano
O NOX maior fica com a terminação ICO e o NOX menor fica com a terminação OSO.
Exemplos:
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II
Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III
ÓXIDOS
Óxido é toda substância formada por oxigênio e mais outro elemento. Formam compostos binários, ou seja, só possuem dois elementos na sua fórmula química.
Exemplos: Na2O, MgO, Al2O3, FeO.
Identificam-se os óxidos como composto binário sendo o oxigênio o elemento mais eletronegativo e do lado direito da fórmula. Portanto, não existe um óxido com flúor.
Utilidade
- Óxido de cálcio (Cao) – sólido branco usado na construção civil para fabricar cimento, tijolo, cerâmicas. Age como fungicida e bactericida. Na agricultura, para corrigir a acidez do solo.. pode ser chamado de cal viva ou cal virgem.
- Dióxido de carbono (CO 2) – é o gás carbônico obtido como subproduto de várias reações industriais. Usado em refrigerantes e quando sólido é conhecido como gelo-seco. Participa da fotossíntese das plantas.
- Óxido de hidrogênio (H2O) – é a água. Óxido mais importante do planeta. Toda a forma de vida na Terra está associada a este óxido.
- Óxido de zinco (ZnO) – é um pó branco (alvaiade) usado em pinturas do rosto de palhaços. Usado também como protetor solar.
- Peróxido de Hidrogênio (H2O2) – chamada de água oxigenada, é um peróxido que se decompõe rapidamente. É usado como bactericida e para branqueamento de cabelos, fibras e papel.
Classificação:
A) Óxidos Básicos: reagem com água para formar bases ou reagem com ácidos formando sal e água.
Exemplos:
Na2O + H2O → 2NaOH
2Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O
São sólidos iônicos. Metais alcalinos e alcalinos terrosos reagem com a água. Estes metais tem NOX 1+, 2+ e 3+.
B) Óxidos Ácidos: reagem com água para formar ácido ou reagem com base formando sal e água.
Exemplos:
SO3 + H2O → H2SO4
SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O
São formados por oxigênio e não-metais ou metais com NOX elevado.
C) Óxidos Anfóteros: comportam-se como óxidos básicos e também como óxidos ácidos. Só reagem com ácido forte ou base forte.
Exemplos:
ZnO + HCl → ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O
São, em geral, sólidos iônicos, insolúveis em água.
Podem ser formados por: Zn, Pb, Sn, As, Sb.
D) Óxidos neutros: não reagem com água, nem com ácido e nem com base.
Exemplos: CO, N2O, NO.
São gases e moleculares, formados por não-metais.
E) Peróxidos: reagem com água ou com ácido diluído formando água oxigenada (H2O2).
Exemplos:
Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2
Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O2
Na2O2 – peróxido de sódio
H2O2 – peróxido de hidrogênio
Nomenclatura
A) Óxidos com NOX fixo:
Em geral, metais alcalinos e alcalinos terrosos.
Óxido de + nome do elemento
Exemplos:
Na2O – óxido de sódio
Cao – óxido de cálcio
B) Óxidos com NOX variável:
Óxido de + nome do elemento + ICO/OSO
ICO – NOX maior
OSO – NOX menor
Exemplos:
Fe2O3– (Fe com nox 3+) – óxido férrico
FeO – (Fe com nox 2+) – óxido ferroso
Pode-se usar também número romano indicando o nox do metal.
Exemplos:
Fe2O3 – óxido de ferro III
FeO – óxido de ferro II
Pode-se usar, ainda a nomenclatura que indica o número de átomo de oxigênios e o número de átomos do elemento. Usa-se esta forma para dar nome aos óxidos ácidos.
Mono Mono
Di + óxido de + Di + nome do elemento
Tri Tri
Exemplos:
CO – monóxido de carbono
CO2 – dióxido de carbono
SO3 – trióxido de enxofre
N2O3 – trióxido de dinitrogênio
SAIS
Sal é toda substância que em água produz um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-.
Os sais são formados a partir da reação de um ácido com uma base, que é a reação de neutralização, formando também água.
Exemplos:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
ácido base sal água
As principais características são:
- conduzem eletricidade quando estão na fase líquida (fundidos) ou em solução aquosa, porque nestes casos há elétrons livres;
- geralmente são sólidos à temperatura e pressão ambiente (25°C e 1atm).
Utilidade
- Cloreto de sódio (NaCl) – é obtido da água do mar e utilizado na alimentação como sal de cozinha e na conservação de carnes. Na indústria, é usado para a produção de soda cáustica e gás cloro.
- Carbonato de sódio (Na2CO3) – também chamado de soda ou barrilha. Usado para a fabricação de vidro, sabão, corantes e no tratamento de água de piscina.
- Carbonato de cálcio (CaCO3) – na natureza, é encontrado na forma de mármore, calcário e calcita. Forma as estalactites e as estalagmites das cavernas. Usado na produção de cimento e de cal virgem (Cao). Reduz a acidez do solo.
mármore estalactite e estalagmite nas cavernas
- Hipoclorito de sódio (NaOCl) – usado como anti-séptico e alvejante (clareamento de roupas).
Nomenclatura
O nome do sal é formado a partir do nome do ácido que o originou:
Assim:
ÁCIDO
|
SAL
|
ÍDRICO
|
ETO
|
ICO
|
ATO
|
OSO
|
ITO
|
Nome do Sal:
Nome do ânion do ácido de origem + eto/ato/ito + de + nome do cátion da base de origem
Exemplo:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
ácido clorídrico hidróxido de sódio cloreto de sódio água
Outros nomes:
CaF2 – fluoreto de cálcio
NaBr – brometo de sódio
Li2(SO4) – sulfato de lítio
KNO2 – nitrito de potássio
Na2CO3 – carbonato de sódio
7.5 Indicadores Ácido-Base e pH
Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que ao entrar em contato com um ácido ficam com uma cor e ao entrar em contato com uma base ficam com outra cor. Assim, para saber se uma substância é ácido ou base, podemos utilizar um indicador orgânico para identificar a função química.
São exemplos de indicadores ácido-base: fenolftaleína, alaranjado de metila, papel tornassol, azul de bromotimol.
Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, como o repolho roxo e a flor hortência e o hibisco.
Veja a coloração que os principais indicadores podem adquirir ao entrar em contato com um ácido ou uma base:
INDICADOR
|
ÁCIDO
|
BASE
|
NEUTRO
|
FENOLFTALEÍNA
|
INCOLOR
|
ROSA
|
INCOLOR
|
TORNASSOL
|
ROSA
|
AZUL
|
-
|
Para os outros indicadores:
- Repolho roxo, em meio aquoso, fica vermelho em contato com ácido, verde em contato com base e vermelho quando neutro.
- Alaranjado de metila fica vermelho em contato com ácido, amarelo-laranja em base e quando neutro;
- O azul de bromotimol fica amarelo em ácido, e azul em base e quando neutro;
- A flor hortência fica azul em meio ácido e rosa em base;
- O hibisco ou mimo-de-vênus, que possui a cor rosa, fica vermelho-alaranjado em contato com ácido e verde em meio básico.
Alguns indicadores ácido-base são tão eficientes que indicam até mesmo o grau de acidez ou alcalinidade (basicidade) das substâncias. Este grau é chamado do pH (produto hidrogeniônico) que mede a quantidade do cátion H+ das soluções.
Existe uma escala de acidez e alcalinidade que vai de zero a quatorze. O maior número indica solução básica (alcalina) e o menor número indica uma solução ácida. Se o valor de pH for sete, ou seja, a metade, então a solução não é nem ácida e nem básica, ela é neutra.
Quanto mais a solução se aproxima de zero, mais ácida ela é. Quanto mais a solução se aproxima do quatorze, mais básica ela é.
Escala de pH
|_______________|_______________|
0 7 14
ácido neutro base
Na prática, o pH pode ser medido com indicadores ácido-base e também através de aparelhos que medem a condutividade elétrica das soluções.
Os indicadores mudam de cor em diferentes valores de pH. Para essa mudança de cor damos o nome de viragem e para o valor do pH damos o nome de ponto de viragem.
Veja alguns exemplos diários de valores de pH:
CARÁTER ALCALINO
|
PRODUTO
|
14
|
Solução de soda cáustica (NaOH)
|
13
|
|
12
|
Água de cal
|
11
|
|
10
|
Creme dental alcalino
|
9
|
|
8
|
Solução aquosa de NaHCO3
|
CARÁTER NEUTRO
|
|
7
|
Água pura
|
CARÁTER ÁCIDO
|
|
6
|
Água da torneira, água da chuva
|
5
|
Refrigerantes
|
4
|
Chuva ácida
|
3
|
Vinagre
|
2
|
Suco de limão
|
1
|
Suco gástrico (HCl)
|
0
|
Solução aquosa de HCl
|
7.6 Teoria Modernas de Ácido e Base:
De uma maneira geral, sabemos que ácido é toda substância que em água produz um cátion H+ e que base é toda a substância que em água produz um ânion OH-. Esta teoria foi utilizada durante muito tempo para explicar o conceito de ácido e de base. É a Teoria de Arrhenius.
Mas surgiram, com o passar dos tempos, novas teoria relacionadas a ácido e base. São as chamadas Teorias Modernas Ácido-Base.
São elas:
- Teoria de Bronsted-Lowry
- Teoria de Lewis
Antes, vamos relembrar a Teoria de Arrhenius:
Teoria de Arrhenius
Para este cientista, os ácidos e as bases são eletrólitos, que em contato com a água liberam íons.
Quando um ácido libera íons em solução aquosa, acontece uma ionização.
Exemplo:
HCl + H2O → H+ + Cl-
Na realidade, libera o íon hidrônio (H3O+) assim:
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
Quando uma base libera íons em solução aquosa, acontece uma dissociação.
Exemplo:
NaOH + H2O → Na+ + OH-
Ácido de Arrhenius – é toda substância que em água produz um cátion H+.
Base de Arrhenius – é toda a substância que em água produz um ânion OH-.
Teoria de Bronsted-Lowry
Esta teoria é baseada nos estudos dos químicos Johannes Nicolaus Bronsted e Thomas Martin Lowry. Juntos eles definiram ácido e base na ausência de água, que não é explicado pela Teoria de Arrhenius.
A teoria é baseada em doar ou receber 1 próton.
Ácido de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que doa 1 próton.
Base de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que recebe 1 próton.
Exemplo:
doa recebe doa recebe
HCl + NH3 ↔ NH4+ + Cl-
ácido base ácido base
Neste caso, o HCl doa 1 próton para a amônia (NH3). Na reação reversa, o NH4+ é quem doa 1 próton para o íon Cl-.
Os ácidos e bases de Bronsted-Lowry formam pares conjugados. Sempre um ácido e uma base. O ácido da primeira reação e a base que formou.
Assim:
HCl e Cl- são pares conjugados.
O HCl é o ácido conjugado da sua base conjugada Cl-.
A NH3 e NH4+ são pares conjugados.
A NH3 é a base conjugada do seu ácido conjugado NH4+.
Teoria de Lewis
O químico norte-americano Gilbert Newton Lewis, desenvolveu uma teoria ácido-base relacionada ao par de elétron.
Ácido de Lewis – é a espécie química que recebe o par de elétrons numa reação química.
Base de Lewis - é a espécie química que doa o par de elétrons numa reação química.
Exemplo:
doa recebe
:NH3 + H+ ↔ NH4+
base ácido
Quadro-resumo das teorias ácido-base:
TEORIA
|
ÁCIDO
|
BASE
|
ARRHENIUS
|
Libera H+ em solução aquosa
|
Libera OH- em solução aquosa
|
BRONSTED-LOWRY
|
Doa 1 próton
|
Recebe 1 próton
|
LEWIS
|
Recebe par de elétrons
|
Doa par de elétrons
|
TABELA PERIÓDICA
A partir do século XIX, cientistas começaram a perceber que os elementos químicos poderiam ser agrupados em colunas, formadas pela reunião de elementos com propriedades semelhantes.
O número de elementos químicos conhecidos pelo homem aumentou com o passar dos séculos, principalmente no XIX.
Observe a tabela:
ATÉ O FINAL DO SÉCULO:
|
Nº DE ELEMENTOS QUÍMICOS
|
XVI
|
14
|
XVII
|
33
|
XIX
|
83
|
XX
|
112
|
Alguns elementos que já eram conhecidos antes de 1650, como Ag, C, As, Au, Hg, Pb, Sn, Sb, Cu, S.
Depois de tantos químicos tentarem classificar os elementos químicos, Dimitri Ivanovitch Mendeleyev foi o que mais se destacou. Seu trabalho em classificar os elementos é usado até hoje. Ele criou uma tabela periódica dos elementos, que serviu de base para organizar a que temos hoje.
Mendeleyev observou que há uma periodicidade das propriedades quando os elementos químicos eram colocados em ordem crescente de suas massas atômicas.
Lei da periodicidade – muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência de seus números atômicos.
Como utilizar a Tabela Periódica?
Cada quadro da tabela fornece os dados referentes ao elemento químico: símbolo, massa atômica, número atômico, nome do elemento, elétrons nas camadas e se o elemento é radioativo.
As filas horizontais são denominadas períodos. Neles os elementos químicos estão dispostos na ordem crescente de seus números atômicos. O número da ordem do período indica o número de níveis energéticos ou camadas eletrônicas do elemento.
A tabela periódica apresenta sete períodos:
1º período – 2 elementos
2º período – 8 elementos
3º período – 8 elementos
4º período – 18 elementos
5º período – 18 elementos
6º período – 32 elementos
7º período – até agora 30 elementos
As colunas verticais constituem as famílias ou grupos, nas quais os elementos estão reunidos segundo suas propriedades químicas.
As famílias ou grupos vão de 1 a 18. Algumas famílias possuem nome, como por exemplo:
1 – alcalinos
2 – alcalinos terrosos
13 – família do boro
14 – família do carbono
15 – família do nitrogênio
16 – família dos calcogênios
17 – família dos halogênios
18 – gases nobres
Da família 1 e 2 e 13 até 18 chamamos de elementos representativos.
Da família do 3 até 12 chamamos de elementos de transição.
Os elementos que ficam na série dos lantanídeos e actinídeos são os elementos de transição. Como eles estão no grupo 3, como se estivessem numa “caixinha” para dentro da tabela, são chamados de elementos de transição interna. E os demais são chamados de elementos de transição externa.
Os elementos químicos estão reunidos em três grandes grupos: metais, não-metais e gases nobres. O hidrogênio (H) não se encaixa em nenhuma dessas classificações porque possui características próprias. Algumas tabelas mostram esta divisão.
Os metais são elementos químicos que possuem várias propriedades específicas, como brilho, condutividade térmica e elétrica, maleabilidade e ductibilidade. Todos os metais são sólidos à temperatura de 25ºC e pressão de 1atm, exceto o mercúrio (Hg) que é líquido nestas condições.
Quase todos os metais têm brilho, pois são capazes de refletir muito bem a luz. Ouro, prata e alumínio são exemplos de metais com muito brilho.
Os metais são bons condutores elétricos. Como em geral apresentam ductibilidade, ou seja, podem ser reduzidos a fios, são usados como tal na condução de eletricidade.
Os metais conduzem bem o calor. Nem sempre um metal puro apresenta as propriedades desejáveis para determinadas aplicações. Por isso são produzidas as ligas metálicas, onde dois ou mais metais são misturados. São exemplos o bronze e o latão. O bronze é uma mistura de cobre, estanho e o latão é resultado da mistura de cobre e zinco.
A maioria das ligas é formada por dois ou mais metais, mas algumas contêm não-metais, como o carbono. A liga mais usada desse tipo é o aço.
Os não-metais são maus condutores de eletricidade, quase não apresentam brilho, não são maleáveis e nem dúcteis. Tendem a formar ânions (íons negativos).
Os gases nobres ou inertes, ou ainda raros, constituem cerca de 1% do ar. É muito difícil se conseguir compostos com estes gases. Raramente eles reagem porque são muito estáveis. Suas camadas exteriores estão completamente preenchidas de elétrons. Estão todos no grupo 18 da tabela periódica.
Na tabela periódica atual, existem elementos naturais e artificiais.
Os naturais são os elementos encontrados na natureza e os artificiais são produzidos em laboratórios.
Dois estão localizados antes do urânio (U-92), os chamados elementos cisurânicos, que são o tecnécio (Tc – 43) e o promécio (Pm – 61). Outros elementos artificiais vêm depois do urânio, chamamos de transurânicosque são todos os outros após o U – 92. Dentre eles: Pu, Am, Bk, Fm, No, Sg, Ds.
Alguns elementos e suas descobertas:
Muitos elementos são conhecidos desde a Antiguidade, como por exemplo:
- Fe – ferro
- Pb – chumbo
- Cu – cobre
- S – enxofre
A partir do século XVII foram descobertos outros elementos. Seus nomes eram homenagem ao cientista que produzia esse novo elemento ou à sua região de origem:
- Mg – magnésio – Magnésia, região da Grécia.
- Al – alumínio – do latim alumen, sal de alumínio.
- Br – bromo – do grego bromos, mau cheiro.
- Rb – rubídio – do latim rubidium, cor vermelho-escuro.
- He – hélio – do grego hélios (Sol), por ter sido descoberto a partir do espectro da luz do Sol.
- Po – polônio – alusão à Polônia, terra natal de Marie Curie.
No século XX, com a produção de elementos artificiais foram utilizados nomes dos planetas do Sistema Solar:
- Np – netúnio
- Pu – plutônio
Homenagem também a continente:
- Am – amerício
Homenagem a um estado norte-americano:
- Cf – califórnio
Homenagem a cientistas:
- Bh – bóhrio
- Cm – cúrio
- Es – einstênio
- No – nobélio
- Md – mendelévio
- Rf – rutherfórdio
PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS
Muitas propriedades dos elementos químicos vaiam periodicamente ao longo da Tabela periódica. São as chamadas Propriedades Periódicas.
As propriedades periódicas podem ser: raio atômico, volume atômico, densidade absoluta, eletronegatividade, eletropositividade, eletroafinidade.
Esse fato obedece a Lei da Periodicidade de Moseley:
“Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência de seus números atômicos.”
Para as propriedades onde os valores só aumentam com o número atômico e outras onde os valores só diminuem chamamos de Propriedades Aperiódicas. São propriedades aperiódicas, o calor específico.
Raio Atômico
O raio atômico dos elementos é uma propriedade periódica porque seus valores só variam periodicamente, ou seja, aumentam e diminuem seguidamente, com o aumento do número atômico.
O raio atômico (r) é a metade da distância internuclear mínima (d) que dois átomos desse elemento podem apresentar, sem estarem ligados quimicamente.
Para medir o raio atômico, usa-se a técnica da difração por Raios-X.
Em uma família, da tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo e no período aumenta da direita para esquerda.
Para esta regra não é admitido os gases nobres, já que possuem o maior raio atômico em cada período.
Observando a tabela periódica, podemos verificar que o frâncio (Fr) tem maior raio atômico.
Se o átomo se transforma em íon cátion ou ânion, o seu raio sofre alteração.
- o raio do átomo é sempre maior que o raio do seu íon cátion porque perde elétrons.
- o raio do átomo é sempre menor que o raio do seu íon ânion porque ganha elétrons.
Volume Atômico
O volume atômico é uma propriedade periódica porque varia periodicamente com o aumento do número atômico.
Volume atômico é a relação entre a massa de uma quantidade de matéria (1 mol = 6,02.1023 átomos ) e a densidade da substância simples formada por esse elemento na fase sólida.
Não é o volume de um átomo, mas de um conjunto de átomos. No volume atômico influi não só o volume de cada átomo, como também o espaçamento que existe entre esses átomos.
Na tabela periódica, os valores do volume atômico aumentam de cima para baixo nas famílias e em um período, do centro para as extremidades da tabela.
Densidade Absoluta
Densidade ou Massa Específica é a relação entre a massa (m) de uma substância e o volume (V) ocupado por essa massa.
Esta variação, no estado sólido é uma propriedade periódica.
Na tabela periódica, os valores de densidades aumentam, nas famílias de cima para baixo e nos períodos, das extremidades para o centro.
Desta forma, pode-se notar que os elementos mais densos estão no centro e na parte de baixo da tabela periódica.
Exemplos:
- Os (ósmio) – d=22,5g/mL
- Ir (irídio) – d=22,4g/mL
Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição
Ponto de Fusão é a temperatura onde a matéria passa da fase sólida para a fase líquida.
Ponto de Ebulição é a temperatura onde a matéria passa da fase líquida para a gasosa.
Na tabela periódica, os valores de PF e de PE variam numa família, à esquerda da tabela, aumenta de baixo para cima e à direta da tabela, aumenta de cima para baixo. Nos períodos, aumenta das extremidades para o centro.
Na tabela periódica há elementos de diferentes estados físicos.
- fase gasosa: H, N, O, F, Cl, Ne, Ar, Kr, Xe, RN
- fase líquida: Hg e Br
- fase sólida: demais elementos
Imagine os elementos:
X = fase sólida
Y = fase líquida
Z = fase gasosa
Então, temos:
X com PF e PE maior que Y e Y com PF e PE maior que Z
O carbono (C) é uma exceção para esta regra. Possui PF igual a 3800°C.
O tungstênio (W) é o metal com maior PF, 3422°C, sendo utilizado em filamentos de lâmpadas incandescentes.
Potencial de Ionização
É a energia mínima necessária para “arrancar” um elétron de um átomo isolado no seu estado gasoso.
O primeiro potencial de ionização é considerado o mais importante porque é a energia necessária para “arrancar” o primeiro elétron da camada mais externa do átomo.
De acordo com o SI (Sistema Internacional) deve-se ser expresso em Kj/mol.
O potencial de ionização é uma propriedade periódica, que na tabela periódica, se comporta exatamente ao contrário do raio atômico.
Quanto maior o raio atômico, menor a atração do núcleo com o seu elétron mais afastado. Então é mais fácil de “arrancar” o elétron. Consequentemente é menor a energia de ionização.
O potencial de ionização aumenta, nas famílias de baixo para cima e nos períodos da esquerda para a direita.
Eletronegatividade
É a tendência que um átomo tem de atrair elétrons. É muito característico dos não-metais. Linus Pauling, através de experimentos, tentou quantificar esta tendência e criou uma escala de eletronegatividade. Essa escala existe em muitas tabelas periódicas.
A eletronegatividade aumenta conforme o raio atômico diminui. Quanto maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelos elétrons mais afastados e então, menor a eletronegatividade.
Na tabela periódica, os gases nobres não são considerados, já que não tem tendência a ganhar ou perder elétrons. Já estão estabilizados.
A eletronegatividade aumenta nas famílias, de baixo para cima e nos períodos da esquerda para a direita.
O elemento mais eletronegativo é o flúor (F), com valor de eletronegatividade 3,98.
Eletropositividade
É a tendência que um átomo tem de perder elétrons. É muito característico dos metais. Pode ser também chamado de caráter metálico. É o inverso da eletronegatividade.
A eletropositividade aumenta conforme o raio atômico aumenta.
Quanto maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelo elétron mais afastado, maior a facilidade do átomo em doar elétrons, então, maior será a eletropositividade.
Os gases nobres também não são considerados, por conta da sua estabilidade.
A eletropositividade aumenta nas famílias, de cima para baixo, e nos períodos, da direita para a esquerda.
O elemento mais eletropositivo é o frâncio (Fr), que possui eletronegatividade 0,70.
Tabela de eletronegatividade
Lembrando que o menor valor é o mais eletropositivo
Elementos
|
Eletronegatividade
|
F
|
3,98
|
O
|
3,44
|
Cl
|
3,16
|
N
|
3,04
|
Br
|
2,96
|
I
|
2,66
|
S
|
2,58
|
C
|
2,55
|
Metais Nobres
|
2,54 a 2,28
|
H
|
2,20
|
P
|
2,19
|
Semi-metais
|
2,04 a 1,18
|
Metais Comuns
|
2,20 a 0,79
|
Fr
|
0,70
|
Eletroafinidade ou Afinidade Eletrônica
É a quantidade de energia liberada quando um átomo isolado no seu estado fundamental (fase gasosa) recebe 1é.
Um átomo isolado no seu estado fundamental pode receber 1é, transformando-se em um ânion. Isso pode levar ao átomo um estado de maior estabilidade e então ocorre a liberação de energia.
A afinidade eletrônica aumenta conforme o raio atômico diminui. É importante para os não-metais. Os elementos mais eletroafins são os halogênios e o oxigênio.
A eletroafinidade, na tabela periódica, aumenta nas famílias de baixo para cima e nos períodos da esquerda para a direita.
Seus valores são dados em Kj/mol e são muito difíceis de serem medidos.
Calor Específico
É uma propriedade aperiódica.
O calor específico do elemento no estado sólido sempre diminui com o aumento do número atômico.
O calor específico é a quantidade de calor necessária para elevar a 1°C a temperatura de 1g do elemento.
SOLUÇÕES
As misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas.
As misturas homogêneas possuem uma fase distinta.
As misturas heterogêneas possuem duas ou mais fases distintas.
| Solução é uma mistura homogênea entre duas ou mais substâncias. O processo utilizado para obter essa mistura é chamdo de dissolução. |
Uma solução é sempre formada pelo soluto e pelo solvente.
Soluto – substância que será dissolvida.
Solvente – substância que dissolve.
A água é chamada de solvente universal. Isso porque ela dissolve muitas substâncias e está presente em muitas soluções.
As soluções podem ser formadas por qualquer combinação envolvendo os três estados físicos da matéria: sólido, líquido e gasoso.
Exemplos de soluções no nosso dia-a-dia:
- álcool hidratado
- acetona
- água mineral
- soro fisiológico
Tipos de Dispersão
Dispersão – são sistemas nos quais uma substância está disseminada, sob a forma de pequenas partículas, em uma segunda substância.
Um exemplo é a mistura entre água e areia em um copo. No início, a mistura fica turva, mas com o passar do tempo, as partículas maiores vão de depositando no fundo do copo. Mesmo assim, a água ainda fica turva na parte de cima. A água não ficará totalmente livre de areia.
De acordo com o tamanho das partículas, podemos classificar estas dispersões em solução verdadeira, colóide esuspensão.
Veja a seguir o diâmetro médio das partículas dispersas:
Dispersão
|
Diâmetro médio
|
Soluções Verdadeiras
|
Entre 0 e 1nm
|
Colóides
|
Entre 1 e 1.000nm
|
Suspensões
|
Acima de 1.000nm
|
Obs. 1nm (nanômetro) = 1.10-9m
SOLUÇÃO
São misturas homogêneas translúcidas, com diâmetro médio das partículas entre 0 e 1nm.
Exemplos: açúcar na água, sal de cozinha na água, álcool hidratado.
COLÓIDES
São misturas homogêneas que possuem moléculas ou íons gigantes. O diâmetro médio de suas partículas é de 1 a 1.000nm. Este tipo de mistura dispersa facilmente a luz, por isso são opacas, não são translúcidas.
Podem ser sólidas, líquidas ou gasosas.
O termo colóide vem do grego e significa "cola" e foi proposto por Thomas Grahm, em 1860 para as denominar as substâncias como o amido, cola, gelatina e albumina, que se difundiam na água lentamente em comparação com as soluções verdadeiras (água e açúcar, por exemplo).
Apesar dos colóides parecerem homogêneos a olho nu, a nível microscópico são heterogêneos. Isto porque não são estáveis e quase sempre precipitam.
Exemplos: maionese, shampoo, leite de magnésia, neblina, gelatina na água, leite, creme.
Suspensão – são misturas com grandes aglomerados de átomos, íons e moléculas. O tamanho médio das partículas é acima de 1.000nm.
Exemplos: terra suspensa em água, fumaça negra (partículas de carvã suspensam no ar).
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE
Quando adicionamos sal a um copo com água, dependendo da quantidade colocada neste copo, o sal se dissolverá ou não. O mesmo acontece quando colocamos muito açúcar no café preto. Nem todo o açúcar se dissolverá no café. A quantidade que não se dissolver ficará depositada no fundo.
O Coeficiente de Solubilidade é a quantidade necessária de uma substância para saturar uma quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura e pressão.
Em outras palvras, a solubilidade é definida como a concentração de uma substância em solução, que está em equilíbrio com o soluto puro a uma dada temperatura.
Exemplos:
AgNO3 – 330g/100mL de H2O a 25°C
NaCl – 357g/L de H2O a 0°C
AgCl – 0,00035g/100mL de H2O a 25°C
Veja que o AgCl é muito insolúvel. Quando o coeficiente de solubilidade é quase nulo, a substância é insolúvel naquele solvente.
Quando dois líquidos não se misturam chamamos de líquidos imiscíveis (água e óleo, por exemplo). Quando dois líquidos se misturam em qualquer proporção, ou seja, o coeficeinte de solubilidade é infinito, os líquidos são miscíves (água e álcool, por exemplo).
Classificação das Soluções Quanto à Quantidade de Soluto
De acordo com a quantidade de soluto dissolvida na solução podemos classificá-las em: solução saturada, solução insaturada e solução supersaturada.
Solução Saturada – são aquelas que atingiram o coeficiente de solubilidade. Está no limite da saturação. Contém a máxima quantidade de soluto dissolvido, está em equilíbrio com o soluto não-dissolvido, em determinada temperatura. Dizer que uma solução é saturada é o mesmo que dizer que a solução atingiu o ponto de saturação.
Solução Insaturada (Não-saturada) – são aquelas que contém menos soluto do que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade. Não está em equilíbrio, porque se for adicionado mais soluto, ele se dissolve até atingir a saturação.
Solução Supersaturada – são aquelas que contém mais soluto do que o necessário para formar uma solução saturada, em determinada temperatura. Ultrapassa o coeficiente de solubilidade. São instáveis e podem precipitar, formando o chamado precipitado (ppt) ou corpo de chão.
CURVAS DE SOLUBILIDADE
São gráficos que apresentam variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função da temperatura.
Veja os coeficientes de solubilidade do nitrato de potássio em 100g de água. A a partir destes dados é possível montar a curva de solubilidade.
Temperatura (°C)
|
(g) KNO3 /100g de água
|
0
|
13,3
|
10
|
20,9
|
20
|
31,6
|
30
|
45,8
|
40
|
63,9
|
50
|
85,5
|
60
|
110
|
70
|
138
|
80
|
169
|
90
|
202
|
100
|
246
|
Para qualquer ponto em cima da curva de solublidade, a solução é saturada.
Para qualquer ponto acima da curva de solubilidade, a solução é supersaturada.
Para qualquer ponto abaixo da curva de solubilidade, a solução é insaturada.
Através do gráfico também é possível observar que a solubilidade aumenta com o aumento da tempratura. Em geral, isso ocorre porque quando o soluto se dissolve com absorção de calor (dissolução endotérmica). As substâncias que se dissolvem com liberação de calor (dissolução exotérmica) tendem a ser menos solúveis a quente.
Curva de Solubilidade de alguns sais
FONTE: http://www.furg.br/furg/depto/quimica/solubi.html
FONTE: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/solub.1.gif
Observando o gráfico acima sobre a solubilidade de alguns sais, responda:
1) Qual o soluto mais solúvel a 0°C?
É o KI, porque solubiliza quase 130g em 100g de água.
2) Qual o C.S. aproximado do NaNO3 a 20°C?
90
3) Se a temperatura de uma solução baixar de 70°C para 50°C, qual será aproximadamente a massa do KBr que precipitará?
70°C = 90g
50°C = 80g
Então: 90-80 = 10g
4) Qual sal tem a solubilidade prejudicada pelo aquecimento?
Na2SO4
5) Se o KNO3 solubiliza 90g em 100g de água a 50°C, quanto solubilizará quando houver 50g de água?
x = 45g de sal KNO3
6) Que tipo de solução formaria 80g do sal NH4Cl a 20°C?
Solução Supersaturada.
Soluções Importantes no Cotidiano:
Ácido Acético
|
Ácido Acético a 4%
|
Temperar alimentos
|
Álcool Hidratado
|
Hidratado 96%
|
Álcool doméstico, empregado na em limpeza
|
Soda Cáustica
|
NaOH (líquido)
|
Remoção de crosta de gorduras e fabricação de sabão
|
Soro Fisiológico
|
NaCl (aquoso) 0,9%
|
Medicina e limpeza de lentes de contato
|
Formol
|
Metanal 40%
|
Conservação de tecido animal
|
Aliança de ouro
|
Ouro 18 quilates
|
Joalheria
|
Água Sanitária
|
Hipoclorito de sódio a 5%
|
Bactericida e alvejante
|
Quanto à proporção do soluto/solvente
A solução pode ser:
- Concentrada: grande quantidade de soluto em relação ao solvente.
Exemplo: H2SO4 conc = ácido sulfúrico 98% + água
- Diluída: pequena quantidade de soluto em relação ao solvente.
Diluir significa adicionar mais solvente puro a uma determinada solução.
Exemplo: água + pitada de sal de cozinha.
TIPOS DE CONCENTRAÇÃO
Concentração é o termo que utilizamos para fazer a relação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente em uma solução.
As quantidades podem ser dadas em massa, volume, mol, etc.
Observe:
m1= 2g
n2 = 0,5mol
V = 14L
Cada grandeza tem um índice. Utilizamos índice:
1 = para quantidades relativas ao soluto
2 = para quantidades relativas ao solvente
nenhum índice = para quantidades relativas à solução
Exemplos:
massa de 2g do soluto NaCl: m1= 2g
número de mols de 0,5mol do solvente água: n2 = 0,5mol
volume da solução de 14L: V = 14L
As concentrações podem ser:
- Concentração Comum
- Molaridade
- Título
- Fração Molar
- Normalidade
Concentração Comum (C)
É a relação entre a massa do soluto em gramas e o volume da solução em litros.
Onde:
C = concentração comum (g/L)
m1= massa do soluto(g)
V = volume da solução (L)
Exemplo:
Qual a concentração comum em g/L de uma solução de 3L com 60g de NaCl?
Concentração comum é diferente de densidade, apesar da fórmula ser parecida. Veja a diferença:
A densidade é sempre da solução, então:
Na concentração comum, calcula-se apenas a msoluto, ou seja, m1
Molaridade (M)
A molaridade de uma solução é a concentração em número de mols de soluto e o volumede 1L de solução.
Onde:
M = molaridade (mol/L)
n1= número de mols do soluto (mol)
V = volume da solução (L)
O cálculo da molaridade é feito através da fórmula acima ou por regra de três. Outra fórmula que utilizamos é para achar o número de mols de um soluto:
Onde:
n = número de mols (mol)
m1 = massa do soluto (g)
MM = massa molar (g/mol)
Exemplo:
Qual a molaridade de uma solução de 3L com 87,75g de NaCl?
 
Podemos utilizar uma única fórmula unindo a molaridade e o número de mols:
Onde:
M = molaridade (mol/L)
m1 = massa do soluto (g)
MM1= massa molar do soluto (g/mol)
V = volume da solução (L)
Título ( ) e Percentual (%)
É a relação entre soluto e solvente de uma solução dada em percentual (%).
Os percentuais podem ser:
- Percentual massa/massa ou peso/peso:
%m/m ; %p/p
- Percentual massa/volume:
%m/V ; %p/V
- Percentual volume/volume:
%v/v
Exemplos:
NaCl 20,3% = 20,3g em 100g de solução
50% de NaOH = 50g de NaOH em 100mL de solução (m/v)
46% de etanol = 46mL de etanol em 100mL de solução (v/v)
O título não possui unidade. É adimensional. Ele varia entre 0 e 1.
O percentual varia de 0 a 100.
 ou 
Para encontrar o valor percentual através do título:
Relação entre concentração comum, densidade e título:
Relação entre outras grandezas:
Ou simplesmente:
2) No rótulo de um frasco de HCl há a seguinte informação:
título percentual em massa = 36,5%
densidade = 1,18g/mL
Qual a molaridade desse ácido?
Transformar o percentual em título:
Depois aplicar a fórmula:
Para achar a molaridade:
Fração Molar (x)
A fração molar é uma unidade de concentração muito utilizada em físico-química. Pode ser encontrado o valor da fração molar do soluto e também do solvente. É uma unidade adimensional.
 ou 
 ou 
Então:
Onde:
x = fração molar da solução
x1= fração molar do soluto
x2 = fração molar do solvente
n1= n°de mol do soluto
n2 = n° de mol do solvente
n = n° de mol da solução
Observação:
Exemplo:
Adicionando-se 52,0g de sacarose, C12H22O11 a 48,0g de água para formar uma solução, calcule para a fração molar da sacarose nesta solução:
Para achar a fração molar do soluto (sacarose):
Normalidade (N ou η)
É a relação entre o equivalente-grama do soluto pelo volume da solução. A unidade é representada pela letra N (normal). É muito encontrada em rótulos de laboratórios.
Onde:
N = normalidade (N)
n Eqg1 = número de equivalente-grama do soluto
V = volume da solução
Como calcular o equivalente-grama?
Para ácido:
Onde:
1E ácido = 1 equivavelnte-grama do ácido
MM = massa molar
Exemplo:
Quantas gramas tem 1E (um equivalente-grama) de HCl?
 
Para base:
Onde:
1E base = 1 equivavelnte-grama da base
MM = massa molar
Exemplo:
Quantos equivalentes-grama tem em 80g de NaOH?
 
Para sal:
Onde:
1E sal = 1 equivavelnte-grama do sal
MM = massa molar
Exemplo:
Quantas gramas tem 1E de NaCl?
 
Resumindo as três fórmulas, o equivalente-grama pode ser dado por:
Onde:
MM = massa molar
x = n° de H+, n° de OH- ou n° total de elétrons transferidos
Algumas relações entre normalidade, molaridade e massa:
Exemplo de cálculo envolvendo normalidade:
Qual a massa de ácido sulfúrico (H2SO4) contida em 80mL de sua solução 0,1N?
Dados:
MM = 98g/mol
V = 80mL = 0,08L
N = 0,1N
m1= ?
Calcular o equivalente-grama:
DILUIÇÃO
Consiste em adicionar mais solvente puro a uma determinada solução.
A massa de uma solução após ser diluída permance a mesma, não é alterada, porém a sua concentração e o volume se alteram. Enquanto o volume aumenta, a concentração diminui. Veja a fórmula:
Onde:
M1 = molaridade da solução 1
M2 = molaridade da solução 2
V1 = volume da solução 1
V2 = volume da solução 2
Para esta fórmula, sempre M1 e V1 são mais concentrados e M2 e V2 são mais diluídos.
Exemplo:
Um químico deseja preparar 1500mL de uma solução 1,4mol/L de ácido clorídrico (HCl), diluindo uma solução 2,8mol/L do mesmo ácido. Qual o volum de solução que havia na primeira solução a ser diluída?
Dados:
Observe que as unidades de volume foram mantidas em mL. Se uma das unidades for diferente, deve-se transformar para litros.
MISTURA DE SOLUÇÕES
- De mesmo soluto: na mistura de soluções de mesmo soluto não há reação química entre estas soluções. Neste caso, o valor do volume final é a soma das soluções.
Onde:
C = concentração comum (g/L)
M = molaridade (mol/L)
V = volume (L)
Exemplo:
Qual a molaridade de uma solução de NaOH formada pela mistura de 60mL de solução a 5mol/L com 300mL de solução a 2mol/L?
- De diferente soluto que reagem entre si: ocorre reação entre as substâncias que compõe a mistura. Para que a reção seja completa entre os solutos, os volumes misturados devem obedecer a proporção estequiométrica que corresponde à reação química.
Veja as fórmulas utilizadas:
Reação de Neutralização:
Pode-se usar a seguinte fórmula:
Onde:
xa = número de H+
xb= número de OH-
Estes cálculos também podem ser feitos por regra de três e utilizando as outras fórmulas.
Exemplo:
Juntando-se 300mL de HCl 0,4mol/L com 200mL de NaOH 0,6mol/L, pergunta-se quais serão as molaridades da solução final com respeito:
a) ao ácido:
b) à base:
c) ao sal formado:
Montar a reação química:
Calcular n (número de mol) do ácido e da base:
 
Se forma 0,12mol de ácido e também de base e a proporção estequiométrica é 1:1, então a molaridade final de ácido e de base é zero porque reagiu todo o soluto.
Titulação
Método de análise volumétrica que consiste em determinar a concentração de ácido ou de base atravpes de um volume gasto de uma das soluções com molaridade conhecida.
Este método é muito utilizado em laboratórios químicos e é utilizado as seguintes vidrarias e reagentes:
- erlenmeyer (vidro usado para guardar e preparar soluções);
- bureta (tubo de vidro graduado em milímetros com torneira;
- indicador ácido-base (fenolftaleína, alaranjado de metila, etc).
Na bureta, coloca-se a solução de concentração conhecida, a qual é adicionada a uma alíquota (porção) da solução com concentração a ser determinada.
O momento em que o indicador muda de cor chamamos de ponto de final ou ponto de equivalência. Anota-se o volume gasto na bureta. Atraves deste volume podemos estabelecer as quantidades, em mol, que reagiram entre si.
PROPRIEDADES COLIGATIVAS
O que acontece com o ponto de ebulição da água se adicionarmos sal de cozinha? Por que a água ferve mais rápido em locais de elevada altitude? Por que se adiciona sal nas estradas no inverno?
Estas perguntas estão relacionadas à propriedades que comparam o comportamento das soluções com o seu solvente puro.
São propriedades coligativas das soluções são aquelas que se relacionam diretamente com o número de partículas de soluto que se encontram dispersas (dissolvidas) em um determinado solvente. Dependem do número de partículas dispersas na solução, independente da natureza dessa partícula.
São as alterações que os solutos causam ao solvente.
Durante o estudo das propriedades coligativas sempre é necessário comparar o comportamento da solução com o respectivo solvente puro.
Solvente puro água e soluto sal de cozinha. Quando misturados provocam alteração nas propriedades físicas do solvente, neste caso o aumento do ponto de fusão (P.F).
Um exemplo desta comparação é o ponto de ebulição da água. Verifique que ao se aquecer água pura, ao nível do mar, a temperatura de ebulição da água (solvente puro) é igual a 100°C. No entanto, quando se aquece uma solução aquosa de NaCl, percebe-se que o ponto de ebulição da água sofre um aumento.
A elevação do ponto de ebulição da água na solução sempre irá produzir efeitos em algumas propriedades físicas de um solvente, que são:
- diminuição da pressão de vapor
- aumento do ponto de ebulição
- diminuição do ponto de congelamento
- aumento da pressão osmótica
Estes efeitos são conhecidos como efeitos coligativos, que dependem exclusivamente da concentração (quantidade) de partículas que se encontram dispersas num solvente.
Os efeitos coligativos definem as quatro propriedades coligativas que são as seguintes:
- tonoscopia
- ebulioscopia
- crioscopia
- osmometria
Partículas Dissolvidas
Antes de iniciar o estudo das propriedades coligativas, é importante saber calcular o número de partículas que ficam dissolvidas nas soluções. Serão encontradas dois tipos de partículas, as moleculares e as iônicas.
Soluções Moleculares
São as soluções que possuem moléculas como partículas dispersas.
O número de partículas (moléculas dissolvidas) é igual ao número de partículas que se encontram em solução.
Exemplos de partículas moleculares:
- glicose – C6H12O6
- sacarose – C12H22O11
- uréia – CO(NH2)2
O cálculo das soluções moleculares é feito a partir do conceito de mol, levando em conta o número de Avogadro.
 1 mol de partículas = número de Avogadro = 6,02.1023 partículas
Exemplo:
Calcule o número de partículas de sacarose que contém em 1L de solução 2mol/L:
Soluções Iônicas
São as soluções que possuem íons como partículas dispersas. Em uma solução iônica, nem todos os íons estão dissociados, ou seja, nem todos os íons estão dissolvidos na solução.
Para realizar o cálculo das partículas dissociadas em soluções iônicas é necessário levar em consideração o grau de dissociação ou ionização (  ) da substância que está dissolvida.
As partículas iônicas podem ser ácidos, bases ou sais.
Se o ácido sulfúrico apresenta um grau de ionização igual a 61%, isto quer dizer que 61% dos seus íons se dissociam e que 39% não se dissociam.
Exemplo:
Considere que uma solução de Al2(SO4)3 é dissolvida em água, e que sua dissociação é 100%
Se tivesse grau de dissociação 60%:
Em 1 mol de partículas dissolvidas:
- 0,6mol de partículas ionizadas
- 0,4mol de partículas não-ionizadas
Fórmula para as partículas ionizadas: 
Fórmula para as partículas não ionizadas: 
Onde:
n1 = número de mol do soluto
 grau de dissociação (%)
n° íons = número de íons na solução
Veja como o cálculo pode ser feito:
Calcule o número de partículas dissolvidas em uma solução que contem 33g de H3PO2 com  :
1°) montar a reação de dissociação:
2°) calcular a massa molar:
MM = massa molar (H3PO2) = 66g/mol
3°) Calcular o número de mol:
4°) Calcular o número de partículas ionizadas e não ionizadas, em seguida somar:
Observe que o grau de ionização na fórmula foi dividido por 100.
PRESSÃO DE VAPOR (Pv)
Em qualquer temperatura, as moléculas de qualquer líquido estão sempre em movimento. Algumas com velocidade (diferentes) maiores que as outras e por isso conseguem escapar do liquído, passando para a atmosfera. É o que acontece, por exemplo, com a roupa secando no varal ou uma poça d´água que vai desaparecendo.
A velocidade de evaporação do líquido é igual à velocidade de condensação de seus vapores. Dizemos, então que há um equilíbrio dinâmico entre o líquido e seus vapores. Os vapores do líquido chegaram ao estado de vapores saturados e que foi alcançada a pressão máxima de vapor do líquido.
Pressão máxima de vapor (Pv) é a pressão exercida por seus vapores quando estes estão em equilíbrio dinâmico com o líquido. Pode-se dizer também que é a pressão exercida pelas moléculas do solvente líquido contra a a sua superfície para passar para o estado de vapor.
Quanto maior a Pv mais volátil é o líquido. Ou seja, quanto mais pressão o líquido faz contra a sua superfície, mais este líquido passará para o estado de vapor, evapora mais rápido.
Alguns fatores influenciam na pressão de vapor, como:
- temperatura
- natureza do líquido
Temperatura
Quando se aquece um líquido, a quantidade de vapor tende a aumentar conforme o tempo, o que fará com que a pressão de vapor também aumente.
O aumento da temperatura ocasiona a agitação das moléculas. O líquido evapora mais intensamente e causa maior pressão de vapor.
Veja o caso da água pura:
T (°C)
|
Pv (mmHg)
|
0
|
4,6
|
10
|
9,2
|
20
|
17,5
|
30
|
31,8
|
40
|
55,3
|
50
|
92,5
|
60
|
149,4
|
70
|
233,7
|
80
|
355,1
|
90
|
525,8
|
100
|
760,0
|
110
|
1.074,6
|
120
|
1.489,1
|
Quanto maior Pv , mais volátil (mais evapora)
Natureza do líquido
Considere um frasco que contém água e outro contendo álcool, ambos no estado líquido e com mesmo volume e temperatura. Nos dois frascos há um manômetro para medir a pressão de vapor das substâncias.
Após algum tempo, a pressão indicada pelo álcool foi maior do que a pressão indicada para a água, porque no frasco do álcool houve a formação de uma quantidade maior de vapores, já que o álcool é uma substância mais volátil.
Conclui-se que a pressão de vapor de uma substância depende apenas de sua natureza química e não da quantidade.
Líquidos mais voláteis que a água, como éter comum, álcool etílico e acetona evaporam mais intensamente e possuem maior pressão de vapor.
Quanto menor a temperatura, mais evapora, maior Pv
TONOSCOPIA
A tonoscopia é uma propriedade coligativa que ocasiona o abaixamento da pressão de vapor de um líquido, quando a ele se adiciona um soluto não-volátil.
Se adicionarmos um soluto não-volátil em solvente, ocorre a diminuição da pressão de vapor e consequentemente, demora mais tempo para evaporar.
A pressão de vapor de um solvente puro sempre será maior do que a pressão de vapor de uma solução.
Com a adição das partículas do soluto intensificam-se as forças atrativas moleculares e diminui a pressão de vapor do solvente.
Exemplo de pressão de vapor da água pura e em solução:
Água pura (25°C) = Pv=23,76mmHg
Solução 1mol/L de glicose (25°C) = Pv=23,34mmHg
Solução 1mol/L de sacarose (25°C) = Pv=23,34mmHg
Quanto maior a quantidade de partículas em uma solução, menor será a sua pressão de vapor.
Ebulição dos Líquidos Puros
O fenômeno físico onde uma substância passa do estado líquido para gasoso é a vaporização.
Há três tipos de vaporização:
- evaporação
- ebulição
- calefação
A evaporação acontece na superfície do líquido. É uma vaporização mais lenta, mais calma.
A ebulição acontece no interior do líquido. É uma vaporização mais turbulenta, com formação de bolhas.
A calefação é uma passagem muito rápida do estado líquido para vapor. Quase que instantânea.
Quando a pressão de vapor é igual a pressão atmosférica o líquido entra em ebulição.
Onde:
Pv ou Po = pressão de vapor
Patm = pressão atmosférica (pressão externa local)
Se a pressão de vapor aumenta, o ponto de ebulição (P.E.) também aumenta.
Ponto de Ebulição e Pressão Atmosférica
A pressão atmosférica varia de acordo com a altitude. Com o aumento da altitude, diminui a pressão atmosférica, diminuindo o ponto de ebulição, causando a diminuição da pressão de vapor.
Locais onde tem menos pressão atmosférica, a água ferve mais rápido. As moléculas escapam do líquido com mais facilidade.
Em lugares de grande altitude, as substâncias entram em ebulição a temperaturas mais baixas que ao nível do mar. Isto explica a dificuldade de cozinhar alimentos, como ovos e arroz e preparar bebidas quentes, como café e chá em locais que estão ao nível do mar.
Veja a tabela comparativa entre cidades de diferentes altitudes e seus pontos de ebulição:
Cidade / Local
|
Altitude em relação ao nível do mar (m)
|
P.E. aproximado da água (°C)
|
Rio de Janeiro
|
0
|
100
|
São Paulo
|
750
|
97
|
Campos do Jordão
|
1.628
|
95
|
Cidade do México
|
2.240
|
92
|
La Paz
|
3.636
|
88
|
Monte Everest
|
8.848
|
70
|
Quanto maior a altitude, menor o P.E., menor a Patm, menor a Pv.
EBULIOSCOPIA
A ebulioscopia é uma propriedade coligativa que ocasiona a elevação da temperatura de um líquido quando a ele se adiciona um soluto não-volátil e não-iônico.
A temperatura em que se inicia a ebulição do solvente em uma solução de soluto não-volátil é sempre maior que o ponto de ebulição do solvente puro (sob mesma pressão).
Isso acontece porque a água, por exemplo, só entrará em ebulição novamente se receber energia suficiente para que sua pressão de vapor volte a se igualar à pressão externa (atmosférica), o que irá acontecer numa temperatura superior a 100°C.
Exemplo:
Água pura: P.E. = 100°C
Água com açúcar: P.E. maior que 100°C
Veja a tabela comapartiva a seguir com diferentes soluções de sacarose em água e o P.E.:
Quantidade de matéria de sacarose (por Kg de água)
|
P.E. Água Pura a 1atm
|
P.E. água na solução a 1atm
|
0,01
|
100
|
100,01
|
0,2
|
100
|
100,10
|
0,8
|
100
|
100,42
|
Observe que quanto mais partículas dissolvidas há na solução, maior é a temperatura de ebulição.
Quanto maior a quantidade de partículas em uma solução, maior será o seu P.E.
Diagrama de Fases e o Ponto Triplo
A transformação de cada estado físico possui um nome. Obseve:
Existe um gráfico que representa as curvas de variação da temperatura de ebulição e da variação da temperatura de solidificação de uma substância qualquer em função da pressão de vapor. Essas curvas coincidem num ponto específico de cada substância.
Fonte: http://estadofisico.blogspot.com/2007/08/as-substncias-podem-mudar-de-estado.html
As curvas de variação das temperaturas de ebulição e de solidificação da água em função da pressão de vapor coincidem no ponto em que a pressão é igual a 4,579mmHg e a tempertura é 0,0098°C.
Esta coordenada representa o Ponto Triplo da água e o equilíbrio das fases. Isto quer dizer que a substância pode ser encontrada, neste ponto exato da curva, nos três estados físicos ao mesmo tempo: sólido, líquido e gasoso.
Equilíbrio das fases:
Diagrama de Fases é o nome do gráfico que contém simultaneamente as curvas da variação das temperaturas de ebulição, solidificação e de sublimação de determinada substância química em função da pressão de vapor.
fonte: http://www.profpc.com.br/propriedades_coligativas.htm
Toda substância possui seu diagrama de fases, com seu ponto triplo (T) e suas curvas.
Em um diagrama de fases podemos verificar que:
- no ponto triplo coexistem as três fases do equilíbrio;
- na curva de solidificação coexistem a fase sólida e a fase líquida;
- na curva de sublimação coexistem a fase sólida e a fase vapor;
- na curva de ebulição coexistem a fase líquida e a fase vapor.
Ainda em relação ao diagrama de fases:
- toda região à esquerda das curvas de solidificação e de sublimação existe somente a fase sólida;
- toda região entre as curvas de solidificação e de ebulição existe somente a fase líquida;
- toda região à direita das curvas de ebulição e de sublimação existem somente a fase de vapor.
O diagrama de fases explica muitos fenômenos que acontecem no nosso cotidiano. A patinação no gelo é um exemplo. O deslizamento dos patins no gelo é facilitado porque ao encostá-lo no gelo, ele exerce uma presão e o gelo derrete momentaneamente, ficando líquido. Quando acaba a pressão, volta a ser gelo.
O uso do gás carbônico (CO2) para a conservação de sorvetes também é um exemplo da utilidade do diagrama de fases. À pressão de 1atm, ele passa diretamente de sólido para gasoso a 78°C abaixo de zero. Por isso é usado como gelo-seco. Ele não se transorma em líquido, passa direto para a fase gasosa em temperatura ambiente.
Substâncias simples que sofrem fenômenos como a alotropia também possuem seu diagrama de fases. É o caso do carbono, que possui os alótropos com diferentes formas geométrica, o carbono grafite e o carbono diamante. Hoje sabe-se que é possível trasformar grafite em diamante de acordo com estudos realizados sobre o diagrama de fases do carbono. O grafite pode ser transformado em diamante catalisado por crômio a uma temperatura de 2000°C e pressão de 100mil atm (equivalente à pressão no subsolo a uma profundidade de 33Km). Este processo pode ser feito em laboratórios especializados (até mesmo no Brasil) e leva cerca de 5 minutos.
Carbono grafite Carbono Diamante
Ponto de Congelamento
Para que uma substância passe da fase líquida para a sólida, as suas moléculas precisam perder energia cinética (energia do movimento). Então, deve haver a diminuição da temperatura. Lembre-se que a temperatura está ligada ao agitamento das moléculas.
Entre as substâncias com mesmo tipo de ligação intermolecular, o ponto de solidificação será mais baixo naquela que possuir menor massa molar. Isto porque quanto menor a massa molar da substância, maior é a mobilidade das suas moléculas (energia cinética).
Veja alguns Pontos de Solidificação:
Substância
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PS (°C)
|
Massa Molar (g/mol)
|
n-pentano
|
-129,7
|
72
|
n-hexano
|
-95
|
86
|
propanona
|
-94
|
58
|
ácido acético
|
16,6
|
60
|
Em moléculas de diferentes ligações intermoleculares, o ponto de solidificação será mais baixo nas substância que tiverem a ligação mais fraca. Por isso o ácido acético tem PS mais alto que as demais substâncias apresentadas. Possui ligações intermoleculares do tipo pontes de hidrogênio, que é a mais forte das ligações.
|
CRIOSCOPIA
É uma propriedade coligativa que ocasiona a diminuição na temperatura de congelamento do solvente. É provocado pela adição de um soluto não-volátil em um solvente. Esta relacionado com o ponto de solidificação (PS) das substâncias.
Esta propriedade pode ser chamada também de criometria.
Quando se compara um solvente puro e uma solução de soluto não-volátil, é possível afirmar que o ponto de congelamento da solução sempre será menor que o ponto de congelamento do solvente puro.
Quanto maior o número de partículas dissolvidas em uma solução, menor será o seu ponto de congelamento.
Em países onde o inverno é muito rigoroso, adiciona-se sal nas estradas para provocar a diminuição da temperatura de congelamento da água, evitando que se forme gelo.
Esta propriedade também explica porque grande parte da água do mar não congela a 0°C. A imensa quantidade de sal dissolvida nos mares e oceanos faz com que o seu ponto de congelamento diminua.
Nos carros, é comum adicionar um anticongelante nos radiadores, o etilenoglicol. Esta substância em solução com a água diminui a temperatura de congelamento para -37°C.
OSMOMETRIA
A Osmose estuda a passagem espontânea de solvente de uma solução mais diluída para outra mais concentrada através de uma membrana semipermeável. A palavra osmose vem grego osmós, que significa impulso.
A Osmometria estuda a medição da pressão osmótica das soluções.
As soluções devem ser do mesmo soluto, afim de igualar concentração.
Para impedir que o solvente passa para a solução mais concentrada, é adicionada uma pressão sobre a solução concentrada.
Para a realização da osmose exitem três tipos de membranas:
- permeáveis
- impermeáveis
- semipermeáveis
As membranas permeáveis deixam passar solvente e soluto.
É usado, por exemplo, um pano de algodão fino.
As membranas impermeáveis não deixam passar solvente e nem soluto.
As membranas semipermeáveis tem ação seletiva quanto ao tipo de substância que pode atravessá-la. Deixam-se atravessar por algumas substâncias, mas por outras não. Permite a passagem do solvente e impede a passagem do soluto.
São exemplos de manbranas semipermeáveis:
- papel vegetal
- papel pergaminho
- tripa de animal (as que envolvem lingüiça e salsicha)
- bexiga de animal
- película de acetato de celulose – papel celofane
- membrana celular
- membrana de porcela que contém ferrocianeto cúprico Cu2[Fe(CN)6]
Pressão Osmótica  é a pressão que se deve aplicar à solução para não deixar o solvente atravessar a membrana semipermeável. É a pressão que é preciso exercer sobre um sistema para impedir que a osmose ocorra naturalmente.
Para o cálculo da pressão osmótica, usa-se a seguinte expressão:
Para as soluções iônicas:
Onde:
As soluções podem ser classificadas quanto às suas pressões osmóticas.
Sendo duas soluções A e B com mesma temperatura:
Exemplo de cálculo de pressão osmótica:
Calcular a pressão osmótica de uma solução de sacarose (C12H22O11), sendo que foram dissolvidas 34,2g desse soluto em 0,5L de solvente a 27°C.
Dado: MM = 342g/mol
Em primeiro lugar, deve-se calcular o número de mol em 34,2g de sacarose. Em seguida, encontrar o valor de 27°C em Kelvin, somando 273 ou 273,15. E por último, aplicar a fórmula sem o fator de correção de Van´t Hoff porque a sacarose é um composto molecular e não iônico.
O efeito coligativo iônico é maior do que o efeito coligativo molecular.
A pressão osmótica é muito importante e explica uma série de fenômenos que ocorrem.
O fato das verduras murcharem após serem temperadas com sal acontece porque o sal retira a água das células das verduras.
As frutas secas, como a ameixa-preta, incham quando colocadas em água.
Ajuda na conservação dos alimentos, por exemplo, a carne salgada e frutas cozidas em calda muito doce impedindo que não se estraguem com facilidade.
Os peixes tem metabolismos diferentes de acordo com o tipo de água em que vivem. O corpo do peixe é formado por muita água e outras substâncias dissolvidas nela. Como na água salgada possui mais sais do que na água doce, um peixe de água salgada não poderia viver em água doce e vice-versa. Causaria um desequilíbrio entre a presão osmótica interna do organismo do peixe e a pressão osmótica externa da água.
Em casos de desidratação, onde há muita perda de água, é necessário repor ao organismo soro fisiológico, composto de água fervida, uma colher de sal de cozinha e duas colheres de açúcar, para reequilibrar a pressão osmótica do organismo.
Resumo das Propriedades Coligativas
PROPRIEDADE COLIGATIVA
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CAUSA
|
Tonoscopia
|
Diminuição da pressão de vapor do solvente
|
Ebulioscopia
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Aumento da temperatura de ebulição
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Crioscopia
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Diminuição da temperatura de congelamento
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Osmometria
|
Aumento da pressão osmótica
|
RADIOATIVIDADE
Alguns átomos, principalmente os de grande massa, se desintegram espontaneamente, manifestando radioatividade.
Pierre Curie e Marie Curie, o casal Curie estudou a radioatividade dos sais de urânio. Eles verificaram que todos os sais de urânio tinham a propriedade de impressionar chapas fotográficas. Concluíram que o responsável pelas emissões era o urânio (U).
Fizeram muitas experiências, extraindo e purificando o urânio (U) a partir do minério pechblenda (U3O).
Observaram que as impurezas eram mais radioativas do que o próprio urânio. Separaram, em 1898, das impurezas, um novo elemento químico, o Polônio (Po) em homenagem à terra natal de Marie Curie, a Polônia. O Polônio é 400 vezes mais radioativo do que o urânio.
Mais experimentos foram feitos pelo casal e foi descoberto outro elemento químico, o Rádio (Ra), 900vezes mais radioativo que o urânio. Este elemento torna luninescente (azulado) quando esta no escuro e torna fluorescente algumas substãncias como ZnS, BaS, etc…
Os átomos dos elementos radioativos são muito instáveis. Por este motivo, a radioatividade se manifesta pela emissão de partículas do núcleo do átomo ou de radiação eletromagnética.
Desintegração ou Decaimento Nuclear – processo onde os núcleos instáveis emitem partícula e ondas eletromagnéticas para conseguir estabilidade.
Só é radioativo o elemento que tem seu núcleo instável. A estabilidade do núcleo atômico é determinada pelo número de massa (A), ou seja, quantidade de prótons mais nêutrons. A estabilidade só é rompida nos átomos com número de massa muito grande. A partir do polônio (Pó-84), todos os elementos têm instabilidade.
Há alguns átomos mais leves com núcleos instáveis, em proporções mínimas. São os chamados isótopos radioativos ou radioisótopos.
DESINTEGRAÇÃO RADIATIVA
Quando ocorre a desintegração, os núcleos liberam radiação em forma de partículas alfa (α), beta (β) e raios gama (γ).
Desintegração alfa
Consiste na emissão da partícula alfa (α). Esta partícula é carregada positivamente, sendo sua carga 2+. É formada por dois prótons e 2 nêutrons expelidos do núcleo.
Primeira Lei da Radioatividade / Lei de Soddy
“Quando um núcleo emite uma partícula alfa (α), seu número atômico diminui duas unidades e seu número de massa diminui 4 unidades.”
Exemplo:
235 231 4
U → Th + α
92 90 2
átomo-pai átomo-filho partícula alfa
Desintegração beta
Consiste na emissão de partícula beta (β). É formada por um elétron que é “atirado” em altíssima velocidade para fora do núcleo. Na verdade, o elétron não está no núcleo. O elétron é emitido por causa do núcleo instável.
Segunda Lei da Radioatividade / Lei de Soddy-Fajans-Russel
“Quando um núcleo emite uma partícula beta (β), seu número atômico aumenta uma unidade e seu número de massa não se altera.”
Exemplo:
210 210 0
Bi → Po + β
83 84 1-
átomo-pai átomo-filho partícula beta
Lembre-se que a carga elétrica relativa do elétron é 1-.
Neste caso, o átomo-pai e o átomo-filho são isóbaros.
Os átomos de tório, césio e estrôncio emitem radiação β.
O tório-234, por exemplo, se transforma em protactínio-234 emitindo um elétron, partícula beta.
Desintegração gama
As emissões gama (γ) não são partículas. São ondas eletromagnéticas, assim como a luz ou ondas luminosas.
Possui um poder de penetração maior que a alfa e beta. Conseguem atravessar até 20cm no aço e 5 cm no chumbo (Pb). Por este motivo, estas emissões são muito perigosas do ponto de vista fisiológico. Podem danificar tecidos vivos e até matar.
A emissão gama (γ) não altera nem o número atômico e nem o número de massa.
O rádio-226, por exemplo, se transforma em radônio-222, emitindo radiação gama e também partículas alfa.
DECAIMENTO E MEIA-VIDA
Radioatividade – É a propriedade que os núcleos atômicos instáveis possuem de emitir partículas e radiações eletromagnéticas para se transformarem em núcleos mais estáveis. Para este fenômeno, damos o nome de reação de desintegração radioativa, reação de transmutação ou reação de decaimento.
A reação só acaba com a formação de átomos estáveis.
Exemplos:
U -238 sofre decaimento até se transformar em Pb-206.
O tempo que os elementos radioativos levam para ficarem estáveis, varia muito.
Meia-Vida – É o tempo necessário para a metade dos isótopos de uma amostra se desintegrar.
Um conjunto de átomos radioativos pode estar se desintegrando neste instante. Outro átomo pode se desintegrar daqui há uma hora. Outro, pode desintegrar daqui há três meses.
O U-235 é o elemento com meia-vida mais longa. Tem cerca de 7,04.108anos.
Exemplo de um gráfico de Meia-vida: Atividade x Tempo
Exemplo de decaimento do bismuto- 210 |  |
EFEITOS DA RADIOATIVIDADE NOS ORGANISMOS
Os efeitos da radioatividade no ser humano dependem da quantidade acumulada no organismo e do tipo de radiação. A radioatividade é inofensiva para a vida humana em pequenas doses, mas, se a dose for excessiva, pode provocar lesões no sistema nervoso, no aparelho gastrintestinal, na medula óssea, etc., Muitas vezes pode levar a morte (em poucos dias ou num espaço de dez a quarenta anos, através de leucemia ou outro tipo de câncer).
Estar em contato com a radiação é algo sutil e impossível de ser percebido imediatamente, já que no momento do impacto não ocorre dor ou lesão visível.
A radiação ataca as células do corpo, fazendo com que os átomos que compõem as células sofram alterações em sua estrutura. As ligações químicas podem ser alteradas, afetando o funcionamento das células. Isso provoca, com o tempo, conseqüências biológicas no funcionamento do organismo como um todo; algumas conseqüências podem ser percebidas a curto prazo, outras a longo prazo. Às vezes vão apresentar problemas somente os descendentes (filhos, netos) da pessoa que sofreu alguma alteração genética induzida pela radioatividade, exceto os ascendentes e os restantes.
Eletroquímica é uma área da química que estuda as reações que produzem corrente elétrica através de reações chamadas de oxidação e redução. Também estuda as reações que ocorrem por intermédio do fornecimento de corrente elétrica, conhecidas como eletrólise.
As reações ocorrem trocas de elétrons entre os átomos e os íons.
A eletroquímica está muito presente no nosso dia-a-dia. Está presente basicamente em pilhas e baterias utilizadas em aparelhos eletrônicos, como celular, controle remoto, lanternas, filmadoras, calculadoras, brinquedos eletrônicos, rádios à pilha, computadores, e muitos outros.
As reações de oxirredução (oxidação e redução) também estão presentes no cotidiano, como na oxidação do ferro (formação da ferrugem), redução de minérios metálicos para a produção de metais, formação do aço, corrosão de navios, etc.
A conversão de energia química em energia elétrica é um processo espontâneo, chamado de pilha ou célula galvânica.
A conversão de energia elétrica em energia química é um processo não-espontâneo, chamado de eletrólise.
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)
Para a compreensão da eletroquímica, é necessário saber calcular o número de oxidação das substâncias envolvidas em uma reação química.
Número de Oxidação ou NOX deve ser calculado da seguinte maneira:
1) Substância Simples: ZERO (porque não há perda e nem ganho de elétrons).
Exemplos:
H2 NOX H = 0
Fe NOX Fe = 0
O3 NOX O = 0
2) Átomo como íon simples: Sua própria carga.
Exemplos:
Na+ NOX Na = 1+
S2- NOX S = 2-
H+ NOX H = 1+
3) Metais alcalinos à esquerda da fórmula: 1+
Exemplos:
NaCl NOX Na = 1+
LiF NOX Li = 1+
K2S NOX K = 1+
4) Metais alcalino-terrosos à esquerda da fórmula: 2+
Exemplos:
CaO NOX Ca = 2+
MgS NOX Mg = 2+
SrCl2 NOX Sr = 2+
5) Halogênios: 1-
Exemplos:
NaCl NOX Cl = 1-
KF NOX F = 1-
K2Br NOX Br = 1-
6) Calcogênios: 2-
Exemplos:
CaO NOX O = 2-
ZnO NOX O = 2-
MgS NOX S = 2-
7) Ag, Zn e Al: 1+, 2+, 3+
Exemplos:
AgCl NOX Ag = 1+
ZnS NOX Zn = 2+
Al2S3 NOX Al = 3+
8) Hidrogênio em composto: 1+
Exemplo:
H2O NOX H = 1+
9) Hidreto metálico (hidrogênio do lado direito da fórmula): 1-
Exemplo:
NaH NOX H = 1-
10) Oxigênio em composto (regra dos calcogênio): 2-
Exemplo:
H2O NOX O = 2-
11) Oxigênio com flúor: 1+ e 2+
Exemplos:
O2F2 NOX O = 1+
OF2 NOX O = 2+
12) Peróxidos (oxigênio + alcalino / alcalino terroso): 1-
Exemplos:
H2O2 NOX 0 = 1-
Na2O NOX 0 = 1-
13) Superóxidos: -  Exemplo: K2O4 NOX O = -  Cálculo de NOX:
Para as substâncias com dois ou mais elementos químicos:
- soma do NOX de todos os átomos = zero
- soma do NOX de todos os átomo em um íon composto = sua carga
Exemplo:
Para encontrar o NOX do H na água, sabendo apenas o NOX do O:
Pode-se colocar em cima da fórmula o NOX e embaixo o somatório.
Assim:
1+ 2- → NOX
H 2 O → elemento químico
______
2+ 2- = 0 → somatório
|
Neste caso, o NOX do O é 2-. Multiplica-se o NOX pelo número de átomos de O, então 2-
Como a água é uma substância que está no seu estado neutro (não é um íon), o somatório de cargas é zero. O H soma 2+, por este motivo.
Para achar o NOX do H, divide-se o número do somatório do H pelo número de átomos de H. Como existem dois átomos de H, o NOX será 1+
Oxirredução
É a reação química que se caracteriza pela perda ou ganho de elétrons. É a transferência de elétrons de uma espécie química para a outra. Ocorrem dois fenômenos: oxidação e redução.
Oxidação – perda de elétrons, onde aumenta o NOX. Agente redutor
Redução – ganho de elétrons, onde diminui o NOX. Agente oxidante
Oxi-Redução – quando há transferência de elétrons.
PILHAS DE DANIELL
Observe a seguinte reação química de oxirredução:
 Esta reação pode ser feita muito facilmente colocando um pedaço de zinco metálico (Zn°) em um copo com uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4), que é um líquido azul translúcido. Após alguns tempo, cerca de 20 minutos, pode-se observar que o pedaço de metal ficou avermelhado. A parte que ficou vermelha é o cobre (Cu°) que se depositou sobre a placa de zinco. E no fundo do copo há a formação de sulfato de zinco (ZnSO4), conforme a reação acima.
Esta experiência que pode ser feita até mesmo em casa, demostra as reações de oxirredução.
A experiência feita pelo meteorologista e químico inglês John Frederic Daniell, em 1836, constitui uma pilha formada apartir de reações de oxirredução.
Pilha – São reações químicas que produzem corrente elétrica.
Daniell montou um sistema com dois eletrodos interligados.
Um eletrodo era constituido de uma placa de zinco imersa em um copo com uma solução com íons de zinco, no caso, sulfato de zinco.
O outro eletrodo era constituído de uma placa de cobre imersa em um copo com uma solução com íons de cobre, no caso, sulfato de cobre.
Chamou o eletrodo de Zinco de ânodo, com carga negativa.
Chamou o eletrodo de Cobre de cátodo, com carga positiva.
Fonte: http://educar.sc.usp.br/licenciatura/2006/Pilha_de_Daniel/pilha_de_Daniell.html
Ânodo ou polo negativo é o eletrodo onde saem os elétrons. Ocorre a reação de oxidação.
Cátodo ou polo positivo é o eletrodo para onde vão os elétrons. Ocorre a reação de redução.
Com o passar do tempo, os elétrons da placa de zinco vão para a solução, fazendo com que aumente a concentração da solução e corroendo a placa de zinco.
No outro eletrodo, ocorre o contrário. Os élétrons da solução de sulfato de cobre se depositam na placa de cobre, diminuindo a concentração da solução e aumentando a massa da placa metálica.
Fonte: http://cabarequimico.blogspot.com/2008/11/eletroqumica-abrange-todos-processo.html
Veja como montar as reação que ocorrerem na Pilha de Daniell:
1°) montar a reação do ânodo
2°) montar a reação do cátodo
3°) somar as reações, formando a reação global da pilha.
Obs.: Os termos semelhantes, se anulam. No caso, na reação acima, os 2é.
Daniell colocou uma ponte salina constituída de um tubo de vidro em U contendo solução de KCl aquoso. A sua função é permitir a migração de íons de uma solução para a outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio.
Tabela resumida da Pilha de Daniell:
ELETRODO
|
REAÇÃO
|
POLO
|
LÃMINA
|
SOLUÇÃO
|
ÂNODO
|
OXIDAÇÃO
|
POLO NEGATIVO (-)
|
CORRÓI
|
CONCENTRA
|
CÁTODO
|
REDUÇÃO
|
POLO POSITIVO (+)
|
AUMENTA
|
DILUI
|
Força Eletromotriz e Potencial de Redução e de Oxidação
Antes de realizar a montagem de uma pilha, é necessário saber qual metal vai perder e qual metal vai ganhar elétrons. Para conseguir responder à esta questão, devemos conhecer o conceito de potencial de redução e o potencial de oxidação.
O potencial de redução e de oxidação são medidos em volt (V) e é representado pelo símbolo E°.
Onde:  variação de potencial E° = diferença de potencial (padrão) E°RED = potencial de redução E°OX = potencial de oxidação
Padrão: 25°C e 1atm
Pode-se utilizar qualquer uma destas fórmulas, dependendo dos dados que são fornecidos.
A diferença de potencial pode ser chamada também de força eletromotriz (fem).
Quanto maior o E°RED mais o metal se reduz.
Quanto maior o E°OX mais o metal se oxida.
Em geral, são usadas tabelas com potenciais padrão de redução para indicar se o metal irá se reduzir ou oxidar.
Fonte: http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?acao=quimica/ms2&i=6&id=181
Veja o exemplo:
Sendo:
E°RED Cu = +0,34V
E°RED Zn = -0,76V
a) Qual metal sofrerá redução?
O metal que sofrerá redução é o cobre (Cu) porque possui maior valor, maior tendência a reduzir.
b) Qual o valor da ddp desta pilha ou diferença de potencial?
Pode-se calcular também, se soubermos qual metal é o cátodo e qual é o ânodo: 
c) Qual metal sofrerá oxidação?
O metal que sofrerá oxidação é o zinco (Zn) porque possui menor valor de potencial de redução. Então possui tendência a sofrer oxidação.
Então: 
Reação Espontânea e Não Espontânea
A reação na pilha (ou célula eletrolítica) pode ser espontânea ou não.
Quando o potencial padrão da célula eletrolítica é positivo, a reação é espontânea.
Quando o potencial padrão da célula eletrolítica é negativo, a reação é não espontânea.
  Representação IUPAC
De acordo com a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), a representação de uma pilha deve ser da seguinte maneira:
ELETRÓLISE
Eletrólise é uma reação não espontânea provocada pelo fornecimento de energia elétrica, proveniente de um gerador (pilhas). É o inverso das pilhas.
A eletrólise possui muitas aplicações na indústria química, na produção de metais, como sódio, magnésio, potássio, alumínio e etc. Também na produção de não-metais como cloro e o flúor e ainda substâncias como o hidróxido de sódio (soda cáustica) e peróxido de hidrogênio (água oxigenada) e a deposição de finas películas de metais sobre peças metálicas ou plásticas. Essa técnica de deposição em metais é conhecida como galvanização. Os mais comuns são a deposição de cromo (cromagem), níquel (niquelagem), prata (prateação), ouro (dourar), usados em grades, calotas de carros, emblemas, peças de geladeira, jóias, aparelhos de som. É utilizada também na purificação ou refino eletrolítico de muitos metais, como cobre e chumbo. Em processo de anodização, que nada mais é do que uma oxidação forçada da superfície de um metal para que seja mais resistente à corrosão. É feita a anodização em alumínio.
Na eletrólise, usa-se eletrodos inertes (que não regem), como o carbono grafite (grafita) ou platina.
Para que a eletrólise ocorra deve haver:
- corrente elétrica contínua e voltagem suficiente para provocar a eletrólise;
- íons livres ( por fusão ou dissolução)
Existe a eletrólise ígnea e a eletrólise aquosa.
Eletrólise Ígnea
É uma eletrólise onde não há presença de água. Metais iônicos são fundidos (derretidos). Ao se fundirem, eles se ionizam formando íons. A partir desses íons, é formada a corrente elétrica.
Reação de fusão (transformação do estado físico sólido para líquido) do NaCl a 808°C:
Os eletrodos devem ser inertes. Pode ser carbono grafite ou platina. Estes eletrodos são polarizados, um com carga negativa e o outro com carga positiva e são colocados em uma cubeta com o metal NaCl já fundido. 
Observe que no desenho há dois eletrodos carregados eletricamente, o polo positivo e o polo negativo, mergulhados em um metal fundido. A reação acima mostra a formação de íons Na+ e íons Cl-. Quando estes íons entrarem em contato com os eletrodos, o íons positivo (Na+) irá para o eletrodo negativo. O íon negativo (Cl-) irá para o eletrodo positivo.
No eletrodo negativo haverá formação de sódio metálico (Na°). No eletrodo positivo formará gás cloro (Cl2). Percebe-se a formação de bolhas.
O eletrodo positvo é chamado de ânodo e nele ocorre a reação de oxidação.
O eletrodo negativo é chamado de cátodo e nele ocorre a reação de redução.
Reações:
A reação do cátodo deve ser multiplicada por 2 para poder cancelar com a reação do ânodo, já que forma gás cloro (Cl2).
Fonte: http://alfaconnection.net/pag_avsf/fqm0302.htm
Eletrólise Aquosa
É uma eletrólise onde há a dissociação de um composto iônico em solução aquosa. O eletrodo deve ser inerte. É necessário considerar a reação de auto-ionização da água, onde produz íon H+ e íon OH-. O composto iônico é dissolvido em água, ocorrendoa formação de íons livres, que produzirão a corrente elétrica. Deve ser montada as quatro reações para obter a reação global desta eletrólise.  Nesta cuba eletrolítica deve haver água e o composto iônico dissolvidos. Da auto-ionização da água, formará íons H+ e íons OH-. Se o composto for um sal, o NaCl, em contato com a água, formará o íon Na+ e o íon Cl-. Os íons positivos serão atraídos pelo eletrodo negativo e os íons negativos serão atraídos pelo eletrodo positivo. Cada par de íons (positivo e negativo) competirão entre si para ver qual se formará ao redor do seu respectivo eletrodo.
Existe uma tabela de facilidade de descarga elétrica, entre cátions e ânions:
Cátions:
Alcalinos
Alcalinos Terrosos
Al3+ < H+ < demais cátions
Ordem Crescente de Facilidade de Descarga dos Cátions
Ânions:
Ânions Oxigenados < OH- < ânions não-oxigenados < halogênios
Ordem Crescente de Facilidade de Descarga dos Ânions
Observando a tabela, deve-se comparar então os seguintes íons:
- Cl- e OH-
- H+ e Na+
De acordo com a tabela, o íon Cl- (halogênio) tem mais facilidade do que o íon OH-.
De acordo com a tabela, o íon H+ tem mais facilidade do que o íon Na+.
Então, formam-se nos eletrodos, o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2).
No polo (-) = H+
No polo (+) = Cl-
Reações:
Observe que forma o H2 e Cl2.
Também forma 2Na+ e 2OH-. Juntando estes dois íons, forma-se 2NaOH. 
Fonte: http://www.cocemsuacasa.com.br/ebook/pages/9622.htm
Resumo de Pilhas e Eletrólise
Pilha de Daniell
|
Polo +
|
Polo -
|
Cátodo
|
Ânodo
|
Redução
|
Oxidação
|
Aumenta a lâmina
|
Corrói a lâmina
|
Dilui concentração
|
Aumenta concentração
|
Eletrólise
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Ânodo
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Cátodo
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Oxidação
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Redução
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QUÍMICA ORGÂNICA
Até as primeiras décadas do século XIX, muitos cientistas acreditavam que os compostos orgânicos eram obtidos a partir de organismos, como vegetais e animais. Eles acreditavam nisso porque desde a Antiguidade, as civilizações retiravam corantes de plantas para tingir vestimentas ou para preparar bebidas a partir da fermentação de uvas. No século XVIII, Carl Wihelm Sheel conseguiu isolar o ácido tartárico da uva, o ácido cítrico do limão, o ácido lático do leite, a glicerina da gordura e a uréia da urina. Por este motivo, em 1777, Torbern Olof Bergam definiu que a Química Orgânica era a química dos compostos existentes nos organismos vivos e que a Química Inorgânica era a química dos minerais. Neste mesmo período, Antoine Laurent de Lavoisier analisou muitos compostos orgânico e verificou a presença do elemento químico carbono em todos eles. Em 1807, o químico sueco Jöns Jakob Berzeluis defendeu a teoria da Força Vital onde somente os seres vivos são capazes de produzir os compostos orgânicos. Isto queria dizer que era impossível de se obter uma substância orgânica se não fosse a partir de um ser vivo. Não poderiam ser sintetizadas (preparadas artificialmente). 
Porém, esta teoria da Força Vital foi derrubada pelo químico alemão Friedrich Wöhler.Em 1828, Wöhler sintetizou a uréia, a partir de um composto mineral, de acordo com a reação a seguir:  A partir do cianato de amônio, foi possível sintetizar a uréia, que antes só podia ser obtida através da urina dos animais. 
Outras sínteses também foram feitas, como a do metanol e acetileno, também por Wöhler.
Em 1845, Adolphe Wilhelm Hermann Kolbe sintetizou pela primeira vez um composto orgânico a partir de seus elementos químicos. Sintetizou então o ácido acético (vinagre).
Desta época em diante, os químicos acreditavam que qualquer outro composto organio poderia ser sintetizado. A ideia de que todo composto orgânico vinha de seres vivos, foi abandonada.
Friedrich August Kekulé, em 1858 propôs um novo conceito para Química Orgânica, utilizado até hoje.
“ Química Orgânica é a parte da Química que estuda os compostos que contém carbono.” 
Se a Química Orgânica estuda os compostos com carbono, a Química Inorgânica estuda os demais compostos, em geral minérios.
Nem toda substância que contém carbono é parte da Química Orgânica. Há algumas exceções, porque apesar de conter carbono, tem comportamento de uma substância inorgânica. São eles: C(grafite), C(diamante), CO, CO2, HCN, H2CO3, Na2CO3.
Os compostos orgânicos são, na sua maioria, formados por C, H, O e N. estes átomos são chamados de elementos organógenos. Os átomos diferentes do carbono, em uma substância orgânica, são chamados de heteroátomos.
Utilidade da Química Orgânica
Os compostos orgânicos existem em maior quantidade em relação aos inorgânicos.
Até 2005 já eram conhecidos 18.000.000 compostos orgânicos e hoje é uma das áreas mais estudadas na indústria química, a indústria do petróleo. Foi possível fabricar plásticos, como o náilon, poliéster, teflon, raiom, etc.
Plataforma Petrolífera
Como compostos naturais orgânicos podemos citar o petróleo, gás natural, carvão mineral, etc.
Como compostos orgânicos sintéticos podemos citar os plásticos, corantes, medicamentos, inseticidas, roupas, etc.
Corantes, medicamentos e garrafas de polietileno (PET)
ÁTOMO DE CARBONO
O átomo de carbono possui massa atômica (A) igual a 12,01u e número atômico (Z) igual a 6.
Veja a sua configuração eletrônica:
O átomo de carbono possui 6 elétrons, sendo 4 elétrons na última camada (camada de valência). Por esse motivo, chamamos o átomo de carbono de tetravalente.
POSTULADOS DE KEKULÉ
O químico alemão Friedrich August Kekulé foi quem estudou as principais características do átomo de carbono. Explicou as propriedades em forma de três postulados:
1° Postulado de Kekulé: O carbono é tetravalente
Como o átomo de carbono possui 4 elétrons na sua última camada, ele tem quatro valências livres e pode fazer quatro ligações covalentes, formando moléculas. Desta forma, o átomo fica estável.
2° Postulado de Kekulé: O carbono tem 4 valências livres
O átomo de carbono tem as quatro valências livres. A posição do heteroátomo não difere os compostos. Exemplo: clorofórmio (CH3Cl) 
3° Postulado de Kekulé: O carbono forma cadeias carbônicas
Os átomos de carbono agrupam-se entre si, formando estruturas de carbono, ou cadeias carbônicas. 
Alguns elementos (enxofre e fósforo) também conseguem formar cadeias, assim como o carbono, mas não cadeias tão longas, estáveis e variadas como o carbono.
Propriedade Geral dos Compostos Orgânicos
Por apresentarem ligação predominantes covalente, saõ moléculas e possuem as seguintes propriedades:
- P.F. e P.E. baixos
- Solubilidade em solventes apolares
- Solução aquosa não conduz eletricidade
- Podem apresentar polimeria e isomeria
Tipos de União entre Átomos de Carbono
Dois átomos de carbono podem se ligar entre si através de um, dois ou três pares de ligação.
1 par eletrônico – ligação simples C – C
2 pares eletrônicos – ligação dupla C = C
3 pares eletrônicos – ligação tripla C ≡ C
Fórmulas
Para representar uma molécula pode-se usar diversas fórmulas:
- fórmula eletrônica
- fórmula estrutural
- fórmula molecular
- fórmula geométrica
Para representar o gás metano veja as diversas fórmulas que podemos utilizar:
Fórmula Eletrônica
Mostra na fórmula os pares eletrônicos entre as ligações dos átomos. É a chamada fórmula de Lewis. 
Fórmula Estrutural
Fórmula mais utilizada do que a eletrônica. Os pares eletrônicos são representados por um traço. Indicam a ligação covalentes entre os átomos.
Fórmula Molecular
É uma representação mais simplificada da molécula. Indica os átomos e a sua quantidade na substância.
Fórmula Geométrica
Essas fórmulas indicam como poderia ser vista a molécula no espaço. Mostra os ângulos e as suas ligações. 
Classificação do Átomo de Carbono
Classificamos o átomo de carbono de acordo com o número de carbonos que estão ligados a ele. Exemplo:  
Neste caso, as ligações que faltam são completadas com hidrogênio, porque o carbono sempre deve fazer 4 ligações.
Observe que o carbono 1,4,5,6 e 8 estão ligados a somente um carbono, então são chamados de Carbonos Primários.
O carbono 3 está ligado a dois carbonos, então é chamado de Carbono Secundário.
O carbono 7 está ligado a três carbonos, então é chamado de Carbono Terciário.
O carbono 2 está ligado a quatro carbonos, então é chamado de Carbono Quaternário.
CADEIAS CARBÔNICAS
O átomo de carbono tem a propriedade de formar cadeias carbônicas. Elas são classificadas em aberta, fechada ou mista.
Cadeias Abertas
As cadeias abertas são chamadas também de cadeias acíclicas ou alifáticas. Apresentam duas extremidades ou pontas de cadeia. Classificam-se de acordo com a presença de um heteroátomo ou não entre carbonos. - homogênea – não possui heteroátomos entre carbonos. 
- heterogênea – possui heteroátomo entre carbonos.
As cadeias abertas também podem ser classificadas de acordo com a presença de radicais (ramificações) na cadeia carbônica.
- normal – não possui radicais.
- ramificada – possui radicais.
As cadeias carbônicas abertas podem ser classificadas de acordo com o tipo de ligação química. saturada – quando há na cadeia carbônica apenas ligações simples. 
insaturada – quando há nas cadeias carbônicas ligações duplas ou triplas.
Cadeias Fechadas
As cadeias fechadas são também chamadas de cadeias cíclicas. Apresentam seus átomos ligados entre si formando um ciclo figura geométrica ou anel. Podem ser classificadas quanto à presença de uma anel aromático ou não. - alicíclica ou não aromática – são cadeias fechadas que não possuem o anel bezênico. 
- aromática – são cadeias fechadas que possuem o anel aromático, ou anel benzênico. Possuem ressonância entre seus elétrons. Estas cadeias, em geral tem seis átomos de carbono que alternam ligações duplas e ligações simples.  ou  ou 
As cadeias aromáticas podem ser classificadas de acordo com o número de anéis aromáticos:
- mononuclear: quando possui apenas um núcleo (anel aromático)
- polinuclear: quando possui vários anéis aromáticos.
Os aromáticos polinucleares podem ser classificados em: - polinucleares isolados: quando os anéis não possuem átomo de carbono em comum.  - polinuclear condensado: quando os anéis possuem átomos de carbono em comum. 
As cadeias carbônicas fechadas ou alicíclicas podem ser classificadas de diversas formas, assim como as cadeias aberta. Podem ser classificadas de acordo com à saturação: - saturada: cadeia que possui apenas ligações simples enre os átomos. 
- insaturada: cadeia que possui uma dupla ligação entre carbonos.
Podem ser classificadas de acordo com a presença ou não de um heteroátomo: - homogênea ou homocíclicas: possuem somente átomos de carbonos ligados entre si. 
- heterogênea ou heterocíclica: possuem um heteroátomos entre átomos de carbono.
Cadeias Mistas
As cadeias carbônicas mistas são abertas e também fechadas.
Resumo das Cadeias Carbônicas
 Exemplo:
O linalol é uma substância isolada do óleo de alfazema e possui a seguinte fórmula estrutural: 
Como poderia ser classificada esta estrutura?
- acíclica
- ramificada
- insaturada
- homogênea
Ressonância
É a deslocalização dos pares eletrônicos π (pi) das ligações duplas do anel aromático, exercendo um efeito igual em todas as regiões da estrutura. O efeito de ressonância dá estabilidade à molécula.
Este deslocamento é representado por um círculo no centro do anel.
Cada anel possui três ligações π (pi).
O comprimento da ligação dupla é menor do que a ligação simples.
C = C é equivalente a 1,40Å
C – C é equivalente a 1,54Å
O Angstron (Å) é uma unidade de medida dez bilhões de vezes menor que o metro usadas para medir comprimentos de ligações dos átomos, moléculas, etc. 
Chamamos o anel aromático, que contém a ressonância, de híbrido de ressonância ou híbrido ressonante.
O modo como se monta a estrutura do anel aromático é uma forma canônica.
As formas canônicas do anel aromático são teóricas. Na prática, elas não existem. O que existe é uma forma intermediária entre elas, que são os híbridos de ressonância.
LIGAÇÕES COVALENTES E HIBRIDIZAÇÕES
Orbital
Orbital é a região de um átomo onde existe a maior probabilidade de encontrar um elétron.
O orbital mostra a forma do átomo, de acordo com o subnível energético.
subnível s
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um só orbital s
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(0)
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subnível p
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três orbitais p
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(-1) (0) (+1)
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subnível d
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cinco orbitais d
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(-2) (-1) (0) (+1) (+2)
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subnível f
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sete orbitais f
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(-3) (-2) (-1) (0) (+1) (+2) (+3)
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Veja a forma de cada orbital:
s – possui a forma esférica
p – possui a forma de halteres  Os orbitais d e f também apresentam forma de halteres, mas são mais alongadas.
Segunda o Princípio da Exclusão de Pauli, um orbital só comporta dois elétrons de cada vez.
Spin
Spin é o sentido do movimento de rotação do elétron em torno do seu próprio eixo.
Os valores de Spin são convencionados e obedecem setidos horários e anti-horários. Para o sentido horário usa-se  Para o sentido anti-horário usa-se 
REAÇÕES ORGÂNICAS
Existem na natureza milhões de substâncias orgânicas. A quantidade de reações químicas que podem ocorrem com estas substâncias é enorme. Algumas são previsíveis.
As mais importantes reações orgânicas são as seguintes:
- reação de adição
- reação de substituição
- reação de oxidação
- reação de eliminação
REAÇÃO DE ADIÇÃO
As reações de adição são aquelas onde um átomo proveniente de uma substância orgânica ou inorgânica se adiciona à uma substância orgânica. Ocorre em hidrocarbonetos insaturados, como os alcenos e os alcinos.
São caracterizadas pela quebra das ligações duplas e triplas. Nos hidrocarbonetos insaturados, a quebra ocorre na ligação mais fraca (ligação π) e ocorre a formação de duas novas ligações (ligações δ).
As principais reações de adição são:
- hidrogenação catalítica
- halogenação
- adição de HX
- adição de água
- adição a aromático
Hidrogenação Catalítica
Esta reação de adição ocorre em alcenos e alcinos. O gás hidrogênio é adicionado com a ajuda de um catalisador. Pode ser usado o metal níquel (Ni) ou platina (Pt).
Também podemos chamar esta reação de reação de Sabatier-Senderens.
Na indústria química de alimentos é muito conhecida. Serve de base para a produção de margarinas a partir de óleos vegetais.
Os óleos vegetais possuem ligações duplas. A reação de adição, hidrogenação catalítica transforma esses óleos, que são líquidos em gorduras, que é sólida.
Óleo + nH2 → gordura
(líquido insaturado) (sólida saturada)
|
Hidrogenação catalítica nos alcenos e alcinos:
Observe que o produto desta reação é um alcano. Então, uma das sínteses de alcanos é a hidrogenação catalítica.
Halogenação
A halogenação é uma reação de adição onde adiciona-se halogênio (Cl2 e Br2) a um alceno ou alcadieno.
Em alceno:
Em alcadieno:
A halogenação forma como produto di-haletos vicinais, ou seja, dois halogênios vizinhos.
Adição de HX (hidrohalogenação)
Esta reação é feita adicionando HX aos alcenos.
HX, onde X é o halogênio.
Exemplos: HCl, HBr
Em alguns casos, obtemos dois produtos. O “teoricamente” esperado deve seguir a Regra de Markovnikov.
Regra de Markovnikov – “Nas reações de adição, o hidrogênio é adicionado ao carbono mais hidrogenado da ligação dupla”.
Esta regra serve somente para o cloro. Para o bromo, serve a regra Antimarkovnikov, que é o inverso da Markovnikov.
Exemplo de Markovnikov:
Exemplo de Antimarkovnikov:
Adição de Água
Esta reação de adição também é chamada de hidratação de alceno. Ocorre de maneira semelhante com a reação de adição de HX.
É uma reação catalisada por ácido e também segue a regra de Markovnikov. O hidrogênio entra no carbono mais hidrogenado e a hidroxila no carbono menos hidrogenado.
Formam como produto, álcool primário e secundário.
Exemplo:
Adição a Aromático
Os aromáticos sofrem reações de substituição, porém em alguns casos ocorre uma adição. Quando há hidrogenação total do anel benzênico, a reação é de adição.
Esta reação não é tão fácil de ser feita.
Veja o exemplo do hidrogênio se adicionando ao benzeno formando um hidrocarboneto cíclico, o ciclo-hexeno:
 + 3H2 → 
|
Esta reação só é posível se for utilizado o catalisador metálico níquel (Ni) ou platina (Pt) a temperatura de 300°C e com uma pressão de 200atm.
REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO
As reações de substituição são aquelas onde um átomo ou um grupo de átomos de uma molécula orgânica é substituído por outro átomo ou grupo de átomos.
As principais reações de substituição são:
- halogenação
- nitração
- sulfonação
Halogenação
Os halogênios utilizados nas reações de substituição devem ser o cloro (Cl) e o Bromo (Br). Reações com flúor (F) são muito perigosas devida à alta reatividade deste elemento e com iodo (I) as reações tornam-se muito lentas.
Os alcanos podem ser transformados em haletos de alquila.
Exemplos:
A partir do metano, realizando sucessivas halogenações (excesso de halogênios) catalisadas por luz e calor, podemos obter:
CH4 → CH3Cl → CH2Cl2 → CHCl3 → CCl4
metano clorometano diclorometano triclorometano ou tetracloreto
clorofórmio de carbono
Esta reação pode ser chamada de Reação em Cadeia.
O clorofórmio era muito utilizado como anestésico em cirurgias. Atualmente aboliu-se seu uso por ser muito tóxico e perigoso para a saúde. Pode causar sérios danos ao fígado.
A ordem de facilidade com que o hidrogênio “sai” do hidrocarboneto é:
CTERCIÁRIO > CSECUNDÁRIO > CPRIMÁRIO
Nitração
A reação de nitração é aquela onde reagimos um hidrocarboneto com ácido nítrico (HNO3).
Exemplo:
Sulfonação
A reação de sulfonação é aquela onde reagimos um hidrocarboneto com ácido sulfúrico (H2SO4).
Exemplo:
REAÇÃO DE OXIDAÇÃO
As reações de oxidação das substâncias orgânicas devem ser catalisadas por um agente oxidantes. São simbolizados por [O] e podem ser o permanganato de potássio (KMnO4), dicromato de potássio (K2Cr2O7) ou o tetraóxido de ósmio (OsO4).
As reações mais importantes de oxidação são:
- oxidação energética dos alcenos
- oxidação de álcool primário
- oxidação de álcool secundário
Oxidação Energética dos Alcenos
Esta oxidação ocorre nos alcenos em contato com um agente oxidante em solução aquosa, concentrada e ácida (geralmente em ácido sulfúrico). Nesta reação, podemos obter vários produtos. Depende do tipo da posição da ligação dupla:
Observe:
- carbono primário produz gás carbônico e água
- carbono secundário produz ácido carboxílico
- carbono terciário produz cetona
Esta reação serve como teste de insaturação de alceno, ou seja, para identificar que tipo de alceno se tem.
Alguns exemplos:
Carbono secundário:
O
//
CH3 – CH = CH2 + 5[O] → CH3 – C + CO2 + H2O
\
OH |
|
Carbono terciário:
CH3 – C = C – CH3 + 2[O] → CH3 – C – CH3
| | | |
CH3 CH3 O
|
Oxidação de Álcoois Primários
Os álcoois primários se oxidam com oxidantes enegéticos, como o permanganato de potássio e dicromato de potássio, em meio sulfúrico. O produto desta oxidação é aldeído. Com mais quantidade de agente oxidante, obtemos um ácido carboxílico.
Esta reação explica porque o vinho fica com gosto de vinagre quando deixamos muito tempo em contanto com o ar (oxigênio). O álcool sofre uma oxidação e tranforma-se em vinagre, que é um ácido carboxílico.
Exemplo:
O O
// //
CH3 – CH2OH + [O] → CH3 – C + [O] → CH3 – C
\ \
H OH
álcool primário aldeído ácido carboxílico |
|
Oxidação de Álcoois Secundários
Os álcoois secundários tem como produto as cetonas.
Exemplo:
CH3 – CH – CH3 + [O] → CH3 – C – CH3
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OH O
álcool secundário cetona
|
Observação: Não existe oxidação de álcool terciário.
REAÇÃO DE ELIMINAÇÃO
São as reações onde alguns átomos ou grupos de átomos são eliminados da molécula orgânica.
É o inverso das reações de adição.
Tem grande importância para a indústria química, na produção de polietileno que é a matéria-prima para a obtençao de plásticos.
As principais reações de eliminação são:
- eliminação de hidrogênio (desidrogenação)
- eliminação de halogênios (de-halogenação)
- eliminação de halogenidreto
- eliminação de água (desidratação de álcool)
Eliminação de Hidrogênio ou Desidrogenação
A partir de alcano é possível obter um alceno, catalisado por calor.
Exemplo:
Eliminação de Halogênio ou De-Halogenação
Di-haletos vicinais regindo com zinco catalisado por um álcool formam alcenos.
Exemplo:
Eliminação de Halogenidretos
Halogenidretos, como HCl, HBr e HI podem ser eliminados a partir de um haleto de alquila, catalisado por uma base, que pode ser o KOH e um álcool.
Exemplo:
Eliminação de Água
A desidratação intramolecular de álcool catalisada por ácido sulfúrico concentrado e calor (170°C) ocorre com a eliminação de água e alceno.
 Outra desidratação que pode ocorrer é a intermolecular de dois álcoois formando éter e eliminando água. A reação deve ser catalisada por ácido sulfúrico concentrado e calor (140°C).
Então:
1 molécula álcool = desidratação intramolecular = alceno
2 moléculas álcool = desidratação intermolecular = éter
MACROMOLÉCULAS
Dentro da Química Orgânica, estudamos moléculas de tamanho relativamente pequeno e também as moléculas grandes. Para estas moléculas damos o nome de macromoléculas.
As macromoléculas também podem ser chamadas de polímeros.
Elas dividem-se em macromoléculas naturais e sintéticas.
As macromoléculas naturais são biomoléculas fundamentais para todos os seres vivos, que são os glicídios, os lipídios e as proteínas.
As macromoléculas sintéticas são a base para a fabricação dos plásticos.
Glicídios
Os glicídios são compostos que possuem função orgânica mista poliálcool-aldeído ou poliálcool-cetona, dentre outros compostos, que ao sofrerem hidrólise resultam em poliálcool-aldeído ou poliálcool-cetona.
Exemplos:
A palavra glicídios vem do grego glicos que significa doce. São os açúcares, desde o mais comum até os mais complexos, como o amido e a celulose. São produzidos em vegetais através da fotossíntese transformado no processo de respiração.
São fonte de glicídios a farinha, o açúcar, o papel, o mel, as frutas, o pão, etc.
Os glicídios se classificam em oses e osídios. As oses ou monossacarídios são os glicídios que não se hidrolisam. Os osídios são glicídios mais complexos que se hidrolisam.
Os principais glicídios são:
- glicose
- frutose
- sacarose
- lactose
- celulose
- amido
- glicogênio
Glicose
A glicose também pode ser chamada de glucose, dextrose ou açúcar de uva. É uma aldo-hexose, com fórmula química C6H12O6. pode ser encontrada nas uvas e em outras frutas. Na indústria é obtida pela hidrólise do amido.
É muito utilizada na Indústria de Alimentos, na fabricação de doces, balas, etc.
Frutose
É uma cetose e possui fórmula molecular C6H12O6. Pode ser encontrada no mel e em muitas frutas.
É também chamada de levulose. Pode ser obtida através da hidrólise de um polissacarídeo, a inulina.
Sacarose
É o açúcar comum, ou açúcar de cana. Tem fórmula química C12H22O11. encontrado principalmente na cana-de-açúcar e na beterraba.
glicose frutose |
A sacarose é resultado da condensação de uma molécula de glicose e uma de frutose.
No Brasil, a sacarose é obtida através da cristalização do caldo de cana. Na Europa, este glicídio é obtido principalmente através da beterraba.
Lactose
É um glicídio encontrado no leite e possui fórmula química C12H22O11. é um dissacarídio resultante da ondensação de uma molécula de glicose ou glocose com uma de galactose.
Celulose
A celulose é um polissacarídio de fórmula química C6H10O5. Pode chegar a ter massa molecular equivalente a 400.000u.
A celulose está presente em quase todos os vegetais.
É formada pela condensação de um grande número de moléculas de glicose.
A celulose pode ser obtida através da madeira de eucalipto e de pinheiros e do algodão. É usado para a fabricação de papel.
Amido
O amido é um polissacarídio que possui massa molecular entre 60.000u e 1.000.000u. Sua fórmula química é (C6H10O5)n. Pode ser encontrado em vegetais, principalmente em cereais como arroz, milho, trigo, etc. Também está presente em raízes como a mandioca e a batata.
A molécula de amido é uma condensação de moléculas de glicose, liberadas quando o amido é hidrolisado.
Glicogênio
O glicogênio é um polissacarídio que possui fórmula química (C6H10O5)n. è formado pela condensação de moléculas de glicose e tem estrutura ramificada.
O glicogênio está presente nos músculos e no fígado dos animais. É a principal reserva animal, capaz de ser transormado em glicose dependendo da necessidade do organismo.
Lipídios
Os lipídios tem grande impostancia para o funcionamento do organismo dos seres humanos. Constituem os óleos e as gorduras animais e vegetais.
Pode ser encontrado em alimentos como manteigas e margarinas, azeite de oliva, óleos, presuntos, salames, em frutas com alto teor de gordura como o abacate, etc.
A palavra lipídio vem do termo grego lipos, que significa “gordura”.
Os lipídios são substâncias insolúveis em águas e solúveis em solventes orgânicos como o clorofórmio, benzeno e éter.
Os lipídios podem ser classificados em lipídios simples e os lipídios complexos.
Os lipídios simples são os ésteres de ácidos graxos com diferentes álcoois. Os ácidos graxos são ácidos monocarboxílicos, de cadeia normal que pode ser saturada ou insaturada.
Alguns ácidos graxos saturados:
Ácido láurico – C11H23 – COOH – gordura de coco
Ácido mirístico – C13H27 – COOH – noz moscada
Ácido palmítico – C15H31 – COOH – gordura de palma (palmito)
Ácido esteárico – C17H35 – COOH – gordura de boi
Alguns ácidos graxos insaturados:
Ácido oléico – C17H33 – COOH – óleo de oliva
Ácido linoléico – C17H31 – COOH – óleo de soja
Ácido linolênico – C17H29 – COOH – óleo de linhaça
Os ácidos graxos insaturados podem ser monoinsaturados, com apenas uma ligação dupla ou podem ser poliinsaturados, com mais de uma ligação dupla.
O ácido oléico é monoinsaturado, com insaturação entre os carbonos 10 e 9.
O ácido linoléico é poliinsaturado, com insaturação entre os carbonos 13 e 12 e entre 10 e 9.
O ácido linolênico possui três insaturações, portanto poliinsaturado, com insaturação nos carbonos 16 e 15, 13 e 12 e entre os carbonos 10 e 9.
O álcool mais frequente nos lipídios simples é a glicerina.
A glicerina é um triálcool que atua na formação de óleos e gorduras vegetais e animais (ésteres, os glicerídios). As ceras são ésteres dos ácidos graxos com álcool de cadeia longa.
Os lipídios complexos, geralmente não são ésteres. São moléculas grandes, cíclicas e podem conter nitrogênio, fósforo e etc.
Glicerídios
Os glicerídios são ésteres da glicerina com ácidos graxos.
Veja a reação:
 Os glicerídios são divididos em óleos e gorduras. - óleos = são líquidos em temperatura ambiente - gorduras = são sólidos em temperatura ambiente
Saponificação
Os glicerídios podem ser transormados em sabão. Para esta reação, damos o nome de saponificação.
Reagindo um glicerídio com uma base forte, como o NaOH, obtemos sabão e glicerina como produtos.
Veja a reação de saponificação:
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Cerídios
Os cerídios são ésteres de ácidos graxos superiores com álcoois superiores.
As ceras podem ser vegetais, como a cera de carnaúba ou pode ser cera animal, como a cera de abelhas.
Alguns cerídios:
C15H31 – COOC20H53 palmitato de cerila (cera de palmeiras)
C250H51 – COOC28H57 um dos componentes da cera de abelha
Proteínas
As proteínas são formadas por aminoácidos. Na nossa alimentação, as proteínas podem ser encontradas no leite, na carne, no ovo, no peixe, no queijo, no frango, na manteiga e outros alimentos.
Praticamente 15% do nosso corpo é formado por proteínas. As proteínas são indispensáveis para as células vivas.
Aminoácido são compostos químicos que apresentam a função orgânica ácido carboxílico e amina.
Exemplos de aminoácidos:
As proteínas são macromoléculas resultantes da condensação de moléculas de α-aminoácidos através de uma ligação peptídica.
Ligação pepstídica é a ligação entre o grupo ácido (-COOH) de uma molécula e o grupo básico (-NH2) de outra molécula de aminoácido.
 Fonte: simbiotica.org/composicaoquimicacelula.htm
A ligação peptídica é, então:
As proteínas são fundamentais para a estrutura e funcionamento e na reprodução das células vivas.
Algumas proteínas do corpo humano e sua massa molar (g/mol):
PROTEÍNA
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MASSA MOLAR
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Insulina
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6.000
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Albumina (ovo)
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45.000
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Hemoglobina (sangue)
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65.000
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Caseína (leite)
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380.000
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As proteínas estão presentes em quase toda parte do nosso corpo, como pele, cabelo, saliva, fibras musculares, fibras nervosas, unhas, sangue, ossos.
As proteínas podem sofrer reação de hidrólise. Quando aquecidas com soluções aquosas de ácidos ou bases forte ou sob ação enzimática (como catalisadores). À medida que o tamanho da cadeia carbônica vai diminuindo, são dados vários nomes aos produtos intermediários:
proteínas + água → metaproteína + água → proteoses + água → peptonas
+ água → polipeptídios + água → peptídios simples + água → aminoácidos
Este tipo de reação, ocorre no nosso sistema digestório. Desta forma, as células vão aproveitando cada parte desmontada durente a reação.
As enzimas são proteínas complexas que servem como catalisadores das reações durante os processos biológicos.
Existem no nosso corpo cerca de 3.000 enzimas.
Polímeros Sintéticos
As macromoléculas sintéticas são os polímeros, que são a base para a fabricação dos plásticos.
Os plásticos começaram a ser produzidos no final do século XIX e tem grande importancia no desenvolvimento do século XX.
A partir destas macromoléculas foi possível obter, além dos plásticos, as fibras têxteis, como o náilon e o poliéster e as borrachas sintéticas.
Polímeros são compostos de moléculas muito grandes que são formados pela repetição de uma unidade molecular pequena, que se chama monômero.
Exemplos:
Exemplos de polímeros sintéticos: copo plástico, garrafas PET e pneu de borracha sintética.
Os polímeros de adição são aqueles onde o polímero é a soma de moléculas pequenas e todas iguais entre si.
São exemplos de polímeros de adição o polietileno, o polipropileno, o cloreto de vinila, o poliestireno, o poliacetato de vinila, o teflon, o polimetacrilato de metila e a poliacrilonitrila.
Polietileno
Este polímero é obtido a partir de um alceno, o etileno. Várias partes do etileno formam o polietileno.
Esta reação ocorre na presença de um catalisador.
O polietileno é o plástico mais utilizado hoje. Serve para a fabricação de objetos domésticos, garrafas PET, sacolas plásticas e etc.
Polipropileno
Utilizado na fabricação de pára-choques, cordas devido à sua alta resitência à tração.
É obtido a partir do propileno.
propileno | 
polipropileno |
Cloreto de Vinila
É conhecido como PVC, sigla em inglês polyvinyl chloride, utilizado em tubos para encanamentos, sapatos plásticos, etc.
É obtido a partir do cloreto de vinila.
cloreto de vinila | 
cloreto de polivinila (PVC) |
Poliestireno
Este polímero é muito utilizado na fabricação de xícaras e pratos. Quando ele é aquecido com substâncias que produzem gases, ele incha e dá origem ao isopor.
É obtido a partir do estireno.
 poliestireno
Poliacetato de Vinila
Este polímero é chamado também de PVA, da sigla em inglês polyvinyl acetate.
É usado na fabricação de tintas, gomas de mascar, adesivos e colas.
É obtido a partir do acetato de vinila.
 poliacetato de vinila
Teflon
O teflon é um polímero muito empregado no revestimento de panelas, engrenagens e em isolamento elétrico.
Possui alta resistência ao calor e a regentes químicos, tem boa resistência mecânica e baixo coeficiente de atrito. É um bom isolante de eletricidade.
Podemos obter o teflon a partir da reação entre o tetraflúor-etileno.
Polimetacrilato de metila
Polímero muito utilizado na fabricação de vidro plástico comum, em óculos, anúncios luminosos, etc.
Pode ser encontrado comercialmente como lucite ou plexiglás.
É obtido a partir da uma reação com metil-acrilato de metila.
 polimetacrilato de metila
Poliacrilonitrila
Este polímero pode ser encontrado também como darlon ou orlon. Muito utilizado em cobertores, carpetes, forração de móveis , bichos de pelúcia e etc. Pode ser obtido a partir da acrilonitrila.
 poliacrilonitrila
  Polímero usado na fabricação de bichos de pelúcias e cobertores.
Os polímeros de condensação são obtidos pela reação de dois monômeros, com a eliminação de uma substância mais simples. Esta substância pode ser HCl, H2O, NH3 e etc. A vezes por rearranjos entre as moléculas dos monômeros.
São exemplos de polímeros de condensação o náilon, o poliéster, a baquelite e os policarbonatos
Náilon
O náilon é um polímero resultante da condensação de diaminas com diácidos. É uma poliamida (náilon-66).
É muito utilizado em fibras têxteis, linhas de pescar.
Poliéster
O poliéster é um polímero obtido a partir de uma reação de esterificação entre um poliácido e um poliálcool, repetida muitas vezes.
São utilizados na produção de varas de pescar, fibras têxteis.
Comercialmente, é conhecida como terilene ou tergal.
Para a obtenção deste polímero, pode-se reagir ácido tereftálico com etileno-glicol.
 Baquelite
Este polímero foi o primeiro a ter grande importância industrial. É quimicamente estável e resistente ao calor e possui propriedade de isolamento.
Foi muito utilizado em rádios, telefones e artigos elétricos, como interruptores.
É obtido através da reação entre uma molécula de fenol e outra de formaldeído.
Policarbonatos
Os policarbonatos são polímeros que contém na sua estrutura o grupo do ácido carbônico esterificado por fenóis.
Possui alta transparência e resistência mecânica. Por este motivo, são usados como visores de capacetes de motocicletas, em coberturas transparentes, em janelas de aviões, por ser menos pesado que o vidro e ter o mesmo grau de transparência e mais resistente a choques.
ESTEQUIOMETRIA
Estequiometria é a parte da Química que estuda as proporções dos elementos que se combinam ou que reagem.
MASSA ATÔMICA (u)
É a massa do átomo medida em unidades de massa atômica (u). A massa atômica indica quantas vezes o átomo considerado é mais pesado que  do isótopo C12. Na natureza, quase todos os elementos são misturas dos seus isótopos com diferentes porcentagens em massa. Estas porcentagens são chamadas de abundâncias relativas.
Veja a abundância relativa do cloro:
Isótopo
|
Abundância Relativa
|
Massa Atômica
|
Cl35
|
75,4%
|
34,969 u
|
Cl37
|
24,6%
|
36,966 u
|
A massa atômica do cloro que aparece na Tabela Periódica dos Elementos é a média ponderada destas massas. O cálculo é feito desta maneira:
Veja a porcentagem dos isótopos do hidrogênio na natureza:
1H1
|
1H²
|
1H³
|
99,9%
|
0,09%
|
0,01%
|
Hidrogênio
|
Deutério
|
Trítio
|
Antigamente, utilizava-se o termo "peso atômico". Mas deve-se evitar este termo. Para determinar as massas atômicas dos elementos é utilizado um aparelho chamado espectrômetro de massas.
MASSA MOLECULAR (MM)
É a massa da molécula medida em unidades de massa atômica. Para cálculos estequioméricos, utliza-se a unidade gramas (g).
O cálculo da massa molecular é feito a partir das massas atômicas dos elementos e a soma dos seus átomos na molécula.
Assim:
H2O (água)
O = 1x 16 = 16
H = 2 x 1 = 2
MM = 16 + 2 = 18g ou 18u
Na fórmula da água há 1 átomo de O que é multiplicado pela sua massa atômica (16), resultando em 16.
Há dois átomos de H que é multiplicado pela sua massa atômica (1), resultando em 2.
Estes resultados são somados e desta forma encontramos o valor da massa molecular, 18g ou 18u.
Veja outros exemplos:
CO2 (dióxido de carbono)
O = 2 x 16 = 32
C = 1 x 12 = 12
MM = 32 + 12 = 44g ou 44u
C12H22O11 (sacarose)
O = 11 x 16 = 176
H = 22 x 1 = 22
C = 12 x 12 = 144
MM = 176 + 22 + 144 = 342g ou 342u
Mg(OH)2 (hidróxido de magnésio)
H = 2 x 1 = 2
O = 2 x 16 = 32
Mg = 1 x 24 = 24
MM = 2 + 32 + 24 = 58g ou 58u
Ca(NO3)2 (nitrato de cálcio)
O = 6 x 16 = 96
N = 2 x 14 = 28
Ca = 1 x 40 = 40
MM = 96 + 28 + 40 = 164g ou 164u
CuSO4.5H2O (sulfato cúprico penta-hidratado)
O = 5 x 16 = 80
H = 10 x 1 = 10
O = 4 x 16 = 64
S = 1 x 32 = 32
Cu = 1 x 63,5 = 63,5
MM = 80 + 10 + 64 + 32 + 63,5 = 249,5g ou 249,5u
Fórmula Mínima
É uma fórmula que fornece o número relativo entre os átomos da substância.
Mostra a proporção em número de átomos dos elementos expressa em número inteiros e os menores possíveis.
Veja a fórmula mínima de algumas substâncias e sua fórmula moleculares:
Substância
|
Fórmula Molecular
|
Fórmula Mínima
|
Água Oxigenada
|
H2O2
|
HO
|
Glicose
|
C6H12O6
|
CH2O
|
Ácido Sulfúrico
|
H2SO4
|
H2SO4
|
Geralmente, as fórmulas mínimas são uma “simplificação matemática” da fórmula molecular. A água oxigenada pode ser dividida por 2 formando a fórmula mínima acima. Na glicose, a fórmula molecular foi dividida por 6 e no ácido sulfúrico, não é possível dividir por um número inteiro, então a fórmula mínima fica igual à fórmula molecular.
Composição Centesimal ou Análise Elementar
A fórmula centesimal fornece o percentual dos átomos que compõe a substância.
Representa a proporção em massa que existe na substância. É sempre constante e segue a Lei de Proust.
Exemplo:
C: 85,6%
H: 14,4%
Veja como calcular a fórmula centesimal a partir de dados obtidos da análise da substância:
A análise de 0,40g de um certo óxido de ferro revelou que ele possui 0,28g de ferro e 0,12g de oxigênio. Qual é a sua fórmula centesimal?
  x = 70% de Fe
x = 30%
Então, neste óxido possui 70% de Fe e 30% de O.
MOL
A palavra mol foi utilizada pela primira vez pelo químico Wilhem Ostwald em 1896. Em latim, esta palavra significa mole, que significa”monte”, “quantidade”. A partir desta palavra também originou molécula, que quer dizer pequena quantidade.
Algumas mercadorias são vendidas em quantidades já definidas, como por exemplo a dúzia (12), a resma (500), etc.
O mol também determina quantidade. Pode determinar também massa e volume. Veja o esquema a seguir:
 O mol indica quantidade. Um mol de qualquer coisa possui 6,02.1023 unidades. É utilizado em química para referir-se à matéria microscópica, já que este número é muito grande. Pode ser usado para quantificar átomos, moléculas, íons, número de elétrons, etc. O número 6,02.1023 é a constante de Avogadro.
Exemplos:
1 mol de átomos de H tem 6,02.1023 átomos.
2 mol de átomos de H tem 2 x 6,02.1023 átomos = 12,04.1023 átomos de H
O mol indica massa. Um mol de um elemento é igual a sua massa molecular em gramas (g).
Exemplos:
1 mol de água tem 18g
2 mol de água tem 2 x 18 = 36g
O mol indica volume. Na realidade, indica o volume ocupado por um gás nas CNTP (condições normais de temperatura e pressão). Para gases que estão nestas condições, o valor de um mol é 22,4L (litros).
CNTP:
T=0°C = 273K
P = 1atm = 760mmHg
Exemplos:
1 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 22,4L
2 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 2 x 22,4L = 44,8L
Para gases que não estão nestas condições, utiliza-se a fórmula do Gás Ideal ou Equação de Clapeyron:
Onde:
P = pressão do gás (atm)
V = volume do gás (L)
n = número de mols do gás (mol)
R = constante de Clapeyron = 0,082atm.L/mol.K
T = temperatura do gás (K)
ESTEQUIOMETRIA COMUM / ESTEQUIOMETRIA DA FÓRMULA:
Os cálculos estequiométricos são cálculos que relacionam as grandezas e quantidades dos elementos químicos. Utiliza-se muito o conceito de mol nestes cálculos.
É muito importante saber transformar a unidade grama em mol. Pode-se usar a seguinte fórmula:
 Onde: n = número de mol (quantidade de matéria) m = massa em gramas MM = massa molar (g/mol)
Exemplo:
Este cálculo pode ser feito também por Regra de Três:
Para os cálculos com regra de três, sempre devemos colocar as unidade iguais uma embaixo da outra, como no exemplo acima.
Outros exemplos de cálculos estequiométricos envolvendo apenas a fórmula química:
- Quantos mols há em 90g de H2O?
 90 = 18. x 
5 mol = x
- Quantas moléculas de água há em 3 mol de H2O?
x = 3 . 6,02.1023
x = 18,06. 1023 ou 1,806.1024 moléculas
3) Qual o volume ocupado por 4 mol do gás Cl2 nas CNTP?
x = 4 x 22,4
x = 89,6L
4) Quantos mols existem em 89,6L do gás CO2 nas CNTP?
x = 4 mol
ESTEQUIOMETRIA DA EQUAÇÃO QUÍMICA
Os cálculos estequiométricos que envolvem uma reação química consiste em encontrar as quantidades de certas substâncias a partir de dados de outras substâncias que participam da mesma reação química.
Estes cálculos são feitos através de proporções. Deve-se levar em conta os coeficientes, que agora serão chamados de coeficientes estequiométricos.
Veja alguns passos que podem ser seguidos para montar e calcular:
1. fazer o balanceamento da equação química (acertar os coeficientes estequiométricos);
2. fazer contagem de mol de cada substância;
3. ler no problema o que pede;
4. relacionar as grandezas;
5. calcular com regra de três (proporção).
Exemplos:
1) 108g de metal alumínio reagem com o ácido sulfúrico, produzindo o sal e hidrogênio, segundo a reação abaixo:
 Determine: a) o balanceamento da equação:
Isto quer dizer que 2 mol de Al reage com 3 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de Al2(SO4)3 e 3 mol de H2
x = 588g de H2SO4
Relacionar a massa de ácido com a massa de alumínio, como no 3° passo. Antes, no 1° e no 2° passos, transformar o número de mol em gramas.
CÁLCULO DE PUREZA
O cálculo de pureza é feito para determinar a quantidade de impurezas que existem nas substâncias.
Estes cálculos são muito utilizados, já que nem todas as substâncias são puras.
Exemplo:
Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a aquecimento, de acordo com a reação: 
Qual massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita?
x = 640g de CaCO3
Para o restante do cálculo, utiliza-se somente o valor de CaCO3 puro, ou seja, 640g. 
x = 358,4g de CaO
CÁLCULO DE RENDIMENTO
É comum, nas reações químicas, a quantidade de produto ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por exemplo, má qualidade dos aparelhos ou dos reagentes, falta de preparo do operador, etc.
O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida).
Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%.
Exemplo:
Num processo de obtenção de ferro a partir do minério hematita (Fe2O3), considere a equação química não-balanceada:  Utilizando–se 480g do minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro produzida será de:
Equação Balanceada:   Dados: 1Fe2O3 = 480g 2Fe = x (m) com 80% de rendimento MM Fe2O3 = 160g/mol MM Fe = 56g/mol
x = 336g de Fe
Cálculo de Rendimento:
x = 268,8g de Fe
CÁLCULO DO REAGENTE LIMITANTE E EM EXCESSO:
Para garantir que a reação ocorra e para ocorrer mais rápido, é adicionado, geralmente, um excesso de reagente. Apenas um dos reagentes estará em excesso. O outro reagente será o limitante.
Estes cálculos podem ser identificados quando o problema apresenta dois valores de reagentes. É necessário calcular qual destes reagentes é o limitante e qual deles é o que está em excesso. Depois de descobrir o reagente limitante e em excesso, utiliza-se apenas o limitante como base para os cálculos estequiométricos.
Exemplos:
1) Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco de acordo com a seguinte reação:  
Reagiu 30g de zinco e 36g de enxofre. Qual é o regente em excesso?
Balancear a reação química:  Dados: Zn = 30g S = 36g Transformar a massa em gramas para mol:    
  Pela proporção da reação 1mol de Zn reage com 1mol de S. Então 0,46mol de Zn reage com quantos mols de S? Pode ser feita uma regra de três para verificar qual regente está em excesso:
x = 0,46mol de S
Então 1mol de Zn precisa de 1mol de S para reagir. Se temos 0,46mol de Zn, prrecisamos de 0,46mol de S, mas temos 1,12mol de S. Concluimos que o S está em excesso e, portanto o Zn é o regente limitante.
2) Quantos gramas de ZnS será formado a partir dos dados da equação acima?
Para resolver esta pergunta, utiliza-se somente o valor do reagente limitante.
x = 44,68g de ZnS
Algumas constantes e conversões úteis:
1atm = 760mmHg = 101325Pa
1Torr = 1mmHg
R= 0,082atm.L/mol.K
R= 8,314/mol.K
R= 1,987cal/mol.K
Número de Avogadro: 6,02.1023
1mL = 1cm³
1dm³ = 1L = 1000mL
1000Kg = 1ton
1Kg = 1000g
1g = 1000mg
1nm = 1.10-9m
TERMOQUÍMICA
As transformações físicas e as reações químicas quase sempre estão envolvidas em perda ou ganho de calor. O calor é uma das formas de energia mais comum que se conhece.
A Termoquimica é uma parte da Química que faz o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas. A maioria das reações químicas envolve perda ou ganho de calor (energia).
Veja no quadro abaixo os tipos de reações com perda ou ganho de calor:
REAÇÕES QUE LIBERAM ENERGIA
|
REAÇÕES QUE ABSORVEM ENERGIA
|
Queima do carvão
|
Cozimento de alimentos
|
Queima da vela
|
Fotossíntese das plantas, o sol fornece energia
|
Reação química em uma pilha
|
Pancada violenta inicia a detonação de um explosivo
|
Queima da gasolina no carro
|
Cromagem em para-choque de carro, com energia elétrica
|
As transformações físicas também são acompanhadas de calor, como ocorre na mudanda de estados físicos da matéria.
absorção de calor 
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
 liberação de calor
Quando a substância passa do estado físico sólido para líquido e em seguida para gasoso, ocorre absorção de calor.
Quando a substância passa do estado gasoso para líquido e em seguida para sólido, ocorre liberação de calor.
Essa energia que vem das reações químicas é decorrente de rearranjo das ligações químicas dos reagentes transformando-se em produtos. Essa energia armazenada é a ENTALPIA (H). É a energia que vem de dentro da molécula.
Nas reações químicas não é necessário calcular a entalpia. Devemos calcular, geralmente, a variação de entalpia (ΔH). A variação de entalpia é a diferença entre a entalpia dos produtos e a entalpia dos reagentes.
UNIDADE DE CALOR
Tipos de Reações
As reações químicas podem ser de dois tipos:
- ENDOTÉRMICA: absorvem calor (+)
- EXOTÉRMICA: liberam calor (-)
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Se o valor for positivo (+) a reação é endotérmica.
A reação absorveu energia para acontecer.
REAÇÃO EXOTÉRMICA
Se o valor for negativo (-) a reação é exotérmica.
A reação perdeu energia para acontecer.
ENTALPIA
Tipos de Entalpias
Através de algumas reações, é possível calcular o valor da variação de entalpia.
- Entalpia de Formação
- Entalpia de Combustão
- Entalpia de Ligação
- Entalpia de Neutralização
- Entalpia de Dissolução
Entalpia de Formação ou Calor de Reação
A Entalpia de formação é a energia da reação quando forma 1 mol de substância, a partir das substâncias químicas (elemento no seu estado padrão).
Estado Padrão: é a forma mais estável de uma substância a 25°C e a 1atm de pressão. São as substâncias simples. As substâncias que participam da reação de formação devem ser simples. Devem informar o estado físico. Sua variação de entalpia de formação padrão é zero. 
Exemplo de substância simples:
C(grafite), O2(g), N2(g), H2(g), Na(s), S(s).
Exemplo de reação de formação:
Isto quer dizer que para formar 1 mol de NH3 a reção produz 11 kcal de energia.
Este cálculo pode ser feito utilizando a fórmula da variação de entalpia e utilizando alguns dados tabelados.
Tabela com valores de Entalpia de Formação Padrão de Algumas Substâncias
SUBSTÂNCIA
|
H°f kJ/mol
|
SUBSTÂNCIA
|
H°f kJ/mol
|
C2H2(g)
|
226,8
|
C diamante
|
+2,1
|
CH4(g)
|
-74,8
|
NH3 (g)
|
-45,9
|
CO(g)
|
-110,3
|
NaCl (s)
|
-412,1
|
CO2(g)
|
-393,3
|
O3 (g)
|
+143
|
H2O(v)
|
-242
|
SO2 (g)
|
-297
|
H2O(l)
|
-286
|
SO3 (g)
|
-396
|
Exemplo:
Escreva a reação de formação para cada substância abaixo, indicando o valor da entalpia de formação de SO3(g):
1°) montar a reação de formação:
2°) Aplicar a fórmula:
Entalpia de Combustão
É sempre uma reação exotérmica. É o calor liberado na reação de combustão de 1 mol de uma substância em presença de gás oxigênio O2(g)
COMBUSTÃO COMPLETA: mais quantidade de oxigênio. Forma gás carbônico e água.
COMBUSTÃO INCOMPLETA: menos quantidade de oxigênio. Produz menos quantidade de energia. Forma mais resíduos como monóxido de carbono (CO) e água (H2O).
Exemplo: Qual o valor da entalpia de combustão do benzeno (C6H6)? Dados:  
Tabela de ΔH°comb de algumas substâncias
SUBSTÂNCIA
|
FÓRMULA
|
ΔH°comb (kcal/mol)
|
Hidrogênio
|
H2(g)
|
-68,3
|
Carbono Grafite
|
C(grafite)
|
-94,1
|
Monóxido de Carbono
|
CO(g)
|
-67,6
|
Metano
|
CH4(g)
|
-212,8
|
Etano
|
C2H6(g)
|
-372,8
|
Propano
|
C3H8(g)
|
-530,6
|
Butano
|
C4H10(g)
|
-688,0
|
Benzeno
|
C6H6(g)
|
-781,0
|
Etanol
|
H3C – CH2 – OH(l)
|
-326,5
|
Ácido Acético
|
H3C – COOH(l)
|
-208,5
|
Glicose
|
C6H12O6(S)
|
-673,0
|
Sacarose
|
C12H22O11(S)
|
-1348,9
|
Entalpia de Ligação
Durante as reações químicas, as ligações químicas dos reagentes e produtos são alteradas. Podemos calcular o ΔH pela análise desses novos rearranjos.
A entalpia de ligação é a variação de entalpia verificada na quebra de 1mol de uma determinada ligação química, sendo que todas as substâncias estejam no estado gasoso, a 25° C e 1atm.
Reagentes = sempre são quebradas as ligações = ENDOTÉRMICA (+)
Produtos = sempre são formadas as ligações = EXOTÉRMICA (-)
Exemplo:
A ΔH do processo é a soma desses calores. Calcula-se utilizando dados tabelados.
ENTALPIA DE LIGAÇÃO (EM kJ/MOL)
LIGAÇÃO
|
H°(kJ/MOL)
|
LIGAÇÃO
|
H°(kJ/MOL)
|
LIGAÇÃO
|
H°(kJ/MOL)
|
H – H
|
436
|
H – Br
|
366
|
N – C
|
305
|
H – O
|
463
|
H – I
|
299
|
C ≡ C
|
837
|
N – N
|
163
|
H – N
|
388
|
C = C
|
612
|
N = N
|
409
|
H – C
|
412
|
C – C
|
348
|
N ≡ N
|
944
|
O = O
|
496
|
C – Cl
|
338
|
H – F
|
565
|
O – C
|
360
|
Br – Br
|
193
|
H – Cl
|
431
|
O = C
|
743
|
Cl – Cl
|
242
|
A partir desta tabela com dados das ligações de alguns elementos é possível calcular também outras entalpias, como por exemplo a de combustão e a de formação.
Entalpia de Neutralização
É a entalpia de uma reação de neutralização (entre um ácido e uma base formando sal e água). A reação é exotérmica.
É a variação de entalpia verificada na neutralização de 1mol de H+ do ácido por 1mol de OH-da base, sendo todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 25°C e 1atm.
Exemplos:
Entalpia de Dissolução
É a variação de entalpia envolvida na dissolução de 1mol de determinada substância numa quantidade de água suficiente para que a solução obtida seja diluída.
Quando um sólido é colocado em um copo com água acontece uma dissolução. Nesta ordem acontece:
LEI DE HESS
O químico e médico Germain Henry Hess (1802-1850) desenvolveu importantes trabalhos na área de Termoquímica.
A Lei de Hess é uma lei experimental e estabelece que a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.
 A Lei de Hess também pode ser chamada de Lei da Soma dos Calores de Reação. É uma forma de calcular a variação de entalpia através dos calores das reações intermediárias. Podem ser infinitas variações de entalpia.  Exemplo: Qual o valor da variação de entalpia da reação a seguir? 
Dados (equações intermediárias):  
Resolução:   ______________________________________
Observe que a ΔH1e ΔH2 são somadas, obtendo-se o valor da variação de entalpia. As equações químicas também são somadas, obtendo-se a reação global.
Para montar as equações e aplicar a Lei de Hess, podemos fazer algumas alterações matemáticas, seguindo as seguintes regras:
1°) as equações intermediárias devem estar de acordo com a reação global. Coloca-se as equações (dados) na ordem que reagem ou são produzidas. Se não estiverem de acordo, troca-se o sinal da ΔH;
2°) acertar os coeficientes também de acordo com a reação global. Se a equação for multiplicada, a ΔH também deve ser multiplicada pelo mesmo número.
3°) realizar o somatório para montar a reação global;
4°) somar os valores das ΔH das equações intermediárias para achar a ΔH da reação global.
Exemplo:
Resolução:
Deve-se escrever todas as equações intermediárias (dados) de acordo com a reação global. Na primeira equação, o que há em comum é o C(grafite). Então ele deve ser escrito da mesma forma (como reagente e 1mol).
A segunda equação tem em comum com a reação global o H2(g). Nos dados, esta esécie química não está exatamente igual como na global. Deve-se multiplicar toda a equação por 2, inclusive a ΔH2
A terceira equação tem em comum com a reação global o CH4(g). deve-se inverter a posição desta equação e portanto trocar o sinal da ΔH3
Veja como deve ser feito:
CINÉTICA QUÍMICA
Podemos observar que algumas reações químicas acontecem com mais rapidez e outras mais lentamente. Nem toda reação química acontece no mesmo tempo. Umas demoram horas, dias, anos. Outras levam uma fração de segundo para ocorrer.
As reações químicas ocorrem em velocidades diferentes, como por exemplo o processo de digestão dos alimentos que leva algumas horas e uma explosão que é instantânea.
Veja algumas reações químicas:
- ácido e uma base é uma reação instantânea;
- formação da ferrugem, que levam anos para se formar;
- dissolução de uma pastilha efervescente, que levam alguns segundos;
- decaimento radioativos, que levam muitas vezes bilhões de anos;
- queima de uma vela, que levam algumas horas;
- queima de um palito de fósforo, que levam alguns segundos;
- formação das rochas, que levam alguns milhões de anos.
As vezes é importante controlar estas reações, tornando-as mais rápidas ou mais lentas.
A cinética química é uma área da Química que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que alteram esta velocidade.
VELOCIDADE MÉDIA
A velocidade média de uma reação química pode ser dada através da razão da variação de concentração pelo tempo de reação.
 Onde: Vm = velocidade média (mol/L/s)  variação de concentração (mol/L)  variação de tempo (s, min)  módulo (resultado tem que ser positivo, a velocidade tem que ser positiva)
As unidades podem variar.
Exemplo:
Observe a transformação do acetileno em benzeno:
Pode-se calcular a velocidade média (até o processo final) ou parcial:
Dados:
[C2H2] (mol)
|
3,5
|
2,7
|
2,0
|
1,5
|
0,9
|
t (min)
|
0
|
1
|
2
|
3
|
4
|
- cálculo da velocidade ao final de 4 minutos:
- cálculo da velocidade entre 1 e 2 minutos:
A velocidade média de uma reação química pode também estar relacionada com a reação de desaparecimento e com a reação de aparecimento, desta forma:
As unidades podem ser: 
Conhecendo as informações sobre um dos participantes da reação, podemos calcular a velocidade dos outros participantes e até mesmo a velocidade média da reação.
Veja o caso da síntese da amônia:
Dividindo-se a velocidade calculada para qualquer um dos participantes pelo seu próprio coeficiente estequiométrico, será encontrado um resultado igual ao mesmo cálculo feito aos demais participantes.
 Onde:  Estes cálculos podem ser feitos também, através de regra de três.
Exemplos:
De acordo com a reação da síntese da amônia, veja o problema seguinte:
O gás hidrogênio é consumido a uma taxa de 18mols a cada 4 minutos. Calcule:
a) a velocidade de consumo do N2
 b) a taxa de formação do NH3
c) a massa consumida de H2 por minuto
d) a massa obtida de NH3 por minuto
Durante uma reação química, a concentração dos reagentes (B) vai diminuindo, enquanto a concentração dos produtos vai aumentando (A).
 Fonte: http://cesarmauriciosantos-fisqui.blogspot.com/2008_09_01_archive.html
A concentração dos reagentes pode ou não chegar a zero. Se a concentração dos reagentes for diminuindo, a velocidade da reação também vai diminuindo. Quando terminar a reação, a velocidade será zero.
 FONTE: http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/respostas/graph.gif
Velocidade de Consumo e de Produção
A velocidade média de consumo é a medida de reagente que é consumida, “desaparece” na reação, por unidade de tempo.
A velocidade média de produção é a medida de produto formado durante a reação, por unidade de tempo.
Seja a reação genérica:
Neste caso, o reagente também pode ser chamado de reatante.
A equação química pode apresentar o coeficiente estequiométrico de cada reagente. Este coeficiente representa o número de mols da substância. Veja uma equação química genérica, onde a, b, c e d são coeficientes estequiométricos e A, B, C e D são as substâncias químicas.
Velocidade de Consumo dos Reagentes: 
Exemplo: 
Velocidade de Formação dos Produtos: 
Condições para que ocorra uma reação química
Para que uma reação química ocorra é necessário que haja contato e afinidade química entre os reagentes. Uma das condições mais importantes para a ocorrência de uma reação química é a energia de ativação e as colisões entre as moléculas dos reagentes.
TEORIA DAS COLISÕES
Os átomos das moléculas dos reagentes estão sempre em movimento gerando muitas colisões (choques). Parte destas colisões aumentam a velocidade da reação química.
Quanto mais choques com energia e geometria adequada houver, maior a velocidade da reação.
Há dois tipos de colisões:
- horizontal – colisão mais lenta
- vertical – colisão mais rápida, colisão efetiva
Veja os dois modelos de colisões para a formação de duas moléculas de HCl:
Colisão Horizontal
Observe que após a primeira colisão há a formação de apenas uma molécula de HCl. A segunda molécula se formará na segunda colisão.
Colisão Vertical
Observe que molécula de H2 se aproxima da molécula de Cl2 com muita velocidade. Em seguida, se chocam violentamente formando duas moléculas de HCl que se afastam logo. A primeira colisão forma o complexo ativado (duas molécuas de HCl). Esta colisão acontece com muita velocidade e portanto mais rápida, mais efetiva. Torna a reação química mais rápida.
O estado intermediário da reação, onde forma-se o complexo ativado é um estado de transição onde há um alto valor de energia envolvido.
O complexo ativado é a espécie química com maior valor energético em toda a reação química que tem vida curtíssima.
ENERGIA DE ATIVAÇÃO(Eat)
É a energia mínima que os reagentes precisam para que inicie a reação química. Esta energia mínima é necessária para a formação do complexo ativado.
Quanto maior a energia de ativação mais lenta é a reação porque aumenta a dificuldade para que o processo ocorra.
Quanto menor a energia de ativação menor a “barreira” de energia, mais colisões efetivas e portanto uma reação mais rápida.
Gráficos Endotérmicos e Exotérmicos para a Energia de Ativação
A energia de ativação varia de acordo com o tipo de reação química. Nas reações endotérmicas ela é maior do que nas exotérmica.
Onde: 
Endotérmico
 Fonte: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/enerat1.gif
Exotérmico
Fonte: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/enerat1.gif
FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Alguns fatores podem aumentar ou diminur a velocidade de uma reação química. São eles:
- temperatura
- superfície de contato
- pressão
- concentração
- presença de luz
- catalisador
- inibidores
Temperatura
A temperatura está ligada à agitação das moléculas. Quanto mais calor, mais agitadas ficam as moléculas. Se aumenta a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas (movimento). Se as moléculas se movimentam mais, elas se chocam mais e com mais energia, diminuindo a energia de ativação e em consequência, aumenta o número de colisões efetivas e portanto a velocidade da reação também aumenta.
Por este motivo, aumentamos a chama do fogão para cozinhar e utilizamos a geladeira para evitar a deterioração dos alimentos.
Superfície de Contato
A área de contato entre os reagentes também interfere na velocidade das reações químicas. Quanto maior a superfície de contato, maior o número de moléculas reagindo, maior o número de colisões eficazes e portanto, aumenta a velocidade da reação.
Isto explica porque devemos tomar um comprimido de aspirina, por exemplo, inteiro do que em pó. O comprimido em pó reage mais rapidamente, causando lesões no nosso estômago. Se ele for ingerido inteiro, levará mais tempo para reagir, evitando lesões.
Uma substância em pó reage mais rápido do que uma substância inteira porque possui maior superfície de contato.
Veja outros exemplos:
- a carne é digerida mais facilmente quando mastigada do que inteira;
- gravetos queimas mais rápido do que um pedaço de madeira de mesma massa;
- palha de aço queima mais rápido do que um pedaço de ferro de mesma massa.
Pressão
Pressão é a razão entre força e área, ou seja, fazer força sobre uma determinada área. Com o aumento da pressão em um recipiente, diminui o volume e desta forma aumenta a concentração dos reagentes. As moléculas se chocam mais, aumentando o número de colísões e portanto, aumenta a velocidade da reação.
Fonte: http://www.brasilescola.com/upload/e/pressao.jpg
Concentração
Concentração está relacionado à quantidade de soluto e de solvente de uma substância. Se aumenta a concentração de reagentes , aumenta o número de moléculas dos reagentes, aumentando o número de colísões e aumentando também a velocidade da reação. Está associada à Lei Cinética (Lei de Guldber-Waage).
Quando se aumenta a concentração de oxigênio numa queima, a combustão acontece mais rápido.
Presença de Luz
Algumas reações químicas ocorrem com maior velocidade quando estão na presença de luz. A luz influencia na velocidade das reações porque é uma energia em forma de onda eletromagnética que ajuda a quebrar a barreira da energia de ativação.
A água oxigenada, por exemplo, se decompõe mais facilmente quando está exposta à luz, por isso devemos deixá-la guardada em local escuro. A fotossíntese realizada pelas plantas é um tipo de reação que é influenciada pela presença da luz. Outra reação onde é muito utilizada a luz é a decomposição do AgBr que dá origem aos filmes fotográficos.
CATALISADOR
Catalisador é uma substância química que não participa da reação química. Diminui a energia de ativação e aumenta a velocidade da reação.
O catalisador acelera a reação mas não altera a composição química dos reagentes e produtos envolvidos. A quantidade de substância produzida na reação não se altera com o uso de catalisadores.
Se a reação for reversível, a reação inversa também será acelerada, pois sua energia de ativação também terá um valor menor.
O catalisador não altera a variação de entalpia.
Gráficos com e sem catalisadores:
 http://clientespeedy.klickeducacao.com.br/2006/arq_img_upload/paginas/558/cineticanew2.jpg
Catálise é o aumento de velocidade da reação, provocado pelo catalisador.
A palavra catálise, do grego katálysis, foi introduzida, em 1835, por Berzeliu.
No nosso organismo existem muitos catalisadores, que são chamados de enzimas. A saliva e o suco gástrico (que contém ácido clorídrico) são exemplos de enzimas que aumentam a velocidade da reação, no caso, a digestão.
Nas indústrias químicas, principalmente a petroquímica, os catalisadores são muito utilizados para acelerar as reações, deixando o processo mais barato.
Uma forma de ver a ação dos catalisadores é adicionando açúcar ao refrigerante. Os refrigerenates carbonatados contém dióxido de carbono (gás carbônico) e pode ser eliminado mais facilmente com adição de açúcar. A reação de eliminação do gás acontece com mais velocidade e percebe-se a formação de bolhas do gás deixando a solução.
Na equação química, coloca-se o catalisador em cima da seta que representa a reação química.
Em função dos estados físicos dos reagentes e produtos, a catálise pode ser homogênea ou heterogênea.
- catálise homogênea: quando reagentes e catalisador estão no mesmo estado físico formando um sistema monofásico. 
- catálise heterogênea: quando reagentes e catalisador não estão no mesmo estado físico formando um sistema heterogêneo.
Não existe um tipo ideal de catalisador. Para cada reação química existe um tipo diferente de catalisador. Os catalisadors mais comuns são:
- metais - principalmente os de transição: Co, Ni, Pt, Pd
- ácidos - que catalisam muitas reações orgânicas: H2SO4
- óxidos metálicos – Al2O3, Fe2O3
- bases - NaOH
- enzimas – produzidas pelos organismos vivos: lipase, suco gástrico.
Inibidores
São substâncias, que ao contrário dos catalisadores, aumentam a energia de ativação e como consequência diminuem a velocidade da reação química. Pode ser chamado também de veneno de catalisador ou anticatalisador. Antigamente era chamado de catalisador negativo.
Velocidade Instantânea
Nas reações químicas a velocidade a cada instante é diferente da velocidade média. As velocidades instantâneas nunca são as mesmas, possuindo valores diferentes durante a reação. Se os intervalos de tempo utilizados nas medidas da velocidade média forem ficando cada vez menores, a velocidade média tenderá a assumir valores cada vez mais próximos da velocidade em um certo instante.
Velocidade Instantânea é o valor para o qual tende a velocidade média quando os intervalos de tempo vão se tornando cada vez menores.
Pode ser calculada de acordo com a “Lei Cinética ou Equação de Velocidade”, proposta por Guldberg e Waage.
LEI DE GULDBERG E WAAGE
A Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage foi proposta em 1867, pelos cientistas norugueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900). Foi enunciada da seguinte forma:
“ A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes experimentalmente determinados.”
Os expoentes que constam na lei irão determinar a ordem da reação.
Para uma reação genérica, temos:
 Onde: V = velocidade da reação K = constante de velocidade [A] = concentração molar de A [B] = concentração molar de B X e Y = expoentes experimentalmente determinados
Em uma reação elementar, onde ocorre em uma única etapa, o expoente é o coeficiente dos reagentes.  
Exemplo:  
Alguns processos químicos oorrem em várias etapas. As reações globais são as que ocorrem em mais de uma etapa. A velocidade desta reação depende da velocidade das etapas participantes. Quando isto acontecer, determina-se a velocidade da reação através da etapa lenta.
É fácil entender porque utiliza-se a etapa lenta para determinar a velocidade da reação. Imagine por exemplo uma viagem de ônibus entre as cidades de São Paulo e Rio de Janeiro. Aparentemente, temos a impressão que a viajem vai acontecer em uma única etapa (sair de São Paulo e chagar ao Rio). Mas na prática, há três etapas. A primeira etapa é chegar até a rodoviária (10 minutos), a segunda pegar o ônibus, mais 5horas (300 minutos) e por último, já no Rio de Janeiro, pegar um ônibus até o seu destino (5 minutos). Como a segunda etapa gastou mais tempo, arredondamos a viagem para 5 horas. Com as reações químicas é mais ou menos assim que acontece.
Exemplo:
 _____________________________________
Velocidade da reação: 
Ordem da Reação e Molecularidade
A ordem de uma reação química só pode ser determinada experimentalmente.
A molecularidade representa o número mínimo de moléculas ou íons reagentes necessários para que ocorram colisões e a reação possa se processar em uma única etapa (elementar).
Os expoentes que estão na lei da velocidade podem determinar a ordem da reação.
Onde: 
Exemplo:  
Lei da velocidade: 
Molecularidade: 3 - trimolecular
A ordem da reação pode indicar o que acontece com a velocidade da reação quando é alterada a concentração dos reagentes.
Ordem
|
O que acontesse com a concentração
|
1ª
|
Igual
|
2ª
|
Duplica (quadrado)
|
3ª
|
Ao cubo
|
Veja o exemplo: Seja a equação química:  Responda: a) equação da velocidade: 
b) ordem da reação: 2ª ordem
c) o que acontece com a velocidade quando a concentração de NO2 é dobrada? 2² = 4 (a velocidade aumenta 4 vezes).
d) o que acontece com a velocidade quando a concentração do CO é dobrada? Não acontece nada porque a concentração do CO não altera nada. A sua ordem é zero.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
A maior parte das reações químicas terminam quando termina a quantidade de regentes. Alguns processos não se completam. O fato disto ocorrer pode ser explicado pela reversibilidade da reação. Após formar os produtos, estes produtos voltam a formar os reagentes originais. Se certas modificações não forem modificadas, essas reações não chegarão ao final. Elas tendem a atinir o equilíbrio químico.
O equilíbrio químico é representado por setas inversas: ↔
REAÇÕES REVERSÍVEIS
Seja a reação genérica:
 Onde: 
V1 e V2 são as velocidades
No momento do equilíbrio, as concentrações [A], [B], [C], [D] são constantes, mas não necessariamente iguais.
Reação Reversível = É aquela que ocorre simultaneamente nos dois sentidos. Ao mesmo tempo, os reagentes se transformam em produtos e os produtos se transformam em reagentes.
No gráfico abaixo, os regentes são representados por B e os produtos por A.
Fonte: http://curriculodequimica.blogspot.com/2009_05_01_archive.html
 Fonte: cesarmauriciosantos-fisqui.blogspot.com/2008
No início da reação, há uma grande quantidade de reagentes. À medida que o tempo vai passando, essa quantidade vai diminuindo e a velocidade também. Enquanto isso, no início da reação, não há produtos, a quantidade é zero. Ao decorrer da reação, os produtos vão sendo formados e a velocidade inicial é zero e vai aumentando até igualar com a velocidade dos reagentes. Neste momento, as velocidades permanecerão iguais e constantes. As concentrações também serão constantes. Quando as velocidades dos produtos e dos reagentes chegam neste ponto, dizemos que a reação está em equilíbrio.
Classificação do Equilíbrio
Pode-se classificar os equilíbrios em função das fases das substâncias envolvidas na reação química.
Equilíbrio Homogêneo
É aquele onde todas as substâncias estão na mesma fase (estado físico). Geralmente, ocorrem em sistemas gasosos e aquosos.
Exemplos: 
Equilíbrio Heterogêneo
É aquele onde as substâncias estão em fases diferentes. Geralmente, envolvem substâncias sólidas e líquidas.
Exemplos: 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO ( Kc )
Observe a seguinte reação química,
Sendo a reação direta 1 e a reação inversa 2.
De acordo com a lei cinética ou lei da velocidade:
No instante do equilíbrio: 
Isolando K : 
A divisão de duas constantes, em matemática origina uma terceira constante:
KC = constante de equilíbrio em função das concentrações
Então: 
Conhecendo-se o valor das concentrações das substâncias no momento do equilíquio, pode-se calcular a constante KC. A constante de equilíbrio não possui unidade, é adimensional.
A constante de equilíbrio KC é dada pela razão (divisão) das concentrações dos produtos pela concentração dos reagentes da reação direta, elevados a expoentes iguais aos seus coeficientes estequiométricos da reação química.
Esta fórmula representa a Lei da ação das massas ou a Lei de Guldberg-Waage.
Propriedades das Constantes
É possível, a partir das constantes de equilíbrio da reação direta, obter a constante de equilíbrio da reação inversa. Também podemos multiplicar as constantes.
Reação Inversa
Seja a reação química:
 Exemplo:
A sua reação inversa será:
Adição de uma Reação
Se duas reações são adicionadas, o novo KC será o produto das constantes originais.
Multiplicação de uma Reação
Se duas reações são multiplicadas por um determinado número, a sua nova KC será elevada à este valor.
Veja o modelo:
Divisão de uma Reação
Se duas reações são divididas por um determinada número, a sua nova KC será a sua raíz.
Veja o modelo:
Reação com Substância Pura Líquida ou Sólida
As substâncias puras líquidas e sólidas possuem concentração constante, onde o valor está incorporado ao da constante KC. Por este motivo, nas expressões de constante de equilíbrio, não se coloca as suas concentrações no cálculo da KC.
Exemplo:
Constante de Equilíbrio em Função das Pressões Parciais(Kp )
Se uma determinada reação química apresentar substâncias no estado gasoso, a constante de equilíbrio pode ser dada em função das suas pressões parciais. Exemplo: 
Para o cálculo da pressão parcial, utiliza-se o conceito de fração molar (x).
Calcula-se a fração molar e em seguida, a pressão parcial do gás.
Exemplo:
3 mols de PCl5(g) são colocados em um recipiente, atingindo o seguinte equilíbrio:  No momento do equilíbrio, 60% do reagente sofre dissociação. Sabendo que a pressão total do sistema é 4,8atm, calcule o valor de KP:
1°) calcular a quantidade de mols, sendo 60%:
2°) montar a tabela do equilíbrio químico:
|
PCl5
|
PCl3
|
Cl2
|
início
|
3
|
-
|
-
|
reagiu/formou
|
1,8
|
1,8
|
1,8
|
equilíbrio
|
3 -1,8=1,2
|
1,8
|
1,8
|
3°) calcular as frações molares:
nT = número total de mols
4°) calcular a pressão parcial dos gases:
O somatório das pressões parciais deve ser igual à pressão total:
Ou seja: 
5°) calcular a KP :
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
Para que um sistema esteja em equilíbrio químico, a velocidade da reação direta deve ser igual a velocidade da reação inversa. As condições que envolvem estas reação não devem ser modificiadas. Caso isso ocorra, haverá uma alteração no equilíbrio. Estas modificações podem ser:
- concentração de reagentes e produtos
- pressão
- temperatura
- presença de catalisador
Estas modificações podem beneficiar a reação em um dos sentidos (direto ou inverso). Chamamos estas perturbações de deslocamento do equilíbrio.
Deslocamento do Equilíbrio – É toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, causando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio químico.
Quando a velocidade da reação direta aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando para a direita.
Quando a velocidade da reação inversa aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando para a esquerda.
Princípio de Le Chatelier
O estudo dos deslocamentos de equilíbrio foi desenvolvido pelo químico francês Le Chatelier. 
É possível prever o que acontece com a reação, de acordo com a alteração que é feita.
Enunciado de Le Chatelier:
“Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando minimizar a ação do fator aplicado.”
Influência da Concentração
Um aumento em qualquer das concentrações resulta em um deslocamento de equilíbrio para o outro lado.
A retirada de alguma substância provoca o deslocamento para o seu lado.
Durante as modificações, os valores de todas as concentrações são alteradas, porém o valor de KC mantém-se o mesmo.
Sendo:
Se aumenta a concentração de reagente, a reação precisa produzir mais quantidade de produto, por isso desloca-se para a direita.
Se diminui a concentração de reagente, a reação precisa produzir mais quantidade do próprio reagente, por isso desloca-se para a esquerda.
Se aumenta a concentração de produto, a reação precisa produzir mais quantidade de reagente, por isso desloca-se para a esquerda.
Se diminui a concentração de produto, a reação precisa produzir mais quantidade do próprio produto, por isso desloca-se para a direita.
Influência da Pressão
A pressão de um gás está associada ao volume deste gás.
O aumento da pressão beneficia a reação com menor volume e a diminuição da pressão beneficia a reação com maior volume.
Aumento do volume do gás = EXPANSÃO
Diminuição do volume do gás = CONTRAÇÃO
Seja a reação química:
O volume ocupado por regentes e produtos, obedece à proporção estequiométrica. Neste caso, o produto possui menor volume. Com um aumento da pressão, o equilíbrio será deslocado para o sentido dos produtos, sentido direito, porque tem menor volume.
Aumento da pressão = EQ para lado com menor volume
Diminuição da pressão = EQ para lado com maior volume
Para estas alterações, não há modificação no valor da KC.
Influência na Temperatura
É a única alteração que pode modificar o valor da KC.
O aumento da temperatura beneficia a reação endotérmica.
A diminuição da temperatura beneficia a reação exotérmica.
Influência da Presença de Catalisador
A presença de um catalisador (substância química que acelera a reação química) não altera o valor da KC. O catalisador promove a diminuição do momento do equilíbrio. Altera tanto na reação direta como na reação inversa.
Resumo de Deslocamento de Equilíbrio Químico
Perturbação Externa
|
Deslocamento do Equilíbrio
|
Alteração de Kc ou Kp
|
Adição de um participante
|
No sentido oposto ao do participante
|
Não
|
Retirada de um participante
|
No sentido do participante
|
Não
|
Aumento da pressão total
|
No sentido do menor volume
|
Não
|
Diminuição da pressão total
|
No sentido do maior volume
|
Não
|
Aumento da temperatura
|
No sentido endotérmico
|
Sim
|
Diminuição de temperatura
|
No sentido exotérmico
|
Sim
|
Presença de catalisador
|
Não
|
Não
|
 Equilíbrio Químico – 2
Constante de Acidez (Ka) e Constante de Basicidade (Kb)
Quando um ácido entra em contato com água dizemos que ocorreu uma ionização. Para as bases, utilizamos o termo dissociação. Veja o que acontece quando ácido clorídrico é adicionado em água:
A sua constante de equilíbrio é dada por: 
Observe que a substância líquida água não deve participar da constante de equilíbrio porque a sua concentração é constante. Então se a concentração de água for multiplicada por KC, teremos o aparecimento de uma nova constante, a constante de acidez, Ka. 
A constante de acidez indica a força do ácido. Quanto menor o valor do Ka, mais fraco é o ácido. Menos ionizado é este ácido. Utiliza-se esta constante para os ácidos fracos. Ácidos fortes não tem Ka , já que dissociam completamente e não apresentam equilíbrio (reação direta e inversa).
A constante de acidez está ligada ao grau de ionização de um ácido.
Quanto maior o Ka , maior é o grau de ionização, portanto, ácido forte.
Quanto menor o Ka , menor o grau de ionização, portanto, ácido fraco.
Observe a tabela de ácidos com diferentes valores de Ka e sua força ácida:
ÁCIDOS
|
Ka (25°C)
|
FORÇA ÁCIDA
|
HClO4
|
10+10
|
Muito Forte
|
HCl
|
10+7
|
Muito Forte
|
H2SO4
|
10+3
|
Forte
|
H2SO3
|
1,5.10-2
|
Forte
|
H3PO4
|
7,6.10-3
|
Fraco
|
HNO2
|
4,3.10-4
|
Fraco
|
HF
|
3,5.10-4
|
Fraco
|
CH3COOH
|
1,8.10-5
|
Fraco
|
H2CO3
|
4,3.10-7
|
Fraco
|
H2S
|
1,3.10-7
|
Fraco
|
HCN
|
4,9.10-10
|
Muito Fraco
|
Podemos utilizar, também para demonstrar o valor da constante de acidez, a constante de ionização, Ki.
A constante de basicidade é dada por Kb, e indica a força da base e o seu grau de dissociação. É semelhente ao Ka, porém agora, refere-se às bases.
EFEITO DO ÍON COMUM
Em um equilíbrio de íons, a adição de espécies químicas pode contemplar íons que já existam no sistema ou não. Se o íon adicionado já existe no equilíbrio (íon comum), seu comportamento será como na adição de qualquer substância que já existe na reação. Se for adicionada alguma espécie que não possui no sistema e ela reagir com alguma presente no equilíbrio, devemos estudar o efeito da diminuição da concentração desta segunda substância. Se a substância adicionada não reagir no equilíbrio, seu acréscimo não modificará o sistema.
Veja o exemplo a seguir:
De acordo com o lado que o equilíbrio se desloca, a solução troca de cor.
Veja o que pode acontecer se for adicionado a esta reação:
- adição de HCl(aq) – o ácido HCl se ioniza formando o íon cátion H+(aq). Provoca, portanto o aumento da concentração deste íon no sistema. Desloca o equilíbrio para a direita, até consumir o exceso adicionado. O íon H+(aq) é o íon comum ao sistema.
- adição de NaOH – a base NaOH se dissocia formando o íon ânion OH-(aq) que reage com o cátion H+(aq), provocando a formação de água e diminuindo a concentração de H+(aq). Desloca o equilíbrio para a esquerda para repor a quantidade removida deste íon. O íon OH-(aq) é o íon não-comum ao equilíbrio.
EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA (KW)
A água pura se ioniza muito fracamente da seguinte forma:
A constante de equilíbrio KC é dada pela expressão:
 Como a água está no estado líquido, a sua concentração mantém-se constante então não participa da fórmula e podemos mulitiplicá-la pelo KC obtendo uma nova constante. Neste caso, a KW, ou seja, o produto iônico da água.
O KW é a constante de equilíbrio iônico da água. A letra w vem da palavra inglesa water que significa água. Esta constante depende da temperatura. A 25°C a constante de equilíbrio iônico da água vale:  A unidade é adimensional, assim como as demais constantes de equilíbrio.
Veja algumas constantes para temperaturas diferentes:
TEMPERATURA (°C)
|
KW
|
0
|
0,11.10-14
|
40
|
3,0.10-14
|
100
|
51,3.10-14
|
Tipos de Soluções Aquosas
As soluções aquosas das substâncias quimicas podem ser classificadas em três tipos:
- solução ácida
- solução básica
- solução neutra
Solução Ácida
É a solução que contém a concentração do íon H+ maior do que a concentração do íon OH-.
Solução Básica
É a solução que contém a concentração do íon OH- maior do que a concentração do íon H+.
Solução Neutra
É a solução que contém a concentração do íon OH- igual à concentração do íon H+. 
PRODUTO HIDROGENIÔNICO (pH)
Sendo KW = [H+] . [OH-] e KW =1.10-14, calcule o valor da concentração de íons H+ e de íons OH-:
Então se 1.10-7 é a solução neutra. Se houver maior quantidade de íons H+, a solução será ácida. Se houver maior quantidade de íons OH-, a solução será básica. Os químicos inventaram uma maneira mais simplificada para expressar esse valores. Foi utilizado o conceito de pH para calcular a quantidade de íons nestas soluções aquosas.
pH é o produto hidrogeniônico da água e é uma escala criada para medir a acidez de soluções aquosas.
pOH mede a quantidade de íon OH- nas soluções aquosas.
Veja a escala feita com os valores calculados anteriormente:
CONCENTRAÇÃO (mol/L)
1.10-14
1.10-7
1.10-1
|
TIPO DE SOLUÇÃO
Básica
Neutra
Ácida
|
pH
14
7
1
|
A faixa de pH varia de 0 a 14. O logaritmo é uma função utilizada para reduzir a escala.
De acordo com cada pH, há um tipo de solução:
0 1 2 3 4 5 6
|
7
|
8 9 10 11 12 13 14
|
Ácida
|
Neutra
|
Básica
|
A determinação do pH hoje em dia, é muito importante, como por exemplo, em piscinas, num aquário, no solo, em um rio, no nosso organismo, etc.
Pode determinar se uma solução é mais ácida ou mais básica.
Observe a tabela com diferentes valores de pH encontrados no nosso cotidiano:
SISTEMA
|
pH a 25°C
|
Água de bateria
|
1,0
|
Suco gástrico
|
1,6
|
Suco de limão
|
2,2-2,4
|
Vinagre
|
2,6-3,0
|
Suco de laranja
|
3,0-4,0
|
Vinho
|
3,5
|
Cerveja
|
4,0
|
Chuva ácida
|
4,0
|
Café
|
5,0
|
Saliva
|
6,5
|
Leite de vaca
|
6,7
|
Água pura
|
7
|
Água potável
|
7,2
|
Sangue e lágrima
|
7,4
|
Clara do ovo
|
8,0
|
Água do mar
|
8,0
|
Creme dental
|
9,9
|
Sabonete
|
10,0
|
Leite de magnésia
|
10,5
|
Alvejante
|
12,0
|
Soda cáustica “diabo-verde”
|
14,0
|
Resumindo:
Água Pura
|
pH = 7
|
pOH = 7
|
Solução ácida
|
pH < 7
|
pOH > 7
|
Solução básica
|
pH > 7
|
pOH < 7
|
Exemplo:
- Calcule o pH de uma solução 0,1mol/L de NaOH:
 pH + 1 = 14 pH = 14-1 pH = 13
Observe que a mesma concentração da solução de NaOH é a mesma concentração de íons OH-.
Calcula-se primeiro o pOH e em seguida o pH.
- Calcule o pH de uma solução 0,002mol/L de HCl. Dado: log 2 = 0,3
A concentração da solução é igual a concentração de íons H+.
Como medir o pH na prática?
O aparelho utilizado para medir o pH é o peagâmetro.
São aparelhos que medem a condutividade elétrica da solução e possuem uma escala já graduada em valores de pH.
Coloca-se o eletrodo dentro da solução que deseja-se descobrir o pH e faz-se a leitura do peagâmetro.
Também é utilizado diversos indicadores ácido-base (substâncias orgânicas que mudam de cor em contato com substância ácida e básica), como a fenolftaleína, azul de bromotimol, alaranjado de metila.
Veja a coloração que os principais indicadores podem adquirir ao entrar em contato com um ácido ou uma base:
INDICADOR
|
ÁCIDO
|
BASE
|
NEUTRO
|
FENOLFTALEÍNA
|
INCOLOR
|
ROSA
|
INCOLOR
|
TORNASSOL
|
ROSA
|
AZUL
|
-
|
Fenolftaleína em meio básico
Geralmente, a viragem de pH destes indicadores ocorre em faixas de pH diferentes.
Utiliza-se muito também os indicadores universais, que são mistura de várias substâncias indicadoras. É uma escala com valores de pH e cores. A cor destes indicadores varia gradativamente, mostrado qual é o pH da solução. É muito utilizado em laboratórios químicos.  Outro indicador muito utilizado em laboratórios é o papel tornassol, que é um papel filtro impregnado com tornassol. É impróprio para indicar um valor exato de pH. Mostra apenas se a solução é ácida ou básica. Se o papel fica vermelho, a solução é ácida. Se o papel fica azul, a solução é básica.
PETRÓLEO
O petróleo é uma matéria orgânica formada há milhões de anos. Sua origem é a partir de seres vegetais e animais marinhos que foram soterrados por rochas sedimentares (rochas porosas formadas por calcário e areia). Com a ação do calor, da pressão, dos microorganismos e do tempo, esta matéria orgânica se transformou em petróleo.
A palavra petróleo vem do latim petra, que significa pedra e oleum, que significa óleo.
O petróleo é um líquido oleoso, denso, de cor geralmente escura .
 
Pode ser encontrado no fundo do mar, mas também é encontrado em terra firme.
É mais comum encontrarmos petróleo sobre água salgada, por isso a sua origem marinha, e embaixo de uma camada com gases, como o metano (CH4), etano (C2H6), e outros, em altas pressões.
A descoberta dos poços de petróleo são feitas de várias maneiras. A mais comum é feita com a detonação de cargas explosivas no solo e com a medição das ondas de choque refletidas nas várias camadas do subsolo. A partir do estudo destas ondas é possível indicar o local provavél de se encontrar petróleo.
Após encontrar petróleo é preciso fazer a extração. Ela é feita através das plataformas petrolíferas. A extração do petróleo do mar é uma das tarefas mais difíceis.
Plataforma Petrolífera em alto mar
Veja o esquema da extração do petróleo: 
Fonte: http://www.cdb.br/prof/arquivos/79472_20080429052718.gif
O petróleo extraídos dos poços é enviado por bombeamento para os depósitos mais próximos. Fica em repouso para decantar a água salgada, argila e algumas impurezas existentes. Uma das piores impurezas do petróleo é o enxofre (S). Em seguida, é bombeado para tanques de armazenamento e enviados por oleodutos, que são tubulações especias para o petróleo, para a refinaria.
A refinaria é o local onde acontece a purificação e separação dos componentes do petróleo. É trasformado em uma série de derivados através de diversos métodos.
 Fonte: http://www.supletivounicanto.com.br/modulos/quimica/moduloqui1.htm
Um dos processos realizados é a destilação fracionada. É realizada em grandes colunas de destilação. Cada fração do petróleo apresenta uma mistura de várias moléculas, que de acordo com o seu tamanho, vão ocupando a coluna de destilação. As frações mais levem ficam na parte de cima da torre, como por exemplo, os gases metano e etano.
Veja como se distribui as frações do petróleo em uma coluna de destilação:
COMPOSIÇÃO
|
P.E. (°C)
|
UTILIDADES
|
|
1 a 4 C – Gás de Petróleo
|
menos de 20
|
Gás de cozinha
Clorofórmio
Etanol
Acetona
Plásticos
|
5 a 6 C - Éter
|
20 a 60
|
Solvente de tinta
Anilina
Náilon
Orlon
|
6 a 7 C - Nafta
|
20 a 100
|
Tecido de fibra sintética
Fenol
Hidroquinona
Ciclohexano
Nitrobenzeno
|
5 a 10 C - Gasolina
|
40 a 200
|
Combustível de motores
|
11 a 18 C - Querosene
|
175 a 275
|
Combustível de aviões
|
15 a 18 C – Óleo Diesel
|
275 a 400
|
Combustível de trator, trem, ônibus, caminhão, óleo diesel
|
Acima de 17 C – Graxa e Óleo Lubrificante
|
acima de 350
|
Lubrificante de peças e máquinas
|
Acima de 30 C – Asfalto (piche)
|
acima de 400
|
Pavimentação de ruas, estradas, parafinas e vaselinas
|
Alcenos
Os alcenos são hidrocarbonetos que acíclicos, insaturados, que contém uma dupla ligação entre átomos de carbono.
São também chamados de olefinas, alquenos ou hidrocarbonetos etilênicos.
Sua fórmula geral é CnH2n
Alguns alcenos:
eteno CH2=CH2 fórmula molecular: C2H4
1-buteno CH2=CH – CH2 – CH3 fórmula molecular: C4H8
Reatividade
Os alcenos são mais reativos do que os alcanos, por possuirem uma ligação dupla, que é mais fácil de ser quebrada.
Sofrem reações de adição e também de polimerização.
Utilidade
O composto mais comum dos alcenos é o eteno, ou etileno. É produzido em frutos verdes e atua no amadurecimento desses frutos. Por este motivo enrolamos as frutas com jornal para que ela amadureça mais rápido. Desta forma o gás eteno está sendo aprisionado e acelera a velocidade de amadurecimento.
O etileno é produzido na indústria química e é obtido através do refino do petróleo e do gás natural. É utilizado, ainda para a fabricação de polietileno usado para fazer plásticos.
Nomenclatura
Para nomear os alcenos, utilizamos a nomenclatura parecida com a dos alcanos. Quanto ao número de carbonos é a mesma (met, et, prop, but...). Quanto ao tipo de ligação, usamos en, porém, deve-se indicar o local da ligação dupla.
Para nomear, dá-se a prioridade à ligação dupla na contagem de carbonos e depois, aos radicais.
Veja os exemplos:
1) CH2=CH – CH2 – CH3
Nomenclatura antiga: 1- buteno
Nomenclatura IUPAC: but-1-eno
2) CH3 – CH = CH – CH3
Nomenclatura antiga: 2-buteno
Nomenclatura IUPAC: but-2-eno
Para os alcenos ramificados, a cadeia principal (mais longa) é aquela que contém a ligação dupla. A contagem de carbonos é feita a partir da extremidade mais próxima da ligação dupla.
Veja os exemplos:
Nomenclatura antiga: 5-metil-2-hexeno
Nomenclatura IUPAC: 5-metil-hex-2-eno
Nomenclatura antiga: 3-propil-1-hepteno
Nomenclatura IUPAC: 3-propil-hept-1-eno
Radicais
O radical derivado do eteno é o vinil ou etenil.
CH2=CH – vinil ou etenil
Alcinos
São hidrocarbonetos acíclicos que contém uma ligação tripla entre carbonos. São caracterizados pela ligação sp.
Sua fórmula geral é CnH2n-2
Utilidade
O alcino mais utilizado é o acetileno C2H2 (H – C ≡ C – H). É um gás incolor, instável e muito combustível. Ele é obtido a partir do carbureto ou carbeto de cálcio em presença de água.
A combustão (queima) do acetileno produz uma chama muito quente e luminosa.
Antigamente, era utilizado como lanternas em cavernas e hoje é um combustível para efetuar soldas e corte de metais. Sua temperatura chega a 3000°C e por este motivo pode ser usado para soldar navios, mesmo embaixo da água.
A partir deste alcino também são produzidos muitas matérias-primas para a indústria como plásticos, fios têxteis, borrachas sintéticas, etc.
Nomenclatura
Para os alcinos, a cadeia principal é aquela que contém a ligação tripla. A numeração é feita a partir da extremidade mais próxima da ligação tripla. A partir de quatro carbonos, deve-se localizar a posição da ligação tripla. Quando se tem radicais ou demais elementos, dá-se prioridade à ligação tripla.
Alcadienos ou Dienos
São hidrocarbonetos acíclicos que possuem duas ligações duplas em sua cadeia carbônica.
Sua fórmula geral é CnH2n-2
O dieno mais conhecido é o 2-metil-buta-1,3-dieno (isopreno).
Alguns dienos:
Ciclanos (ou Cicloalcanos)
Os ciclanos são hidrocarbonetos cíclicos que contém apenas uma ligação simples. Portanto, é um hidrocarboneto saturado.
Sua fórmula geral é CnH2n
Pode ser representado por uma figura geométrica, indicando o ciclo.
Os ciclanos são obtidos através do petróleo. É usado como solvente e removedor de tintas e vernizes. A partir dele é produzido o náilon.
Exemplos dos principais cicloalcanos:
ciclopropano ciclobutano ciclohexano
C3H6 C4H8 C6H12
|
 metil-ciclopropano
Os cicloalcenos são hidrocarbonetos cíclicos que possuem uma ligação dupla.
Veja alguns exemplos:
 ciclopenteno
 1-metilciclopropeno
Aromáticos
Os hidrocarbonetos aromáticos são aqueles que têm um ou mais anéis aromáticos na sua molécula. É uma cadeia fechada, portanto cíclica. Alternam ligações simples e duplas entre os carbonos, formando uma ressonãncia.
O principal aromático é o benzeno C6H6
Veja as formas de se representar o benzeno.
O benzeno é um líquido incolor, volátil, inflamável e muito tóxico. É um composto altamente perigoso que não deve ser inalado (respirado). Pode causar sérias doenças, inclusive leucemia.
A maioria dos aromáticos são perigosos à saúde. Além do benzeno, há também o benzopireno, que forma-se sobre a carne assada na brasa e em carnes e peixes defumados, além de ser liberado na queima do cigarro.
 Benzopireno: aromático cancerígeno
Principais aromáticos:
Tolueno – extraído de uma árvore originária da Colômbia, bálsamo-de-tolu. Pode ser usado como solvente. Tem cheiro característico.
Naftaleno – conhecido como naftalina vendido em bolinhas para matar insetos. A partir dele pode-se produzir plásticos, solventes e corantes.
Antraceno – sólido incolor que sublima facilmente. A partir dele pode ser produzido corantes, inseticidas e conservantes.
Fenantreno – encontrado na fumaça do cigarro, obtido de uma fração do petróleo do antraceno.
Nomenclatura
Para dar nome aos aromáticos que contém apenas um anel aromático e mais o grupo alquil, devemos numerar o anel começando com o radical mais simples. Em seguida colocar em ordem alfabética. O prefixo di, tri, tetra não entram na ordem alfabética.
  etilbenzeno 2-etil-1-metil-benzeno
Para duas ramificações, usamos os radicais orto (o), meta (m) e para (p).
A posição orto (o) é 1-2.
A posição meta (m) é 1-3.
A posição para (p) é 1-4.
 o-xileno m-xileno p-xileno o-dimetil-benzeno m-dimetil-benzeno p-dimetil-benzeno 1,2-dimetil-benzeno 1,3-dimetil-benzeno 1,4-dimetil-benzeno
|
Alguns aromáticos condensados:
 1-etil-3,7-dimetil-naftaleno
 1,3,7-trimetil-naftaleno
Radicais derivados dos aromáticos
Os gupos derivados dos hidrocarbonetos aromáticos que perderam um H são chamados de grupo aril ou arila.
Podem ser representados por –Ar
Algumas arilas:
Fenil Benzil o –Toluil m –Toluil p – Toluil
|
ÁLCOOL
Álcool é toda substância orgânica que contém um ou mais grupos oxidrila ou hidroxila (OH) ligado diretamente à átomos de carbono saturados.
Representa-se, em geral, um monoálcool assim:
Onde:
R = radical
OH = oxidrila ou hidroxila
Exemplos:
Utilidade
Quando ouvimos falar em álcool, seja na TV, rádio, etc. na verdade estão se referindo a um tipo específico de álcool. Neste caso, é o álcool etílico, também chamado de etanol.
O etanol está presente nas bebidas álcoolicas. É tóxico e age no organismo como depressivo do sistema nervoso.
Possui grande importância na indústria química, na fabricação de perfumes, solventes, combustível.
O álcool como combustível e perfume
O álcool metílico é um dos mais perigosos e não deve ser ingerido, pois pode causar cegueira. É chamado também de carbinol e ainda, “álcool de madeira”. Este nome foi dado porque antigamente era obtido a partir do aquecimento da madeira em retortas.
Nomenclatura
De acordo com a IUPAC, os álcoois devem ter a terminação OL, quem vem da palavra álcool. A cadeia principal é aquela que contém o carbono ligado à hidroxila. A numeração é feita a partir da extremidade que contém o grupo OH. O nome do álcool será o do hidrocarboneto correspondente á cadeia principal, porém sem a terminação o. deve ser trocado por OL.
Exemplos:
  ciclopentanol álcool benzílico
Classificação
Os álcoois podem ser classificados de duas maneiras:
- de acordo com a posição da hidroxila
- de acordo com o número de hidroxila
Posição da Hidroxila
Álcool Primário – tem a hidroxila ligada a carbono primário. 
Álcool Secundário – tem a hidroxila ligada a carbono secundário.
Álcool Terciário – tem a hidroxila ligada a carbono terciário. 
Número de Hidroxila
- Monoálcool – álcool que contém uma hidroxila.
- Diálcool ou Diol – álcool que contém duas hidroxilas.  - Triálcool ou Trióis – álcool que contém três hidroxilas.  Fenol
Fenol é todo composto orgânico que contém uma ou mais hidroxilas (OH) ligadas diretamente a um anel aromático.
Exemplos:
Utilidade
O fenol mais comum é o fenol. É conhecido também como benzenol, hidróxi-benzeno, fenol comum ou ácido fênico.
É uma substância sólida a temperatura ambiente, cristalina, com cheiro forte. É utilizado para fazer peeling para evitar o enrrugamento da pele. É corrosivo para a pele. Pouco solúvel em água e solúvel em álcool e éter. Foi utilizado em 1834, a partir da destilação do carvão mineral.
Foi muito utilizado como desinfetante de instrumentos cirúrgicos, mas por ser muito tóxico, foi substituído aos poucos por outros desinfetantes.
Um desinfetante muito utilizado hoje, em agropecuárias, é a creolina, que é uma solução aquosa alcalina da mistura dos cresóis. É usado como desinfetante porque atua no mecanismo de coagulação das proteínas de microorganismos.
 m-cresol o-cresol p-cresol
|
O desinfetante lisol é uma emulsão de cresóis em sabão.
Os fenóis servem também para a preservação da madeira, protegendo contra o ataque dos insetos. Na indústria química, serve como matéria-prima para fabricar plásticos, perfumes, corantes, explosivos, resinas, vernizes, desodorantes, adesivos, cosméticos, tintas.
Nomenclatura
De acordo com a IUPAC, o nome dos fenóis é dado a apartir do termo hidróxi. A numeração inicia-se na hidroxila e prossegue no sentido que proporciona números menores.
Exemplos:
 1-hidróxi-3-metil-benzeno m-hidróxi-tolueno m-cresol
 1-hidróxi-naftaleno α – naftol (alfa-naftol)
Alguns fenóis importantes:
Vanilina – essência de baunilha, usado em bolos, na fabricação de doces e sorvetes.
Eugenol – essência do cravo-da-índia. Pode ser usado como anti-séptico.
Hidroquinona – também chamado de quinol, usado em filmes reveladores e como creme no tratamento estético de clareamento da pele.
ALDEÍDOS
Aldeído é todo composto orgânico que possui o grupo funcional – CHO – ligado à cadeia carbônica.
Exemplos de aldeídos:
Utilidade
O aldeído mais conhecido é o metanal. Também é chamado de aldeído fórmico ou formaldeído. É um gás incolor, com cheiro muito forte e irritante. Muito solúvel em água. Em geral, é usado como solução aquosa, contendo 40% de aldeído fórmico, e e esta solução é chamado de formol ou formalina. É usado como desinfetante e na medicina, como conservador de cadáveres e peças anatômicas. Usado para a fabricação de medicamentos, plásticos e explosivos. Usado também em produtos de beleza.
O etanal ou aldeído acético ou ainda acetaldeído tem cheiro forte e é solúvel em água. É obtido a partir do acetileno. É o ponto de partida para a fabricação de pesticidas, medicamentos, inseticidas e espelhos. Usado na produção de anidrido acético e ácido acético (presente no vinagre) e resinas.
Nomenclatura
Deve ser utilizada na terminação dos aldeídos a palavra AL, de acordo com a IUPAC. A cadeia principal deve conter o grupo – CHO e a numeração é feita a partir desse grupo.
Exemplos:
    Metanal Propanal 2 – metil – butanal Benzaldeído Aldeído fórmico Formaldeído
CETONA
Cetona é todo composto orgânico que possui o grupo funcional – CO –
Tanto para aldeídos quanto para cetonas, chamamos este grupo de carbonila. Aldeídos e cetonas fazem parte do grupo dos carbonilados.
As cetonas possuem a carbonila ligada a dois átomos de carbono.
Exemplos de Cetonas:
Utilidade
A cetona mais comum é a propanona, mais conhecida como acetona. Ela é usada como solvente de esmaltes, graxas, vernizes e resinas. Também é utilizada na extração de óleos de sementes vegetais, na fabricação de anidrido acético e medicamentos.
A propanona é um líquido inflamável, incolor, com cheiro agradável e solúvel em água.
As cetonas são encontradas na natureza em flores e frutos. Em geral, são líquidos de odor agradável. Muitas cetonas artificiais e naturais são usadas como perfumes e alimentos. Algumas são substâncias medicinais, como os compostos cetônicos da urina.
Algumas cetonas presentes em compostos naturais:
Jasmona ou Cis-jasmona – óleo de jasmim
  Ionona – odor de violeta
Nomenclatura
A nomenclatura IUPAC das cetonas possui a terminação ONA. A cadeia que possui a carbonila é cadeia principal, ou cadeia mais longa. A numeração é feita a partir da extremidade mais próxima da carbonila.
Exemplos:
propan-2-ona ou propanona
butan-2-ona
4-metilpentan-2-ona
pentan-2-ona
3-isopropilhexanon-2-ona
Algumas cetonas podem ser cíclicas. Veja os exemplos:
As cetonas também podem apresentar mais de um grupo carbonila.
Veja os exemplos a seguir:
1,3-ciclohexadiona  | butanodiona
O O
|| ||
H3C – C – C – CH3 |
ÉTER
Éter é todo composto orgânico onde a acadeia carbônica apresenta – O – entre dois carbonos. O oxigênio deve estar ligado diretamente a dois radicais orgânicos (alquila ou arila).
A fórmula genérica do éter é R – O – R, onde o R é o radical e o O é o oxigênio. Veja alguns exemplos:
Utilidade
O éter mais conhecido é o éter comum, ou etóxietano ou ainda éter dietílico. Ele é encontrado em farmácia e hospitais. É um líquido muito volátil, com ponto de ebulição em torno de 35°C, muito inflamável, incolor e com odor característico. Pode ser utiizado como solvente de graxas, óleos, resinas e tintas.
Passou a ser usado, como anestésico por inalação, em 1842. Provocava grande mal estar nos pacientes após a anestesia e foi então substuído por outros anestésicos.
Éter comum CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3
 Pintura da primeira demostração de cirurgia com anestesia com éter, nos EUA, em 1842.
Outro éter muito utilizado é o metóxi-terciobutano que funciona como antidetonante na gasolina.
Nomenclatura
O nome oficial dos éteres, ou nomenclatura IUPAC, contém a palavra ÓXI entre o nome dos dois grupos. O primeiro nome deve ficar com o prefixo do menor número de carbonos. E o último nome com o nome do hidrocarboneto que contém o maior número de carbonos.
Grupo menor + óxi – grupo maior
Exemplos:
 metóxi-benzeno
Os éteres podem ser cíclicos, ou seja, com a cadeia fechada. Neste caso, o oxigênio é o heteroátomo.
ÉSTER
Éster é todo composto orgânico que apresenta a seguinte fórmula genérica:
onde R e R´ são radicais, não necessariamente iguais.
Alguns ésteres:
Reação de Esterificação
Os ésteres podem ser obtidos através da reação de esterificação.
Um ácido carboxílico reage com um álcool para formar ésteres e água.
Utilidade
Os ésteres possuem grande importância na indústria de alimentos. Formam as essências, que são derivados de ácidos e álcoois de cadeia curta. Na indústria de alimentos imitam o sabor e o aroma de frutas. Por este motivo são chamamos de aromatizantes ou flavorizantes. São usados em doces, balas, sorvetes, sucos artificiais, etc.
Exemplos de flavorizantes:
- etanoato de butila – essência que imita o sabor da maçã verde. Utilizado em balas e gomas de marcar.
- acetato de pentila – essência que imita o sabor da banana.
- antranilato de metila – essência natural da uva. Usado em sucos artificiais .
- acetato de propila – essência sabor pera usada em goma de mascar e balas.
Os ésteres de cadeia longa são óleos e gorduras. O óleo de oliva, manteiga, margarina e sabão estão muito presentes no nosso cotidiano.
Estes produtos são ésteres derivados de álcool e ácidos carboxílicos.
Os triglicerídeos são triésteres da glicerina, que formam os óleos e gorduras.
Se o R é longo, resulta um óleo ou uma gordura.
As ceras são ésteres obtidos da reção de um ácido e um álcool com grande número de carbonos.
As ceras são usadas na fabricação de graxas para sapatos, velas, e também como cera para dar brilho em pisos e papel-manteiga.
Nomenclatura
A nomenclatura oficial IUPAC para os ésteres é feita a partir do hidrocarboneto correspondente terminado em ATO. A seguir, deve-se colocar a preposição DE mais o prefixo da ramificação terminada em ILA.
hidrocarboneto + ato de (prefixo da ramificação) + ila
Exemplos:
Etanoato de etila
Outro nome oficial deste ácido é acetato de etila.
Observe que neste éster, o nome etanoato vem do ácido etanóico, enquanto o nome acetato vem do ácido acético. Portanto, um das maneiras de se nomear os ésteres é partir do seu ácido correspondente. Isto porque o éster resulta da reação de esterificação do ácido com álcool formando éster e água.
Outros exemplos com as duas nomenclaturas:
Metanoato de propila (ácido metanóico) - IUPAC
Formiato de propila (ácido fórmico)
Propanoato de propila ( ácido propanóico) - IUPAC
Proprionato de propila ( ácido propiônico)
Etanoato de butila (ácido etanóico) - IUPAC
Acetato de butila (ácido acético)
|
Apesar de existir as duas nomenclaturas e apesar de as duas estarem corretas, a mais recomendada é a nomenclatura da IUPAC.
ÁCIDO CARBOXÍLICO
Os ácidos carboxílicos são compostos orgânicos que apresentam um ou mais grupos – COOH – ligados à cadeia de carbonos.
Este grupo chama-se carboxila (carbonila + hidroxila).
Alguns ácidos carboxílicos:
Utilidade
Os ácidos carboxílicos estao muito presentes no nosso cotidiano.
O ácido mais simples é o que contém apenas um carbono, o ácido metanóico ou ácido fórmico. Recebeu este nome (fórmico) porque vem da picada de formigas e de abelhas.
Este ácido é um líquido incolor, solúvel em água, com odor apimentado, forte e irritante. O contato com a pele pode causar bolhas parecidas com as causadas por queimaduras, coceira e inchaço.
O ácido metanóico pode ser usado no tingimento de lã, curtimento de peles de animais, como conservante de sucos de frutas e na produção de desinfetante.
O ácido etanóico é o ácido carboxílico mais conhecido. Também conhecido como ácido acético, é o reponsável pelo cheiro e gosto azedo do vinagre. A palavra acetum significa azedo, vinagre.
A origem do ácido etanóico é desde a Antiguidade, a partir de vinhos azedos.
No vinagre, que é usado para temperar saladas, é usado apenas 5% de ácido etanóico e o restante de água.
O ácido etanóico é um líquido incolor, de cheiro penetrante, sabor azedo e solúvel em água, éter e álcool.
Comercialmente, é vendido como ácido acético glacial porque ele tem a propriedade de congelar a 16,7°C ficando com aspecto de gelo.
É usado na alimentação e na produção de alguns compostos orgânicos como plásticos, ésteres, acetatos de celulose e acetatos inorgânicos.
A reação que forma o ácido etanóico é a seguinte:
Um dos componentes da uva e também do vinho é o ácido 2,3-hidróxi-butanóico ou ácido tartárico. Foi descoberto pelo químico Louis Pasteur, em 1848.
É usado também em efervescentes, como os sais de frutas.
Outro ácido que pode ser encontrado em algumas frutas é o ácido ascórbico. É conhecido como vitamina C. Podemos encontrar este ácido nas frutas cítricas, como a laranja, tangerina, limão, acerola, kiwi, ameixa e tomate.
Nomenclatura
A nomenclatura IUPAC dos ácido carboxílicos deve ser feita colocando a palavra ácido seguida do hidrocarboneto correspondente com a terminação ÓICO. A cadeia principal, ou mais longa é a que possui a carbonila. A numeração é feita a partir do primeiro carbono após a carbonila.
Alguns casos, é utilizado o nome usual.
Exemplos:
Ácido metanóico – IUPAC
Ácido fórmico – usual
Ácido etanóico – IUPAC
Ácido acético – usual
Ácido 4-metil-pentanóico
Ácido benzóico
AMINAS
As aminas são compostos orgânicos nitrogenados derivados teoricamente, da amônia (NH3), pela substituição de um, dois ou três hidrogênios por grupos alquila ou arila.
Exemplos:
Existem alguns tipos de aminas, de acordo com o número de radicais que substituem o hidrogênio.
- aminas primárias:um hidrogênio substituído por radical orgânico.
- aminas secundárias: dois hidrogênio substituídos por radicais orgãnicos.
- aminas terciárias: três hidrogênios substituídos por radicais orgânicos.
Utilidade
As aminas estão muito presentes no nosso cotidiano.
Estão presentes nos aminoácidos que formas as proteínas dos seres vivos.
A partir destas substâncias, decorre a presença de aminas na decomposição de animais mortos:
A trimetilamina é uma amina que faz parte do cheiro forte de peixe podre.
A putrescina e a cadaverina são formadas na decomposição de cadáveres humanos.
Na indústria, são utilizadas como corantes, em alguns sabões e diversas sínteses orgânicas.
O corante mais conhecido é a anilina. É um óleo incolor com odor aromático.
Algumas aminas são usadas como protetor solar como o ácido p-aminobenzóico. Também é conhecido como PABA.
Nomenclatura
As aminas, de acordo com a IUPAC, devem ser nomeadas com a terminação AMINA.
Exemplos:
 fenilamina 
AMIDAS
Amida é todo composto orgânico derivado teoricamente da amônia (NH3) ela substituição de um átomo de hidrogênio por um grupo acil.
Fórmula genérica das amidas:
Algumas amidas:
Utilidade
A amida mais conhecida é a diamida, a uréia. É um sólido branco e cristalino e solúvel em água. É um dos produtos finais do metabolismo dos animais eliminado pela urina.
Na indústria química é muito utilizado como fertilizante químico para fornecer nitrogênio ao solo, na alimentação do gado, como matéria-prima para produzir plásticos e produtos farmacêuticos, medicamentos sedativos e como estabilizador de explosivos.
Aplicação de adubo no solo
Nomenclatura
O nome das amidas, de acordo com a IUPAC é dado a partir dos ácidos correspondentes. Troca-se a terminação óico por AMIDA.
Exemplos:
Etanamida (oficial) ou acetamida (usual)
2-metil-propanamida
Diamida (uréia)
 Nitrilas
As nitrilas são compostos orgânicos nitrogenados que contém o grupo funcional – C ≡ N. Podem ser chamadas de cianetos. As nitrilas mais comuns são o cianeto de hidrogênio.
Veja alguns exemplos:
- Metanonitrila ou cianeto de hidrogênio ou gás cianídrico - É um gás com cheiro de amêndoa amargo, descoberto em 1782.
- Etanonitrila ou acetonitrila ou cianeto de metila – líquido muito tóxico, sem coloração, com odor suave.
As nitrilas de cadeia aberta com até quatorze átomos de carbonos são líquidos a temperatura ambiente e insolúveis em água. São muito tóxicas.
A nitrila insaturada mais importante é a acrilonitrila. É usada na fabricação de polímeros acrílicos, como as lãs sintétitas, o orlon.
HALETOS ORGÂNICOS
Os haletos orgânicos são substâncias provenientes de compostos orgânicos pela troca de um ou mais hidrogênios por halogênio – F, Cl, Br, I.
Exemplos:
Os haletos podem ser classificados de acordo com o halogênio que está na cadeia carbônica, como fluoretos, cloretos, brometos iodetos ou mistos.
Também podem se classificar de acordo com o número de átomos de halogênio na molécula, como mono-haleto, di-haleto, tri-haleto, etc.
A classificação mais importante é quanto à grande reatividade de dois grandes grupos, os haleto de alquila e os haletos de arila.
Haletos de Alquila
Sua fórmula genérica é
R – X
Onde:
R – grupo alquila ou radical alquila
X – halogênio
O haleto de alquila é o composto orgânico que possui um halogênio ligado a um carbono saturado de um hidrocarboneto de cadeia aberta.
Exemplos:
CH3Br CH3 – CH2 – Cl CH3 CH3 – CH2 – CH2 – I
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CH3 – C – CH3
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Cl
Haleto de Arila
Sua fórmula genérica é
Ar – X
Onde:
Ar – grupo arila
X - halogênio
O haleto de arila é o composto orgânico que possui o halogênio ligado diretamente a um anel benzênico.
Exemplos:
Utilidade
Os haletos orgânicos são muito utilizados como solventes, na fabricação de plásticos, inseticidas e gás de refrigeração.
O haleto mais importante usado como solvente é o CCl4, tetracloreto de carbono, muito tóxico.
O BHC de fórmula molecular C6H6Cl6 é usado como inseticida.
O clorofórmio CCl3 foi muito usado como anestésico desde 1847, na Inglaterra. Hoje, já não é usado para esta finalidade porque é muito tóxico.
Os freons CCl3, CCl2F2 e muitos outros eram usados como gás de refrigeração. Com o tempo, descobriu-se que prejudicava o meio ambiente, destruindo a camada de ozônio e foi reduzida a sua produção.
O DDT de fórmula C14H9Cl5 era um importante inseticida muito utilizado durante a Segunda Guerra Mundial. Sua produção foi proibida em vários países devido a sua alta toxicidade.
Nomenclatura
De acordo com a IUPAC, os halogênios são considerados uma ramificação que está ligada à cadeia principal.
Exemplos:
ISOMERIA
Algumas substâncias podem apresentar a mesma fórmula molecular e possuir propriedades e nome diferentes.
Veja dois exemplos de substâncias químicas que possuem a mesma fórmula molecular, mas diferem no nome e em algumas propriedades:
Fórmula molecular: C2H6O
Nome: etanol
Função: álcool
Ponto de fusão: -115°C
Ponto de ebulição: 78°C
Reatividade: alta
Estado físico a 25°C: líquido
Fórmula molecular: C2H6O
Nome: metóxi-metano
Função: éter
Ponto de fusão: -140°C
Ponto de fusão: -24°C
Reatividade: baixa
Estado físico a 25°C: gás
Veja o outro exemplo análogo:
Que palavras você poderia escrever com as letras RMAO com diferentes arrumações?
Poderíamos escrever as palavras: amor e roma.
O mesmo acontece com as substâncias. Para este fenômeno, que é tão comum, damos o nome de ISOMERIA.
Isomeria – é o fenômeno que ocorre entre moléculas com mesma fórmula molecular mas que diferem na sua estrutura, propriedade e nome.
Os compostos que sofrem este tipo de fenômeno são chamados de isômeros. A palavra isômero deriva de dois radicais gregos: iso, que significa igual e meros, que significa partes.
A isomeria pode ser dividida em:
- isomeria plana (cadeia, posição, metameria, função e tautomeria)
- isomeria espacial (geométrica cis-trans e óptica)
ISOMERIA PLANA
É a isomeria onde os compostos são identificados por meio de suas fórmulas estruturais planas.
Divide-se em isomeria plana de cadeia, posição, metameria, função e tautomeria.
ISOMERIA PLANA DE CADEIA
Esta isomeria ocorre quando isômeros pertencem à mesma função, mas diferem no tipo de cadeia carbônica.
Exemplos:
ISOMERIA PLANA DE POSIÇÃO
Esta isomeria ocorre entre isômeros que pertencem à mesma função, possuem o mesmo tipo de cadeia, mas diferem na posição dos radicais, insaturações ou dos grupos funcionais.
Exemplos:
- diferença na posição dos radicais:
- diferença na posição da insaturação:
- diferença na posição do grupo funcional:
ISOMERIA DE METAMERIA OU COMPENSAÇÃO
Esta isomeria ocorre entre isômeros que pertencem à mesma função mas diferem na posição de um heteroátomo na cadeia carbônica.
O heteroátomo deve sempre estar entre carbonos.
Exemplos:
ISOMERIA DE FUNÇÃO
Esta isomeria ocorre quando os isômeros pertencem a funções diferentes. Os isômeros mais comuns para este tipo de isomeria são:
- álcool e éter
- aldeído e cetona
- ácido carboxílico e éster
Exemplos:
- álcool e éter: C2H6O
- aldeído e cetona: C3H6O
- ácido carboxílico e éster: C4H8O2
ISOMERIA DE TAUTOMERIA
Esta isomeria é um caso especial da isomeria plana, onde os isômeros pertencem à funções químicas diferentes e estabelecem um equilíbrio químico dinâmico. Os casos mais comuns ocorrem entre:
- aldeído e enol
- cetona e enol
Exemplos:
- aldeído e enol
- cetona e enol
ISOMERIA ESPACIAL
A isomeria espacial é aquela que só pode ser explicada por meio de fórmulas estruturais espaciais. Só será possível diferenciar os isômeros através de modelos moleculares espaciais.
A isomeria espacial divide-se em dois tipos:
- isomeria geométrica cis-trans
- isomeria óptica
ISOMERIA ESPACIAL GEOMÉTRICA CIS-TRANS
A isomeria geométrica cis-trans ocorre quando um par de isômeros apresenta a mesma fórmula molecular, mas são diferentes em suas fórmulas estruturais.
Pode ocorrer em dois casos:
- em compostos com ligação dupla
- em compostos cíclicos
Compostos com ligação dupla
Os isômeros deverão ter carbonos unidos por uma dupla ligação e ligantes diferentes presos a cada carbono da dupla ligação.
Seja a ligação dupla entre C = C e seus ligantes a, b, c, d, a condição para que ocorra a isomeria geométrica cis-trans deve ter seus ligantes a e b diferentes e c e d diferentes.
Assim:
Exemplos:
A fórmula molecular C2H2Cl2 pode representar duas moléculas com fórmulas estruturais diferentes.
Observe que os átomos ligantes H e Cl estão no mesmo lado na fórmula à esquerda. Estão em posições opostas na fórmula à direita. Por este motivo, damos nomes diferentes para estes isômeros.
ISOMERIA CIS
– Indicando átomos iguais de um mesmo lado em relação aos carbonos da dupla. A palavra cis vem do latim e significa “aquém de”.
ISOMERIA TRANS
– Indicando que os átomos estão em posições transversais ou opostas em relação aos carbonos da dupla. A palavra trans vem do latim e significa “além de”.
Nomenclatura correta destes isômeros:
Compostos Cíclicos
Para que esta isomeria ocorra em compostos cíclicos é necessário que pelo menos dois carbonos do ciclo apresentem ligantes diferentes entre si.
Nesta molécula os ligantes dos carbonos são diferentes:
Exemplos:
Fonte: http://www.colegioweb.com.br/quimica/compostos-de-cadeia-ciclica
Este caso especial de isomeria também pode ser chamado de isomeria baeyeriana, em homenagem ao cientista Adolf von Baeyer.
ISOMERIA ESPACIAL ÓPTICA
A isomeria espacial óptica é aquela que apresenta um carbono com quatro ligantes diferentes entre si. Para este carbono damos o nome de assimétrico. Está identificado com um asterisco (*).
Carbono Assimétrico ou Quiral – é o átomo de carbono que está ligado a quatro grupos diferentes entre si.
Exemplo: ácido lático ou ácido 2-hidróxi-propanoico
Observe que há quatro grupos diferentes nesta molécula: H, CH3, OH, COOH.
Se pudéssemos colocar um espelho na frente da molécula do ácido lático, visualizaríamos a seguinte molécula:
O ácido lático recebe o nome D e a sua imagem especular (imagem do espelho), o nome L.
Substâncias que desviam a luz polarizada para a direita chamam-se dextrógira (do latim dexter, direito) e substâncias que desviam a luz polarizada para a esquerda chamam-se levógira (do latim laevus, esquerda).
Então as duas moléculas de ácido lático desviam a luz plano polarizada porém uma para um lado e a outra para o outro.
Podemos esrever:
- ácido lático dextrógiro, ácido d-lático ou ácido (+) lático
- ácido lático levógiro, ácido l-lático ou ácido (-) lático
As propriedades físicas destes isômeros são as mesmas. A única diferença é a polarização da luz plano polarizada.
Os dois isômeros de ácido lático podem ser chamados de par de enantiomorfos ou antípodas ópticos.
Existem algumas moléculas que possuem diversos carbonos assimétricos ou quirais.
Veja o exemplo do ácido α-hidróxi-β-metil-succínico:
Nesta substância, temos dois carbonos assimétricos e diferentes entre si.
Este composto apresenta quatro isômeros opticamente ativos e distintos entre si, que podem ser representados desta forma:
A diferença entre os quatro compostos é indicada pelas posições dos grupos OH e CH3, que às vezes estão na esquerda e, outras vezes, à direita da fórmula.
Os isômeros A e B são antípodas ópticos, sendo que um é dextrógiro e o outro levógiro.
Os isômeros C e D são antípodas ópticos, sendo que um é dextrógiro e o outro levógiro.
Observe que A e B; C e D são imagens especulares uma da outra. É como se houvesse um espelho na frente de cada uma destas moléculas.
Os isômeros ópticos que não são enantiomorfos entre si são chamados de diastereoisômeros. Neste caso são A e C; A e D; B e C; B e D.
Para saber quantos isômeros ópticos existem, podemos calcular de acordo com o número de carbonos assimétricos.
2n
Onde:
n = número de carbonos assimétricos
Exemplo:
Na molécula do ácido α-hidróxi-β-metil-succínico existem dois carbonos assimétricos. Então, aplicando a fórmula:
2n
2² = 4
Existem quatro isômeros para este composto.
Formam-se dois dextrógiros e dois levógiros.
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