Introdução à Química/Imprimir

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Introdução à Química
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Introdução

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Pode até parecer simples, mas explicar em poucas palavras o que é química é bem difícil. Na verdade, boa parte dos profissionais da área não se preocupa em conceituá-la, já que a melhor forma de entender a química é vivê-la.

Bem vindo!

Várias formas de entender a química[editar | editar código-fonte]

A forma mais comum de definir química é como uma ciência que trata das substâncias da natureza, dos elementos que a constituem, de suas características, de suas propriedades, de processos de obtenção, de suas aplicações e de sua identificação. Mas talvez seja difícil de entender isto logo de início.

Podemos pensar a química como a atividade de qualquer pessoa que esteja preocupada em entender a matéria, que é o que forma tudo o que conhecemos. Isso é sempre feito de duas formas, perfeitamente combinadas: intervindo na matéria, ou seja, tentando transformar um material ou interagir com ele, e pensando sobre como a matéria é formada e transformada. Isso quer dizer que sempre que você procurar explicações para o comportamento de um material ou, ao contrário, usar uma ideia para transformá-lo ou manipular suas propriedades - e com isso gerar mais conhecimento - você estará fazendo química.

O micro tenta explicar o macro[editar | editar código-fonte]

Quando você observa um material e estuda suas propriedades - como cor, cheiro, densidade, condutividade térmica e elétrica, estado físico - está vendo, na verdade, os aspectos macroscópicos da matéria. Também é importante manter um certo controle sobre as observações (por exemplo, a cor de um material pode variar de acordo com a luz do ambiente). Chamamos a isto de controle de variáveis.

Veja que a química se utiliza de vários fenômenos ligados à física. Embora seja muito comum tentar diferenciar os fenômenos físicos e químicos, mais uma vez os conceitos são limitados e pouco úteis.

Portanto, é preciso conhecer a matéria para transformá-la, e ter esse poder de transformação é muito importante, pois nos permite criar materiais mais bonitos, mais confortáveis, menos poluentes, capazes de curar doenças, mais resistentes, mais baratos, etc. Esse conhecimento envolve também um nível microscópico, que não pode ser observado, mas que tenta descrever o que forma a matéria.

A química impressiona nossos sentidos[editar | editar código-fonte]

O queijo quando transformado pela ação química do fungos, adquire sabor e odor diferenciado.

Mais adiante, quando discutirmos a constituição da matéria, voltaremos à relação entre os níveis macroscópico e microscópico. Por hora, o mais importante é despertar a curiosidade que naturalmente trazemos conosco. Uma das nossas primeiras sensações no nascimento é que o mundo é cheio de coisas, cheio de matéria. A química tenta responder às perguntas sobre a natureza da matéria. Percebemos de maneira intuitiva as transformações químicas e físicas. Somos sensíveis aos fenômenos como a luz, o calor (temperatura), a distância, o tempo, a força e quando uma combinação destes fenômenos age sobre a matéria, esta matéria é modificada de algum modo. Quando cortamos um pedaço de queijo, o produto resultante possui as mesmas propriedades: sabor, cor, textura... os pedaços cortados são do mesmo tipo de queijo, apesar de serem mais leves e mais fácil de serem comidos. Porém, após certo tempo, o sabor e a cor podem se alterar, e o queijo já não é o mesmo: se estragou. Uma vez comido, o queijo interage de diversas formas com nosso organismo para fornecer nutrientes e também energia. Por que tudo isso acontece? Pense sobre isso e iniciaremos o entendimento do Universo através das lentes da química.

Referências[editar | editar código-fonte]

História da Química

O Alquimista (1853), pintura de William Fettes Douglas

A história da química como ciência foi antecedida pelo busca do entendimento primitivo dos meios de transformação do ambiente. Provavelmente, a primeira reação química do qual a humanidade obteve controle foi a combustão da matéria. Lentamente outros processos de transformação da matéria como a metalurgia e a produção de alimentos como vinhos e queijos foi aprimorado ainda que de modo rudimentar.

Por volta do século IV a.C. na Grécia antiga, filósofos como Demócrito de Abdera e Leucipo de Mileto tentaram racionalizar porque diferentes substâncias tinham diferentes propriedades como cor, cheiro e estados físicos (sólido, líquido e gasoso) que em última instância levaram a formulação das primeira teorias da natureza e da química. Segundo os filósofos gregos, toda matéria seria constituída de uma parte diminuta e indivisível que tem as mesmas propriedades do todo. Esta compreensão filosófica formou o atomismo que teorizava que o mundo era constituído da matéria e do vácuo.

Entretanto, a falta de conhecimento empírico e experimentação das teorias levou a refutação das teorias por filósofos como Platão e Aristóteles. Eles acreditavam que o universo era composto somente pelo fogo, ar, água e terra e que uma combinação diferente destes formaria o universo, embora as teorias fossem um pouco diferentes. Outras civilizações como a indiana e a chinesa desenvolveram teorias similares em um período próximo e religiões como o budismo e o islamismo, que tinhas as teorias desenvolvidas de acordo com seus preceitos religiosos.

A pedra filosofal e ascensão da Alquimia[editar | editar código-fonte]

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Estrutura do átomo

Um Átomo é a partícula mais pequena que é possível obter, de um determinado elemento químico, e que ainda caracteriza esse elemento químico.

Atualmente sabemos que o átomo é constituído por: elétrons, nêutrons e prótons. No núcleo existem apenas prótons e nêutrons, estando os elétrons alojados em volta deste mesmo na nuvem eletrônica.

Estrutura atômica da matéria

Características dos átomos

Átomo[editar | editar código-fonte]

Um átomo é a menor porção em que pode ser dividido um elemento químico, mantendo ainda as suas propriedades. Os átomos são os componentes básicos das moléculas e da matéria comum. São compostos por partículas sub-atômicas. As mais conhecidas são os prótons, os nêutrons e os elétrons. Assim podemos concluir que os átomos são partículas elementares constituintes da matéria e, que, tudo é composto por átomos.Ele apresenta um núcleo com carga positiva (Z é a quantidade de prótons e "E" a carga elementar).

Estrutura[editar | editar código-fonte]

O elétron e o próton não possuem nem as mesmas cargas, nem a mesma massa. O próton é 1836,11 vezes mais massivo que o elétron. Usando como exemplo hipotético um átomo de vinte prótons e vinte nêutrons em seu núcleo, este estando em equilíbrio eletrodinâmico terá vinte elétrons orbitando em suas camadas exteriores. Sua carga elétrica está em perfeito equilíbrio, porém 99,97% de sua massa se encontrará no núcleo; apesar deste conter praticamente toda a massa, em termos de volume em relação ao tamanho do átomo e suas orbitais é minúsculo. O núcleo atômico mede em torno de 10-13 centímetros de diâmetro, enquanto que o átomo mede cerca de 10-8 centímetros.

O átomo é cem mil vezes maior que seu núcleo, e sua estrutura interna pode ser considerada oca, pois para encher todo este espaço vazio de prótons e nêutrons (ou núcleos) necessitaríamos de um bilhão de milhões de núcleos.

Número atômico (Z)[editar | editar código-fonte]

Um elemento químico é um conjunto de átomos que tem o mesmo número de prótons no núcleo. Este número é conhecido como o número atômico do elemento. Por exemplo, todos átomos com seis prótons no núcleo são átomos do elemento carbono.

De forma inversa, denomina-se elemento químico todos os átomos que possuem o mesmo número atômico (Z), ou seja, o mesmo número de prótons.

  • Oxigênio é o elemento químico constituído por todos os átomos que possuem número atômico 8, ou seja, com 8 prótons.
  • Cálcio é o elemento químico constituído por todos os átomos que possuem número atômico 20, ou seja, com 20 prótons.

Portanto, o número atômico é característica para cada elemento químico, sendo o seu número de identificação.

Para representar o número atômico de um elemento juntamente com seu símbolo, usamos a notação ZE (com o número de massa em subscrito à esquerda do símbolo), onde Z é o número atômico e E é o símbolo do elemento. Por exemplo, 8O (oxigênio, com 8 prótons), 20Ca.

Número de massa (A)[editar | editar código-fonte]

Número de massa, simbolizado pela letra A, é a soma do número de prótons e nêutrons contidos no núcleo de um átomo.

A = Z + N (N = número de nêutrons)

Exemplo: o núcleo de um certo átomo de sódio contém 11 prótons e 12 nêutrons, portanto, o seu número de massa é 23.

O termo "massa" para este número é devido ao fato dos prótons e nêutrons serem as partículas subatômicas responsáveis por quase a totalidade da massa dos átomos. Os elétrons e as demais partículas apresentam massas praticamente desprezíveis.

Assim como o número atômico pode ser representado como subscrito à esquerda do símbolo, o número de massa pode ser representado como superscrito (acima). Por exemplo, 23Na, 14C, 131I.

É possível, ainda, representar simultaneamente o número de massa e o atômico.

Observação: Número de massa não é o mesmo que massa atômica.

Isótopos[editar | editar código-fonte]

Isótopos são átomos de um elemento químico, cujos núcleos têm o mesmo número atômico Z mas diferente número de massa (A). A palavra isótopo, que significa no mesmo sítio, vem do fato de que os isótopos se situam no mesmo local na tabela periódica.

O número atômico corresponde ao número de prótons num átomo. Por esse motivo, os isótopos de um certo elemento contém o mesmo número de prótons. A diferença nos pesos atômicos resulta de diferenças no número de nêutrons nos núcleos atômicos.

Quando queremos nos referir a um isótopo específico de um elemento, dizemos o nome do elemento seguido de seu número de massa: carbono-14, oxigênio-18, urânio-235.

Massa atômica[editar | editar código-fonte]

Em referência a um certo elemento químico, a massa atômica (também chamada massa atômica média) é a massa atômica média dos isótopos do elemento químico. Essa média leva em linha de conta as frequências relativas dos isótopos do elemento (é uma média ponderada). O exemplo mais conhecido é o do cloro, cuja massa atômica é aproximadamente igual a 35,5. Isso se deve ao fato de o elemento cloro, na natureza, ser encontrado 75% na forma de cloro-35 e 25% na forma de cloro-37.

A unidade da massa atômica é o uma (unidade de massa atômica) ou simplesmente u.

Moléculas[editar | editar código-fonte]

Os átomos podem possuir entre si uma ligação tão forte que para separá-los é necessária uma quantidade razoável de energia, portanto, permanecem juntos. Estas combinações são chamadas de moléculas.

Uma molécula é a menor parte indivisível de um composto químico e que possui um conjunto único de propriedades químicas. A molécula é constituída de dois ou mais átomos ligados quimicamente.

Nem sempre dois átomos em contato são suficientes para ter estabilidade, havendo necessidade de uma combinação maior para tê-la. Por outro lado, os átomos dos gases nobres já são estáveis e não se combinam para formar moléculas.

Para formar uma molécula de hidrogênio são necessários dois átomos deste elemento, uma molécula de oxigênio, necessita de dois átomos de oxigênio, e assim sucessivamente.

Para a formação de uma molécula de água são necessários dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio; metano, necessita de um átomo de carbono e quatro de hidrogênio; dióxido (bióxido) de carbono, um carbono, e dois oxigênios; assim sucessivamente.

Existem casos de moléculas serem formadas por milhões de átomos. Isto ocorre porque o átomo de carbono pode partilhar elétrons com até quatro elementos diferentes simultaneamente. Logo, pode ser possível a constituição de cadeias, anéis, e ligações entre estas moléculas longas, que são a base da chamada química orgânica.

Esta é a base das moléculas que caracterizam o tecido vivo, ou seja, a base da vida.

Massa molar[editar | editar código-fonte]

Um mol de uma substância é uma quantidade que sempre pesa, em gramas, exatamente o peso molecular (em unidades de massa atômica) dessa substância. Por exemplo: a massa atômica do ferro é de 55,847 u, e portanto um mol de átomos de ferro pesa 55,847 gramas.

Constante de Avogadro[editar | editar código-fonte]

1 mol de qualquer coisa terá sempre o mesmo número de partículas. Este número é chamado constante de Avogadro (N_A).

Pela definição, 1 mol é o número de átomos contido em exatamente 12 gramas de carbono de massa isotópica 12 (12C). Este número se denomina número de Avogadro, e o valor mais preciso que se conhece até agora é de 6,0221367 \times 10^{23}.

Evolução do modelo atômico

Os atomistas na Grécia antiga[editar | editar código-fonte]

A teoria atomista foi desenvolvida no século V a.C. por Leucipo de Mileto e seu discípulo Demócrito de Abdera que conciliou as constantes mudanças postuladas por Heráclito com a unidade e imutabilidade do ser propostas por Parmênides.

Demócrito postulava que a realidade se compõe de partículas indivisíveis ou "átomos" de natureza idêntica e do vácuo ou não-ente e que estes existem desde a eternidade em mútua interação dando origem ao movimento.

Segundo Demócrito, os átomos por si só apresentam as propriedades de tamanho, forma, impenetrabilidade e movimento, dando lugar, por meio de choques entre si, a corpos visíveis. Além disso, ao contrário dos corpos macroscópicos, os átomos não podem interpenetrar-se nem dividir-se, sendo as mudanças observadas em certos fenômenos químicos e físicos atribuídas pelos atomistas gregos a associações e dissociações de átomos. Nesse sentido, o sabor salgado dos alimentos era explicado pela disposição irregular de átomos grandes e pontiagudos.

O modelo de Dalton[editar | editar código-fonte]

O professor da universidade inglesa New College de Manchester, John Dalton (1766 - 1844) foi o criador da primeira teoria atômica moderna na passagem do século XVIII para o século XIX. Dalton é bastante lembrado pela famosa Lei de Dalton, a lei das pressões parciais e pelo daltonismo, o nome que se dá à incapacidade de distinguir as cores, assunto que ele estudou e mal de que sofria. Em 1803 Dalton publicou o trabalho Absorption of Gases by Water and Other Liquids, (Absorção de gases pela água e outros líquidos), neste delineou os princípios de seu modelo atômico.

Segundo Dalton:

  • Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes entre si.
  • Átomos de um mesmo elemento possuem propriedades iguais e de peso invariável.
  • Átomos são partículas reais, indivisíveis e descontínuas formadoras da matéria.
  • Nas reações químicas, os átomos permanecem inalterados.
  • Na formação dos compostos, os átomos entram em proporções numéricas fixas 1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5 etc.
  • O peso total de um composto é igual à soma dos pesos dos átomos dos elementos que o constituem.

Em 1808, Dalton propôs a teoria do modelo atômico, onde o átomo é uma minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível e indivisível. Todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos. Seu modelo atômico foi apelidado de "modelo atômico da bola de bilhar".

Em 1810 foi publicada a obra New System of Chemical Philosophy (Novo sistema de filosofia química), nesse trabalho, haviam teses que provavam suas observações, como a lei das pressões parciais, chamada de Lei de Dalton, entre outras relativas à constituição da matéria.

O modelo de John Thomson[editar | editar código-fonte]

O modelo atômico de Thomson.

Em 1897, Joseph John Thomson formulou a teoria segundo a qual a matéria, independente de suas propriedades, contém partículas de massa muito menores que o átomo do hidrogênio. Inicialmente denominou-as de corpúsculos, depois conhecidas como elétrons.

A demonstração se deu ao comprovar a existência daqueles corpúsculos nos raios catódicos disparados na ampola de crookes (um tubo que continha vácuo), depois da passagem da corrente elétrica.

Através de suas experiências, Thomson concluiu que a matéria era formada por um modelo atômico diferente do modelo atômico de Dalton: uma esfera de carga positiva continha corpúsculos (elétrons) de carga negativa distribuídos uniformemente à semelhança de um pudim de passas.

O "modelo atômico do pudim com passas", substituiu então ao "modelo da bola de bilhar", mas não eliminou totalmente as deduções de Dalton, apenas foram acrescentadas mais informações. Grande parte das teorias de Thomson estão em sua obra Conduction of Electricity Through Gases (1903; Condução de eletricidade através dos gases).

O modelo atômico de Rutherford[editar | editar código-fonte]

Modelo atômico de Rutherford.

Ernest Rutherford (1871 - 1937) foi premiado com o Prêmio Nobel da Química em 1908 pelas suas investigações sobre a desintegração dos elementos e a química das substâncias radioativas. Dirigiu o Laboratório Cavendish desde 1919 até à sua morte. Pode dizer-se que Rutherford foi o fundador da Física Nuclear. Distinguiu os raios alfa e beta e introduziu o conceito de núcleo atômico.

Bombardeando uma chapa metálica com partículas alfa, Rutherford percebeu que apenas uma pequena fração dessas sofria desvio de trajetória, com isto concluiu que as partículas que não se desviavam não encontravam no metal obstáculo que causasse a deflexão de sua trajetória; desta forma criou um modelo atômico no qual os elétrons giravam em torno do núcleo atômico, que considerou a região central do átomo onde havia a maior parte da massa atômica.

O modelo se baseava em órbitas eletrônicas, isto é, comparáveis à um sistema planetário, Rutherford chegou à conclusão que a maior parte do átomo se encontra vazia, estando praticamente a totalidade de sua massa no núcleo, este sendo em torno de 10.000 vezes menor que o átomo.

O modelo de Niels Bohr[editar | editar código-fonte]

O modelo atômico de Bohr.

A teoria orbital de Rutherford encontrou uma dificuldade teórica resolvida por Niels Bohr: no momento em que temos uma carga elétrica negativa composta pelos elétrons girando ao redor de um núcleo de carga positiva, este movimento gera uma perda de energia devido a emissão de radiação constante. Num dado momento, os elétrons deveriam se aproximar do núcleo num movimento em espiral até cair sobre ele.

Em 1911, Niels Bohr publicou uma tese que demonstrava o comportamento eletrônico dos metais. Na mesma época, foi trabalhar com Ernest Rutherford em Manchester, Inglaterra. Lá obteve os dados precisos do modelo atômico, que iriam lhe ajudar posteriormente.

Em 1913, observando as dificuldades do modelo de Rutherford, Bohr intensificou suas pesquisas visando uma solução teórica.

Em 1916, Niels Bohr retornou para Copenhague para atuar como professor de física. Continuando suas pesquisas sobre o modelo atômico de Rutherford.

Em 1920, nomeado diretor do Instituto de Física Teórica, Bohr acabou desenvolvendo um modelo atômico que unificava a teoria atômica de Rutherford e a teoria da mecânica quântica de Max Planck.

Sua teoria consistia que ao girar em torno de um núcleo central, os elétrons deveriam girar em órbitas específicas com níveis energéticos bem definidos. Que poderia haver a emissão ou absorção de pacotes discretos de energia chamados de quanta ao mudar de órbita.

Realizando estudos nos elementos químicos com mais de dois elétrons, concluiu que se tratava de uma organização bem definida em camadas. Descobriu ainda que as propriedades químicas dos elementos eram determinadas pela camada mais externa.

Bohr enunciou o princípio da complementaridade, segundo o qual um fenômeno físico deve ser observado a partir de dois pontos de vista diferentes e não excludentes. Observou que existiam paradoxos onde poderia haver o comportamento de onda e de partícula dos elétrons, dependendo do ponto de vista.

Essa teoria acabou por se transformar na hipótese proposta por Louis Broglie (Louis Victor Pierre Raymond, sétimo duque de Broglie) onde todo corpúsculo atômico pode comportar-se de duas formas, como onda e como partícula.

O modelo atômico atual resumido[editar | editar código-fonte]

Erwin Schrodinger, Louis Victor de Broglie e Werner Heisenberg, reunindo os conhecimentos de seus predecessores e contemporâneos, acabaram por desenvolver uma nova teoria do modelo atômico, além de postular uma nova visão, chamada de mecânica ondulatória.

Fundamentada na hipótese proposta por Broglie onde todo corpúsculo atômico pode comportar-se como onda e como partícula, Heisenberg, em 1925, postulou o princípio da incerteza.

A idéia de órbita eletrônica acabou por ficar desconexa, sendo substituída pelo conceito de probabilidade de se encontrar num instante qualquer um dado elétron numa determinada região do espaço.

O átomo deixou de ser indivisível como acreditavam filósofos gregos antigos. O modelo atômico portanto, passou a se constituir na verdade, de uma estrutura complexa.

  • É sabido que os elétrons possuem carga negativa, massa muito pequena e que se movem em órbitas ao redor do núcleo atômico.
  • O núcleo atômico é situado no centro do átomo e constituído por prótons que são partículas de carga positiva, cuja massa é aproximadamente 1.837 vezes superior a massa do elétron, e por nêutrons, partículas sem carga e com massa ligeiramente superior à dos prótons.
  • O átomo é eletricamente neutro, por possuir números iguais de elétrons e prótons.
  • O número de prótons no átomo se chama número atômico, este valor é utilizado para estabelecer o lugar de um determinado elemento na tabela periódica.
  • A tabela periódica é uma ordenação sistemática dos elementos químicos conhecidos.
  • Cada elemento se caracteriza por possuir um número de elétrons que se distribuem nos diferentes níveis de energia do átomo correspondente.
  • Os níveis energéticos ou camadas, são denominados pelos símbolos K, L, M, N, O, P e Q.
  • Cada camada possui uma quantidade fixa de elétrons. A camada mais próxima do núcleo K, comporta somente dois elétrons; a camada L, imediatamente posterior, oito, e assim sucessivamente.
  • Os elétrons da última camada (mais afastados do núcleo) são responsáveis pelo comportamento químico do elemento, por isso são denominados elétrons de valência.
  • O número de massa é equivalente à soma do número de prótons e nêutrons presentes no núcleo.
  • O átomo pode perder elétrons, carregando-se positivamente, é chamado de íon positivo (cátion).
  • Ao receber elétrons, o átomo se torna negativo, sendo chamado íon negativo (ânion).
  • O deslocamento dos elétrons provoca uma corrente elétrica, que dá origem a todos os fenômenos relacionados à eletricidade e ao magnetismo.
  • No núcleo do átomo existem duas forças de interação a chamada interação nuclear forte, responsável pela coesão do núcleo, e a interação nuclear fraca, ou força forte e força fraca respectivamente.
  • As forças de interação nuclear são responsáveis pelo comportamento do átomo quase em sua totalidade.
  • As propriedades físico-químicas de um determinado elemento são predominantemente dadas pela sua configuração eletrônica, principalmente pela estrutura da última camada, ou camada de valência.
  • As propriedades que são atribuídas aos elementos na tabela, se repetem ciclicamente, por isso se denominou como tabela periódica dos elementos.
  • Os isótopos são átomos de um mesmo elemento com mesmo número de prótons, mas quantidade diferente de nêutrons.
  • Os isótonos são átomos que possuem o mesmo número de nêutrons
  • Os Isóbaros são átomos que possuem o número de massa
  • Através da radioatividade alguns átomos atuam como emissores de radiação nuclear, esta constitui a base do uso da energia atômica.

Modelo de Thomson

Apresentação esquemática do modelo atômico de Thomson, também conhecido como "pudim de passas".

O modelo atômico de Joseph John Thomson considerava que o átomo era constituído de um corpo sólido de carga positiva incrustado de cargas negativas que balanceavam as cargas eletrostáticas do átomo. O modelo foi comprovado através de um experimento utilizando duas placas paralelas carregadas eletricamente do qual um feixe de raios catódicos passava entre, colidindo em uma aparato no qual foi observado o desvio das partículas positivas e negativas em direções distintas.


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Modelo de Rutherford

Modelo atômico de Rutheford: elétrons em verde e o núcleo em vermelho.

O modelo de Rutheford também conhecido como modelo planetário foi proposto pelo cientista Ernest Rutheford a partir do experimento Geiger-Marsden em 1909. Rutherford concluiu que o modelo anterior de Joseph John Thompson estava equivocado ao assumir que o átomo era constituido de um corpúsculo sólido com as partículas negativas circundadas em um meio de partículas positivas.


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Estrutura atômica da matéria/Exercícios

  1. Calcule a massa molar das substâncias abaixo. Dados:Ar(O)=16, Ar(H)=1, Ar(N)=14, Ar(C)=12, Ar(Fe)=56, Ar(S)=32, Ar(Ag)=108, Ar(Al)=27, Ar(Ca)=40
    1. H2O (água)[1]
    2. FeSO4 (sulfato de ferro)[1]
    3. AgNO3 (nitrato de prata)[1]
    4. Al2(SO4)3 (sulfato de alumínio)[1]
    5. CaCO3 (carbonato de cálcio)[1]
    6. C3H8 (propano)[1]
    7. NH3 (amônia ou amoníaco)[1]
    8. Al2S3 (sulfeto de alumínio)[1]


1. Um átomo X é isóbaro de um átomo Y e isótopo de um átomo Z. Sabendo-se que Y tem massa atômica 14 e Z tem número atômico 6, pode-se afirmar que:

X e Z são isótonos
X tem 6 neutrons no seu núcleo
X tem 7 neutrons no seu núcleo
X tem 8 neutrons no seu núcleo

2. Os cations X+3 e Y+2 tem a mesma configuração eletrônica. Sabendo-se que X tem 38 neutrons no seu núcleo, que Y tem massa molecular 40, e que o número atômico de Y é igual ao número de neutrons no núcleo de Y, pode-se afirmar que:

X tem número atômico 29 e Y tem número atômico 20
X tem número atômico 30 e Y tem número atômico 18
X tem número atômico 31 e Y tem número atômico 20
X tem número atômico 38 e Y tem número atômico 18

3. Pela Regra de Hund, qual é a configuração eletrônica do Tecnécio (número atômico = 43)?

Não existe, porque o tecnécio não apresenta isótopos estáveis
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2 5p3
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d6 5s1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d5

Sua pontuação é 0 / 0


Notas[editar | editar código-fonte]

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 1,7 A ferramenta Wolfram|Alpha fornece mais informações computadas sobre H2O, FeSO4, AgNO3, Al2(SO4)3, CaCO3, C3H8, NH3 e Al2S3.

Tabela periódica

Wikipedia
A Wikipédia tem mais sobre este assunto:
Tabela periódica

A tabela periódica dos elementos químicos consiste numa disposição sistemática dos elementos em função de suas propriedades.

Foi criada pelo químico russo Dmitri Ivanovich Mendeleyev e publicada em 1869 em seu livro Princípios da Química.

Propriedades da matéria

Raio Atômico[editar | editar código-fonte]

Essa propriedade se relaciona com o tamanho do átomo e para comparar esta medida é preciso levar em conta dois fatores:

  • Quanto maior o numero de níveis , maior será o tamanho do átomo.
  • O átomo que apresenta maior numero de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons.

Potencial de Ionização[editar | editar código-fonte]

Energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso: quanto maior o átomo, menor será a energia de ionização.

  • Em uma mesma família esta energia aumenta de baixo para cima.
  • Em um mesmo período a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita.

Eletro afinidade[editar | editar código-fonte]

É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, "captura" um elétron.

X0(g) + e- ® X-(g) + energia

Quanto menor o tamanho do átomo, maior será sua afinidade eletrônica.Infelizmente, a medida experimental de afinidade eletrônica é muito difícil e, por isso, seus valores são conhecidos apenas para alguns elementos químicos. Além disso essa propriedade não é definida para os gases nobres.

Volume Atômico[editar | editar código-fonte]

Designa o volume ocupado por um mol átomos de um elemento numa fase condensada (líquida ou sólida). É expresso em cm3/mol. Assim, o volume atômico sempre se refere ao volume ocupado por 6,02 . 10²³ átomos e pode ser calculado relacionando-se a massa desse número de átomos com sua densidade. Assim temos:

Volume Atômico = massa de 6,02 . 10²³ átomos do elemento x densidade do elemento no estado sólido Para os gases usa-se a densidade da fase líquida no ponto de ebulição. Por meio de medidas experimentais, verifica-se que: numa mesma família, o volume atômico será aumentado com o aumento do raio atômico; num mesmo período, o volume atômico cresce do centro para as extremidades.

Densidade:

  • Num período: A densidade cresce das extremidades para o centro
  • Numa família: A densidade cresce de cima para baixo.

Assim, os elementos de maior densidade estão situados na parte central e inferior da tabela, sendo o Ósmio (Os) o elemento mais denso (22,5 g/cm3).

Ponto de fusão (PF)[editar | editar código-fonte]

O ponto de fusão designa a temperatura à qual uma substância passa do estado sólido ao estado líquido.Ponto de fusão é a temperatura na qual a substância sólida está em equilíbrio com a substância que dela se obtêm por fusão. Nos períodos, de maneira geral, os PF crescem da extremidades para o centro da tabela.

Ponto de Ebulição: (PE)[editar | editar código-fonte]

É temperatura na qual uma substância passa do estado líquido para o estado gasoso. Os elementos de maior ponto de ponto de ebulição (PE) estão situados na parte superior da tabela. PE crescem da extremidades para o centro da tabela. Eletronegatividade É a forca de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. A eletronegatividade dos elementos não é uma grandeza absoluta, mas, sim, relativa. Ao estudá-la, na verdade estamos comparando estamos comparando a força de atração exercida pelos átomos sobre os elétrons de uma ligação. Essa força de atração tem uma relação com o RAIO ATÔMICO: Quanto menor o tamanho de um átomo, maior será a força de atração, pois a distância núcleo-elétron da ligação é menor. Também não é definida para os gases nobres.

Eletroposividade[editar | editar código-fonte]

Eletropositividade é a capacidade de um átomo perder elétrons, originando cátions. Os metais apresentam elevadas eletropositividades, pois uma de suas características é a grande capacidade de perder elétrons. Entre o tamanho do átomo e sua eletropositividade, há uma relação genérica, uma vez que quanto maior o tamanho do átomo, menor a atração núcleo-elétron e, portanto, maior a sua facilidade em perder elétrons. Também não está definida para os gases nobres.

Reatividade[editar | editar código-fonte]

A reatividade de um elemento químico está associada à sua maior ou menor facilidade em ganhar ou perder elétrons. Assim, os elementos mais reativos serão tantos os metais que perdem elétrons com maior facilidade, quanto os ametais que ganham elétrons com maior facilidade.

Classificação periódica dos elementos/Exercícios

Estes exercícios devem ser feitos com consulta à tabela periódica:

1 18
1 1,0
1H
Hidrogênio


2


13


14


15


16


17
4,0
2He
Hélio
2 6,9
3Li
Lítio
9,0
4Be
Berílio
10,8
5B
Boro
12,0
6C
Carbono
14,0
7N
Nitrogênio
16,0
8O
Oxigênio
19,0
9F
Flúor
20,2
10Ne
Neônio
3 23,0
11Na
Sódio
24,3
12Mg
Magnésio


3


4


5


6


7


8


9


10


11


12
27,0
13Al
Alumínio
28,1
14Si
Silício
31,0
15P
Fósforo
32,1
16S
Enxofre
35,5
17Cl
Cloro
39,9
18Ar
Argônio
4 39,1
19K
Potássio
40,1
20Ca
Cálcio
45
21Sc
Escândio
47,9
22Ti
Titânio
50,9
23V
Vanádio
52,0
24Cr
Cromo
54,9
25Mn
Manganês
55,8
26Fe
Ferro
58,9
27Co
Cobalto
58,7
28Ni
Níquel
63,5
29Cu
Cobre
65,4
30Zn
Zinco
69,7
31Ga
Gálio
72,6
32Ge
Germânio
74,9
33As
Arsênio
79,0
34Se
Selênio
79,9
35Br
Bromo
83,8
36Kr
Criptônio
5 85,5
37Rb
Rubídio
87,6
38Sr
Estrôncio
88,9
39Y
Ítrio
91,2
40Zr
Zircônio
92,9
41Nb
Nióbio
95,9
42Mo
Molibdênio
97,9
43Tc
Tecnécio
101,1
44Ru
Rutênio
102,9
45Rh
Ródio
106,4
46Pd
Paládio
107,9
47Ag
Prata
112,4
48Cd
Cádmio
114,8
49In
Índio
118,7
50Sn
Estanho
121,8
51Sb
Antimônio
127,6
52Te
Telúrio
126,9
53I
Iodo
131,3
54Xe
Xenônio
6 132,9
55Cs
Césio
137,3
56Ba
Bário
Lantanídeos
57-71
La-Lu
178,5
72Hf
Háfnio
180,9
73Ta
Tântalo
183,8
74W
Tungstênio
186,2
75Re
Rênio
190,2
76Os
Ósmio
192,2
77Ir
Irídio
195,1
78Pt
Platina
197,0
79Au
Ouro
200,6
80Hg
Mercúrio
204,4
81Tl
Tálio
207,2
82Pb
Chumbo
209,0
83Bi
Bismuto
209,0
84Po
Polônio
210,0
85At
Astato
222,0
86Rn
Radônio
7 223
87Fr
Frâncio
226
88Ra
Rádio
Actinídeos
89-103
Ac-Lr
261
104Rf
Rutherfórdio
262
105Db
Dúbnio
266
106Sg
Seabórgio
264
107Bh
Bóhrio
277
108Hs
Hássio
268
109Mt
Meitnério
271
110Ds
Darmstádtio
280
111Rg
Roentgênio
285
112Cn
Copernício
286
113Uut
Unúntrio
289
114Fl
Fleróvio
288
115Uup
Ununpêntio
293
116Lv
Livermório
294
117Uus
Ununséptio
293
118Uuo
Ununóctio


Lantanídeos
138,9
57La
Lantâneo
140,1
58Ce
Cério
140,9
59Pr
Praseodímio
144,2
60Nd
Neodímio
145
61Pm
Promécio
150,4
62Sm
Samário
151,9
63Eu
Európio
157,3
64Gd
Gadolínio
158,9
65Tb
Térbio
162,5
66Dy
Disprósio
164,9
67Ho
Hôlmio
167,3
68Er
Érbio
168,9
69Tm
Túlio
173,0
70Yb
Itérbio
175,0
71Lu
Lutécio


Actinídeos
227
89Ac
Actínio
232,0
90Th
Tório
231,0
91Pa
Protactínio
238,0
92U
Urânio
237
93Np
Neptúnio
244
94Pu
Plutônio
243
95Am
Amerício
247
96Cm
Cúrio
247
97Bk
Berquélio
251
98Cf
Califóornio
252
99Es
Einstênio
257
100Fm
Férmio
258
101Md
Mendelévio
259
102No
Nobélio
262
103Lr
Laurêncio

1. Qual é o elemento que está no Período 5 e no Grupo 15?

P (fósforo)
Nb (nióbio)
Sb (antimônio)
U (urânio)

2. Qual das afirmativas abaixo é verdadeira?

Os elementos do grupo 17 podem ser ordenados (do mais eletronegativo ao menos eletronegativo) como I, Br, Cl, F
Alguns elementos do período 3 podem ser ordenados, do de maior raio atômico ao de menor raio atômico, como Na, Mg, Si, S, Cl
O caráter metálico do Ga (gálio) é maior do que o do Zn (zinco)
A energia de ionização do Sr (estrôncio) é maior do que a do Sn (estanho)

3. Em um dia de verão bem quente, o etanol CH3-CH2-OH é um líquido, mas o etanotiol CH3-CH2-SH é um gás (e muito fedorento). Isso se explica porque:

O S (enxofre) do etanotiol é mais pesado que o O (oxigênio) do etanol
O etanol é um sal iônico enquanto que o etanotiol não é
O etanotiol não tem ligações de Van der Waals
O etanol forma ligações de hidrogênio

4. Coloque os elementos C (carbono), Si (silício), Ge (germânio), Sn (estanho) e Pb (chumbo) em ordem, do mais eletronegativo para o menos eletronegativo

C, Si, Ge, Sn, Pb
Pb, Sn, Ge, Si, C
C, Ge, Pb, Si, Sn
as informações são insuficientes, porque falta dizer o número de massa dos isótopos

Sua pontuação é 0 / 0


Notas[editar | editar código-fonte]


Ligação iônica

Substâncias iônicas são formadas por átomos que se unem por ligação iônica. Ligação iônica ocorre com átomos que formam íons, ou seja um átomo tem facilidade de perder elétrons ( baixo potencial de ionização) e outro facilidade para receber elétrons (alta afinidade eletrônica).

Devido a essa complementaridade os átomos com 1, 2 ou 3 elétrons na última camada tendem a perdê–los para átomos com 5, 6 ou 7 elétrons na última camada. Os átomos com 1, 2 ou 3 elétrons na última camada, nas ligações iônicas, perdem todos os elétrons nestas, enquanto os átomos que possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada recebem elétrons até completar 8 nesta camada. Os elementos à esquerda (metais) da tabela periódica (formam cátions, átomos que perdem elétrons) se combinam com aqueles à direita (não metais, que formam ânions , que são átomos que ganharam elétrons) formando compostos iônicos.

Visto que os elétrons representam negatividade (eletronegatividade), átomos que ganham elétrons ficam mais eletronegativos, adquirem carga negativa, por isso cada elétron ganho na ligação é representado pelo sinal -. Já os átomos que perdem elétrons, por sua eletronegatividade reduzir e seu número atômico depois da ligação tornar-se maior que a quantidade de elétrons (isto é, ter mais carga positiva que negativa), a quantidade de elétrons perdida é representada pelo sinal +. Podem haver diversos átomos na ligação.

Para sabermos a quantidade de elétrons dos cátions que serão doados aos ânions e a quantidade de cátions e de ânions na ligação, olhamos a seguinte tabela:

Elétrons na
última camada
do cátion
Elétrons na
última camada
do ânion
Quantidade
de cátions
Quantidade
de ânions
5 1 3 1
5 2 3 2
5 3 1 1
6 1 2 1
6 2 1 1
6 3 2 3
7 1 1 1
7 2 1 2
7 3 1 3

Exemplo 1[editar | editar código-fonte]

  • Na: 11 elétrons (K=2, L=8, M=1)
  • Cl: 17 elétrons (K=2, L=8, M=7)

Na + Cl \to Na^+Cl^-

Resultado:

  • Na: 10 (11 - 1) elétrons (K=2, L=8)
  • Cl: 18 (17 + 1) elétrons (K=2, L=8, M=8)

Veja que Na (que é um metal) pode doar apenas 1 elétron porque só possui 1 na última camada. Já que Cl (que não é um metal) possui 7 elétrons + 1 doado por Na, totaliza-se 8 elétrons na última camada de Cl, estabilizando-se.

Exemplo 2[editar | editar código-fonte]

  • K: 19 elétrons (K=2, L=8, M=8, N=1)
  • P: 15 elétrons (K=2, L=8, M=5)

K + K + K + P \to K^+_3 P^{---}

Resultado:

  • K: 18 (19 - 1) elétrons (cada K)
  • P: 18 (15 + 3) elétrons

Aqui, P (que não é um metal) precisa de mais 3 elétrons para se estabilizar. Já que K (que é um metal) pode doar apenas 1 elétron, são necessários 3 K para estabilizar P.

Exemplo 3[editar | editar código-fonte]

  • Ca: 20 elétrons (K=2, L=8, M=8, N=2)
  • P: 15 elétrons (K=2, L=8, M=5)

Ca + Ca + Ca + P + P \to Ca^{++}_3 P^{---}_2

Resultado:

  • Ca: 18 (20 - 2) elétrons (cada Ca)
  • P: 18 (15 + 3) elétrons (cada P)

Perceba que o somatório dos elétrons doados sempre resulta em zero, posto que nenhum elétron sobra, eles simplesmente são dados, a única coisa que muda é que o número de cátions e ânions nem sempre é igual:

Ligação Ca - P:

  • Ca: 2 elétrons perdidos. Já que são 3 Ca, todos juntos perderam 6 elétrons.
  • P: 3 elétrons ganhos. Já que são 2 P, todos juntos ganharam 6 elétrons.

Exercícios[editar | editar código-fonte]


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Ligação metálica

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Num sólido, os átomos estão dispostos de maneira variada, mas sempre próximos uns aos outros, compondo um retículo cristalino. Enquanto certos corpos apresentam os elétrons bem presos aos átomos, em outros, algumas dessas partículas permanecem com certa liberdade de se movimentarem no cristal. É o que diferencia, em termos de condutibilidade elétrica, os corpos condutores dos isolantes. Nos corpos condutores, muitos dos elétrons se movimentam livremente no cristal, de forma desordenada, isto é, em todas as direções. E, justamente por ser caótico, esse movimento não resulta em qualquer deslocamento de carga de um lado a outro do cristal.

Aquecendo-se a ponta de uma barra de metal, colocam-se em agitação os átomos que a formam e os que lhe estão próximos. Os elétrons aumentam suas oscilações e a energia se propaga aos átomos mais internos. Neste tipo de cristal os elétrons livres servem de meio de propagação do calor - chocam-se com os átomos mais velozes, aceleram-se e vão aumentar a oscilação dos mais lentos. A possibilidade de melhor condutividade térmica, portanto, depende da presença de elétrons livres no cristal. Estudando-se o fenômeno da condutibilidade elétrica, nota-se que, quando é aplicada uma diferença de potencial, por meio de uma fonte elétrica às paredes de um cristal metálico, os elétrons livres adquirem um movimento ordenado: passam a mover-se do pólo negativo para o pólo positivo, formando um fluxo eletrônico orientado na superfície do metal, pois como se trabalha com cargas de mesmo sinal, estas procuram a maior distância possível entre elas. Quanto mais elétrons livres no condutor, melhor a condução se dá.

Os átomos de um metal têm grande tendência a perder elétrons da última camada e transformar-se em cátions. Esses elétrons, entretanto, são simultaneamente atraídos por outros íons, que então o perdem novamente e assim por diante. Por isso, apesar de predominarem íons positivos e elétrons livres, diz-se que os átomos de um metal são eletricamente neutros.

Os átomos mantêm-se no interior da rede não só por implicações geométricas, mas também por apresentarem um tipo peculiar de ligação química, denominada ligação metálica. A união dos átomos que ocupam os “nós” de uma rede cristalina dá-se por meio dos elétrons de valência que compartilham (os situados em camadas eletrônicas não são completamente cheias). A disposição resultante é a de uma malha formada por íons positivos e uma nuvem eletrônica.

Resumindo, a ligação metálica ocorre entre dois átomos de metais. Nessa ligação todos os átomos envolvidos perdem elétrons de suas camadas mais externas, que se deslocam mais ou menos livremente entre eles, formando uma nuvem eletrônica (também conhecida como "mar de elétrons").

Ver também[editar | editar código-fonte]

Wikipedia
A Wikipédia tem mais sobre este assunto:
Ligação metálica

Reações químicas

Uma reação química é uma transformação de determinados compostos químicos chamados reagentes noutros compostos químicos chamados produtos, com conservação dos elementos químicos iniciais. Isto significa que, numa reação química, há apenas rearranjo das ligações entre elementos, havendo conservação dos elementos iniciais e por isso conservação de massa.

As reações químicas são transformações da estrutura fina da molécula. Tais reações podem juntar duas moléculas para construir uma maior, quebrar uma molécula para produzir duas menores ou, por troca de átomos, constituir duas novas moléculas. Nas reações químicas, as ligações químicas são criadas ou rompidas.


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Reconhecimento das transformações químicas


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  • Mudança de Cor
  • Formação/desaparecimento de sólidos numa solução
  • Absorção/liberação de energia
  • Desprendimento de gases

Ácidos e bases

Definição[editar | editar código-fonte]

Bases[editar | editar código-fonte]

Pela teoria de Arrhenius, base, hidróxidos ou substâncias alcalinas (pois ocorrem com metais alcalinos) é toda substância que em água sofre dissociação e produz como íon negativo apenas OH- e torna o outro elemento um íon positivo. Exemplo:

NaOH \to Na^+ + OH^-

Dessa forma concluímos que para uma substância ser considerada uma base de Arrhenius ela deve possuir em sua estrutura a hidroxila, isto é, o grupo OH-

Ácidos[editar | editar código-fonte]

Ácidos são substâncias que ao entrar em contato com água sofrem ionização e produzem o íon positivo H+ e o íon negativo do outro elemento:

HCl \to H^+ + Cl^-

Principais Propriedades dos Ácidos e Bases[editar | editar código-fonte]

O pH é uma medida da concentração de cátions de hidrogênio em solução aquosa. Os valores do pH variam em uma escala que vai de 0 a 14, sendo que a água pura tem pH próximo de 7, conforme a sua temperatura. Para soluções ácidas o pH é menor que 7, enquanto que para as soluções básicas o pH é maior que 7:

pH Tipo de solução
0 - 6,99 Ácido
7 Neutro
7,01 - 14,0 Básico

Quanto mais próximo de 0 mais ácida é a substância, ou seja, a acidez decresce com o pH. Quanto mais próxima de 14 mais básica é a substância, isto é, a basicidade cresce com o pH.

Curiosidades Quando encontramos compostos ácidos super concentrados (com concentração acima de 1,0 mol/L) observamos que o pH do composto se torna negativo, isso se deve à concentração de íons hidrônio ser muito elevada, logo a escala não suporta. Mesma situação ocorre na dissociação de bases com concentrações acima de 1,0 mol/L, sendo o pH dos compostos encontrados acima de 14,0, devido à mesma característica observada nos compostos ácidos, sendo essa concentração relativa aos íons hidroxila.

Condutibilidade Elétrica[editar | editar código-fonte]

  • Dos metais: Os metais têm como propriedade principal a condutibilidade elétrica, que permanece como propriedade mesmo submetido a altas temperaturas e atingindo o estado líquido (fusão).
  • Dos compostos iônicos: à temperatura ambiente apresenta-se no estado sólido, não conduz corrente elétrica e é solúvel em água; quando aquecido até que se funda, o líquido obtido conduz corrente elétrica.

Reação com Metais[editar | editar código-fonte]

Os metálicos conduzem eletricidade devido ao aglomerado de átomos neutros e cátions, mergulhados em uma nuvem de elétrons livres, logo essa nuvem de elétrons funciona como uma ligação metálica, mantendo esses átomos unidos.

Reação de Neutralização[editar | editar código-fonte]

É a reação entre um ácido e uma base, que resulta na formação de água e uma nova substância, um sal. O sal é formado pelo cátion da base e pelo ânion do ácido.

Sais[editar | editar código-fonte]

Sais são compostos resultantes da reação de um ácido com uma base (reação de neutralização). É bom memorizar que todo ácido ao reagir com uma base produz sempre sal e água. O sal mais famoso é o NaCl - cloreto de sódio, o sal de cozinha. Exemplo:

HCl + NaOH \to NaCl + H_{2}O

HF + LiOH \to LiF + H_{2}O

Óxidos[editar | editar código-fonte]

Óxidos são compostos binários, isto é, possuem dois elementos químicos, sendo o oxigênio o elemento mais eletronegativo. Exemplos: CaO, CO5 , H6O , H2O2 etc.

Então, lembre-se: os óxidos sempre possuem dois elementos químicos e um deles é obrigatoriamente o oxigênio, o qual aparece do lado direito da fórmula, pois é o átomo mais eletronegativo. Veja as seguintes substâncias binárias: OF2, O2F2 elas não são óxidos, pois apesar de possuírem apenas dois elementos e sendo um deles o oxigênio, o átomo de flúor (F) é o elemento mais eletronegativo e por isso aparece à direita da fórmula.

Cátions e ânions

Cátions e ânions (em português europeu: catiões e aniões) são os íons carregados, com carga positiva (cátions) e negativa (ânions).

Os principais íons são:

Cátions[editar | editar código-fonte]

+1 (Monopositivos)[editar | editar código-fonte]

Li-Lítio

Na-Sódio

K-Potássio

Rb-Rubídio

Cs-Césio

Ag-Prata

NH4-Amônio

H3O-

+2 (Dipositivos)[editar | editar código-fonte]

Be-Berílio

Mg-Magnésio

Ca-Cálcio

Sr-Estrôncio

Ba-Bário

Ra-Rádio

Zn-Zinco

+3 (Tripositivos)[editar | editar código-fonte]

Al-Alumínio Sc-Escândio

+1 e +2 (Mono e Dipositivos)[editar | editar código-fonte]

Cu-Cobre

Hg-Mercúrio

+2 e +3 (Di e Tripositivos)[editar | editar código-fonte]

Fe-Ferro

Co-Cobalto

Ni-Níquel

+1 e +3 (Mono e Tripositivos)[editar | editar código-fonte]

Au-Ouro

+2 e +4 (Di e Tetrapositivos)[editar | editar código-fonte]

Sn-Estanho

Pb-Chumbo

Pt-Platina

ânions[editar | editar código-fonte]

Monovalentes (–1)[editar | editar código-fonte]

Cl-Cloreto

Br-Brometo

I-Iodeto

F-Fluoreto

ClO-Hipoclorito

ClO2-Clorito

ClO3-Clorato

ClO4-Perclorato

BrO-Hipobromito

BrO2-Bromito

BrO3-Bromato

IO-Hipoiodito

IO3-Iodato

IO4-Periodato

NO2-Nitrito

NO3-Nitrato

N3-Azoteto

NH2-Amideto

CN-Cianeto

OCN-Cianato

NCO-Isocianato

ONC-Fulminato

SCN-Tiocianato

PO3-Metafosfato

H2PO2-Hipofosfito

MnO4-Permanganato

CH3COO-Etanoato (acetato)

OH-Hidróxido

[Al(OH)4]-Tetraidroxialuminato

H-Hidreto

O2-Superóxido

HS-Hidrogenossulfeto

HSO3-Hidrogenossulfito ou sulfito ácido ou bissulfito

HSO4-Hidrogenossulfato ou sulfato ácido ou bissulfato

HCO3-Hidrogenocarbonato ou bicarbonato ou carbonato ácido

H2PO4-Diidrogenofosfato ou fosfato diácido

Bivalentes (– 2)[editar | editar código-fonte]

S-Sulfeto

SO3-Sulfito

SO4-Sulfato

S2O7-Pirossulfato

HPO3-Fosfito

SiO3-Metassilicato

CrO4-Cromato

Cr2O7-Dicromato

O-Óxido

O2-Peróxido

[Zn(OH)4]-Tetraidroxizincato

[PtCl6]-Hexacloroplatinato

HPO4-Hidrogenofosfato ou fosfato ácido

Trivalentes (– 3)[editar | editar código-fonte]

N-Nitreto

PO4-Ortofosfato (fosfato)

AsO4-Arsenato

[Fe(CN)6]-Ferricianeto

Tetravalentes (– 4)[editar | editar código-fonte]

P2O7-Pirofosfato

SiO4-Ortossilicato

[Fe(CN)6]-Ferrocianeto

[As2(O)7]- Piroarseniato

Óxidos

Óxidos são substâncias que possuem oxigênio eletronegativo ligado a outro elemento químico, eles são compostos binários, ou seja, formados pela combinação de dois elementos. Um desses elementos é sempre o oxigênio (O).

Os óxidos podem ser classificados em diferentes grupos: ácidos, básicos, neutros, duplos, peróxidos ou anfóteros.

Hidróxidos

Os hidróxidos são compostos da forma X(OH)n. O (OH) é a hidroxila, de carga negativa (-1), ou seja é um anion. O (X), de carga positiva (+n), usualmente é é um cation metálico.

De modo geral, os hidróxidos são bases, e se ionizam em solução aquosa. Os hidróxidos de elementos dos Grupos I e II (respectivamente, alcalinos e alcalino-terrosos) são "bases fortes", e os demais são "bases fracas".

Nomenclatura[editar | editar código-fonte]

Hidróxido de nome do cation

Exceção: quando um elemento possui mais de um cation, a nomenclatura pode usar sufixos ou indicar o número de oxidação

Exemplos[editar | editar código-fonte]

Ácidos

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Um pouco sobre os ácidos

Frutas como laranja e limão possue um ácido chamado ácido cítrico, já o vinagre possue um ácido chamado ácido acético.Ambos possue um sabor azedo que é uma das características do ácido.Mas nem sempre devemos usar o paladar para classificar uma substãncia pois algumas substâncias contidas em frascos de laboratório são toxícas e pode deixar gerar problemasgraves de saúde, podendo até levar a morte. Outra característica dos ácidos,é a de gerar íons quando em solução aquosa produzindo como cátion H+,outra característica dos ácidos é de gerar condução eletrica quando em solução aquosa. Os ácidos padem ser :Hidácidos e oxiácidos.

Hidrácidos são aqueles que não contém oxigênio.

Para escrever o nome de um hidrácido aplica-se a seguinte regra:

O nome do cátion mas a terminacão ídrico.Ex: clorídrico, fosforíco

Oxiácidos : ao contrário dos hidrácidos, os oxiácidos contêm oxigenio

Hidrácidos

Os hidrácidos são compostos de fórmula HnX, em que, de modo geral, X é um elemento com carga negativa (-n). Geralmente, os hidrácidos, em solução aquosa, se ionizam, gerando cations H+.

Obviamente, uma exceção é H2O, a água, que não é considerado um hidrácido.

Nomenclatura[editar | editar código-fonte]

Os hidrácidos possuem a terminação ídrico, como por exemplo, o HCl (ácido clorídrico).

Algumas vezes, o nome do elemento é usado em sua forma em latim ou grego, como o H2S, em que S (enxofre) vira sulfur: ácido sulfídrico.

Classificação[editar | editar código-fonte]

Podem ser classificados como fortes, moderado(s) ou fracos:

Fortes Moderado Fracos
HCl, HBr, HI HF demais

Exemplos[editar | editar código-fonte]

Ver também[editar | editar código-fonte]

Wikipedia
A Wikipédia tem mais sobre este assunto:
Hidrácido

Oxiácidos

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e ainda precisará de adaptações

Oxiácido é todo ácido que tem oxigênio em sua composição.

Um ácido (segundo Arrhenius) ou tem hidrogênio na composição (hidrácido) ou hidrogênio e oxigênio (oxiácido).

Para montar a fórmula de um oxiácido, deverá saber-se a carga do elemento principal e equacioná-la com O (oxigênio). Fazendo isso terá um anidrido.

Exemplo
  • ácido carbônico: elemento principal é C+4.

Temos que ter dois oxigênios para zerar as cargas (pois O-2).

Logo, temos CO2. Este é o anidrido.

Após encontrar o anidrido, deve-se adicionar água: temos então CO2 + H2O, que resulta em H2CO3. Este é o nosso oxiácido.

Nota: Não é sempre que se adicionando uma única molécula de água como acima indicado. Existem casos especiais onde se adiciona mais água, um exemplo o fósforo (P).

Aplicações de ácidos, bases, sais e óxidos

Ácido clorídrico[editar | editar código-fonte]

O composto químico ácido clorídrico é uma solução aquosa, altamente ácida, de cloreto de hidrogênio (HCl). É extremamente corrosivo e deve ser manuseado apenas com as devidas precauções. O ácido clorídrico é normalmente utilizado como reagente químico, e é um dos ácidos fortes que se ioniza completamente em solução aquosa. O ácido clorídrico concentrado tem um pH menor que 1. Uma solução aquosa de HCl 1 molar tem pH = 0.

O ácido clorídrico foi descoberto pela primeira vez em torno do ano 800 pelo alquimista persa Jabir Ibn Hayyan (Geber), misturando sal comum com ácido sulfúrico (vitríolo):

2 NaCl + H2SO4 ==> Na2SO4 + 2 HCl

Pelo fato de ser obtido do sal comum era conhecido entre os alquimistas europeus como "espírito do sal" ou "ácido do sal". No estado gasoso era chamado de "ar ácido marinho". O antigo ácido muriático teve a mesma origem ("muriático" significa "pertencente a salmoura ou a sal"). O ácido clorídrico, na forma impura, ainda é vendido sob essa designação para a remoção de manchas resultantes da umidade em pisos e paredes de pedras, azulejos, tijolos e outros.

"Aqua regia" (água regia) é um nome antigo que designa a mistura de ácido clorídrico e ácido nítrico, mistura esta capaz de dissolver metais nobres, como o Ouro (Au).

Os sucos digestivos humanos consistem numa mistura de ácido clorídrico e várias enzimas que ajudam a partir as proteínas presentes na comida.

A temperatura ambiente, o cloreto de hidrogênio é um gás incolor a ligeiramente amarelado, corrosivo, não inflamável, mais pesado que o ar e de odor fortemente irritante. Quando exposto ao ar, o cloreto de hidrogênio forma vapores corrosivos de coloração branca. O cloreto de hidrogênio pode ser liberado pelos vulcões.

O cloreto de hidrogênio tem numerosos usos: se usa, por exemplo, para limpar, tratar e galvanizar metais, curtir couros , e na produção e refinação de uma grande variedade de produtos. O cloreto de hidrogênio pode formar-se durante a queima de muitos plásticos. Quando entra em contato com a umidade do ar forma o ácido clorídrico.

O ácido clorídrico é produzido atualmente pela reação do gás cloro com gás hidrogênio produzindo o gás cloreto de hidrogênio:

H2 + Cl2 ==> 2 HCl

O cloreto de hidrogênio puro obtido é dissolvido em água produzindo o ácido clorídrico.

Efeitos nocivos[editar | editar código-fonte]

O cloreto de hidrogênio é irritante e corrosivo para qualquer tecido com que tenha contato. A exposição a níveis baixos produzem irritação na garganta e nariz. Em níveis mais elevados pode levar até ao estreitamento dos bronquíolos, acumulando líquidos nos pulmões, podendo levar a morte.

Dependendo da concentração, o cloreto de hidrogênio pode produzir desde uma leve irritação até queimaduras graves na pele e olhos.

Ácido nítrico[editar | editar código-fonte]

O ácido nítrico, de fórmula molecular HNO3, é um ácido de elevado grau de ionização e volátil à temperatura ambiente.

Entre os sais do ácido nítrico estão incluídos importantes compostos como o nitrato de potássio (nitro ou salitre empregado na fabricação de pólvora) e o nitrato de amônio como fertilizante.

O ácido nítrico também pode ser utilizado na obtenção de um éster, em um processo chamado de esterificação:

  • Ácido nítrico + Álcool metílico ===> Nitrato de metila + água
NO2 - OH + HO - CH3 ===> NO2- O - CH3 + H2O

Os alquimistas chamavam de aqua fortis o ácido nítrico e aqua regia a mistura de ácido nítrico e clorídrico, conhecida pela sua capacidade de dissolver o ouro.

Ácido sulfúrico[editar | editar código-fonte]

Ácido sulfúrico é uma substância química cuja fórmula é H2SO4. Em temperatura ambiente apresenta-se em forma líquida incolor e possui grande viscosidade. Possui propriedades altamente corrosivas (principalmente quando em contato com a pele). Também é conhecido popularmente como vitríolo.

Tem seu ponto de fusão em 10,36 graus celsius e ponto de ebulição em 340 graus celsius. Ao misturar com água libera uma quantidade considerável de calor. Nunca derramar água sobre o ácido, o que pode causar acidentes devido à avidez deste último pela água, o que o faz espirrar, as vezes violentamente, podendo atingir os olhos. Se for preciso diluir o ácido, derrame-o lenta e cuidadosamente sobre a água.

Ao reagir com metais dá origem aos sulfatos, por exemplo, a reação de H2SO4 com Fe resulta em So4Fe (sulfato de ferro), liberando H2 (Hidrogênio).

Hidróxido de sódio[editar | editar código-fonte]

O hidróxido de sódio (NaOH), também conhecido como soda cáustica, é uma substância usada na indústria (principalmente como uma base química) na fabricação de papel, tecidos e detergentes.

O hidróxido de sódio se apresenta ocasionalmente como uso doméstico para a desobstrução de encanamentos e sumidouros pois é altamente corrosivo, podendo produzir queimaduras, cicatrizes, e cegueira devido a sua elevada reatividade.

Quando o hidróxido de sódio reage com a água, aquecido suficientemente pode produzir chamas, sendo altamente recomendável possuir um extintor adequado quando trabalhar com este produto.

O hidróxido de sódio é produzido por eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio. É um subproduto deste processo que é utilizado para a obtenção do cloro.

Óxido de cálcio[editar | editar código-fonte]

O hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) é uma das substâncias mais importantes para a indústria, sendo obtida por decomposição térmica de calcário (de 825 a 900 °C), pela reação do óxido de cálcio (CaO)com água (H2O), com o seguinte desprendimento de calor: CaO + H2O → Ca(OH)2 + 63.7kJ/mol de CaO

. Também chamada de cal viva ou cal virgem, é um composto sólido branco.

Normalmente utilizada na indústria da construção civil para elaboração das argamassas com que se erguem as paredes e muros e também na pintura, a cal também é empregue na indústria cerâmica, siderúrgicas (obtenção do ferro) e farmacêutica como agente branqueador ou desodorizador. O óxido de cálcio é usado para produzir hidróxido de cálcio, na agricultura para o controle de acidez dos solos, e na metalurgia extrativa para produzir escória contendo as impurezas (especialmente areia) presentes nos minérios de metais.

Funções inorgânicas/Exercícios

1. Qual é o nome do composto KOH?

hidróxido de cálcio
hidróxido de potássio
ácido cobaltídrico
ácido carbônico

2. Qual é o nome do composto HF?

hidróxido de flúor
hidreto de flúor
ácido fluorídrico
háfnio

3. Qual é o nome do composto LiH?

hidróxido de lítio
hidreto de lítio
ácido litídrico
óxido de lítio (I)

4. Qual é o nome do composto MgO?

hidróxido de magnésio
hidreto de magnésio
ácido magnésico
óxido de magnésio

5. Dos compostos abaixo, qual é uma base forte?

hidróxido de cobre (II) - Cu(OH)2
ácido nítrico - HNO3
hidróxido de lítio - LiOH
ácido clorídrico - HCl

6. Um elemento fictício, maclaurium, é mencionado na série de TV Stargate. Se este elemento fosse um metal Mc de número de oxidação +3, qual seria seu hidróxido?

ácido maclaurídrico - H3Mc
hidróxido de maclaurium - Mc(OH)3
hidróxido de maclaurium (I) - McOH
ácido de maclaurium (III) - Mc3OH

7. O selênio (Se), na tabela periódica, está imediatamente abaixo do enxofre, no grupo dos calcogênios. Portanto, o ácido selenídrico é o composto de fórmula:

H2Se
HSe
Se(OH)2
SeOH

8. Qual dos compostos abaixo é um sal?

H2SO4
HBr
Na2CO3
LiOH

9. Qual dos compostos abaixo é um óxido?

Al(OH)3
SeO2
HNO3
H2O2

10. Um elemento metálico M forma um óxido de fórmula MO2. A fórmula do cloreto deste metal é:

MCl
M2Cl
M2Cl3
MCl4

11. Qual é o nome do composto FeSO4?

sulfeto de ferro (II) ou sulfeto ferroso
sulfito de ferro (III) ou sulfito férrico
sulfato de ferro (II) ou sulfato ferroso
óxido de ferro (II) e enxofre (VI)

12. Qual é a fórmula química do nitrato de chumbo (II)?

Pb(NO3)2
PbNO3
Pb2NO3
PbNO

13. Um elemento X forma os óxidos ácidos X2O, X2O3, X2O5 e X2O7. Podemos concluir que:

X é um halogênio, possivelmente cloro, bromo ou iodo, mas não flúor
X é um calcogênio, possivelmente enxofre, selênio ou telúrio
X é um metal alcalino, lítio, sódio, potássio, etc
X é um gás nobre: hélio, neônio, argônio, etc

14. O ósmio (Os) é um dos poucos elementos que forma um óxido em que seu número de oxidação é +8. Este óxido tem a fórmula:

OsO
Os2O3
OsO8
OsO4

Sua pontuação é 0 / 0


Estequiometria

Cálculo de quantidade de matéria ou molaridade:

  • Molaridade nada mais é do que a quantidade de mols do soluto de determinada solução, onde é representada pela fórmula abaixo:
N = {m \over M} onde:
  • N é o número de mols;
  • m é a massa do soluto;
  • M é a massa molar.
  • Massa molar é a concentração de mols do soluto em relação ao volume da solução, onde é representada pela fórmula abaixo:
M = {n \over V} onde:
  • M é a molaridade;
  • n é o número de mols;
  • V é o volume da solução.

As unidades da molaridade são mol/L (mol por litro) e M (molar).

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A Wikipédia tem mais sobre este assunto:
Estequiometria

Fórmula percentual

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A fórmula percentual, ou fórmula porcentual, é uma fórmula química que expressa a proporção da massa de cada elemento em relação a massa total da molécula. É calculada dividindo-se a massa atômica de determinado elemento em uma molécula pela massa total da molécula e multiplicando-se o valor obtido por 100.

Exemplos[editar | editar código-fonte]

A fórmula molecular da glicose é C6H12O6. A molécula da glicose (fórmula molecular C6H12O6) contém uma massa total de 180u (unidade de massa atômica), dos quais 72u são de carbono, 12u de hidrogênio e 96u de oxigênio.

  • Carbono:

\left ( \frac{72}{180} \right )\cdot 100 = 40%

  • Hidrogênio:

\left ( \frac{12}{180} \right )\cdot 100 = 6,66%

  • Oxigênio:

\left ( \frac{96}{180} \right )\cdot 100 = 53,33%

A fórmula percentual da glicose é, portanto, C40%H6,66%O53,33%

Biblografia[editar | editar código-fonte]

  • Química - Volume Unico, Usberco e Salvador, editora Saraiva, 5ª Edição - 2005

A fase gasosa

Gás é um dos estados da matéria, não tem forma e volume definidos, e consiste em uma coleção de partículas (moléculas, átomos, íons, elétrons, etc.) cujos movimentos são aproximadamente aleatórios.

Exemplo: a atmosfera[editar | editar código-fonte]

A atmosfera é uma mistura de gases que praticamente não reagem quimicamente entre si.

A composição química da atmosfera varia de acordo com a altitude e outras condições específicas. A sua composição é considerada uniforme, pura e seca a uma altitude de 10 km.

Devido a compressibilidade dos gases, em massa, a metade da atmosfera se encontra abaixo de 5500 metros de altura, e três quartos abaixo de 11.000 metros.

Ver também[editar | editar código-fonte]

Wikipedia
A Wikipédia tem mais sobre este assunto:
Gás

Equação dos gases ideais

A equação que descreve normalmente a relação entre a pressão, e volume, a temperatura e a quantidade (em moles) de um gás ideal é:

P \cdot V = n \cdot R \cdot T \,\!

onde:

Ver também[editar | editar código-fonte]

Wikipedia
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Lei dos gases ideais

Colóides

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Sistemas coloidais estão presentes no cotidiano desde as primeiras horas do dia, na higiene pessoal - sabonetes, xampu, pasta de dente e espuma ou creme de barbear, maquiagem, cosméticos - e, no café da manhã - leite, café, manteiga, cremes vegetais e geléias de frutas. No caminho para o trabalho podemos enfrentar neblina, poluição do ar ou ainda apreciar a cor azul do céu, parcialmente explicada pelo espalhamento Rayleigh da luz do Sol ao entrar na atmosfera contendo moléculas e partículas de poeira cósmica atraídas pela Terra (Walker, 1989). No almoço, temperos, cremes e maionese para saladas. No entardecer, ao saborear cerveja, refrigerante ou sorvete estamos ingerindo colóides. Os colóides ainda estão presentes em diversos processos de produção de bens de consumo, incluindo o da água potável, os processos de separação nas industrias, em biotecnologia e em ambientes. São também muito importantes os colóides biológicos, tais como o sangue, o humor vítreo e o cristalino (Licínio e Delaye, 1987). Os sistemas coloidais vêm sendo utilizados pelas civilizações desde os primórdios da humanidade. Os povos utilizaram géis de produtos naturais como alimento, as dispersões de argilas para a fabricação de utensílios de cerâmica e as dispersões coloidais de pigmentos para decorar as paredes das cavernas com motivos de animais e caças.

Entalpia de reação

Transformações químicas e energia térmica[editar | editar código-fonte]

Calor nas transformações químicas[editar | editar código-fonte]

Entalpia[editar | editar código-fonte]

A entalpia de um sistema químico corresponde à "quantidade de calor" desse sistema, isto é, a energia nele contida. É representada pelo símbolo H.

Num processo a pressão constante, a entalpia é definida como:

H = U+ PV

A variação da energia interna de um sistema é definida como:

ΔU = w + q
ΔH = ΔU + ΔPV = ΔU - w = q

Logo:

q = H2 - H1 = ΔH

Não é possível medir diretamente a entalpia absoluta de um sistema. No entanto, é possível medir variações da entalpia (ΔH) medindo variações de temperatura, que correspondem a perdas ou ganhos de calor.

Princípio da conservação da energia[editar | editar código-fonte]

que conduz aos importantes conceitos de equilíbrio, termodinâmica, e cinética.

Energia de ligação[editar | editar código-fonte]

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Rapidez de reações químicas

  1. Fatores que influenciam a rapidez da reação
  2. Colisões moleculares, Energia de ativação


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Equilíbrio químico

  1. Caracterização macroscópica e microscópica (dinâmica) do estado de equilíbrio
  2. Constante de equilíbrio
  3. Perturbação do equilíbrio
  4. Produto iônico da água, pH
  5. Equilíbrios em solução envolvendo ácidos, bases e sais

Produto iônico da água

A água possui a capacidade de ionizar ou dissociar compostos como ácidos, bases e sais. Até mesmo a própria água. A água pode se ionizar (formar íons), dando origem a duas partículas: H+ e OH-. Porém, estas substâncias são formadas a uma concentração muito pequena. O produto das concentrações é chamado Kw e, à 25ºC, vale 10^{-14}. Conhecendo o valor e o significado físico-químico de Kw, pode-se estudar o pH.

Kw=[H+].[OH-]

pH

O conceito de pH[editar | editar código-fonte]

Quando [H+]=[OH-], a concentração de cada uma destas espécies é 1,0×10-7M, a 25ºC. Nestas condições diz-se que a solução se encontra a pH neutro.

O pH é definido como o inverso do logaritmo da concentração de H+:

       pH=-log[H^+]=log\frac{1}{[H^+]}

Por esta definição, o pH neutro define-se como sendo numericamente igual a 7 (sem unidade). Quando [H+]<[OH-], a solução terá um pH superior a 7 e diz-se que é básica ou alcalina. Quando [H+]>[OH-], a solução tem um pH inferior a 7, dizendo-se que é uma solução ácida.

Pela definição dada acima, é possível estabelecer uma escala numérica de pH que vai de 1 a 14. De notar que quando o pH sobe de um valor, na realidade a solução de pH maior é dez vezes mais básica, devido à natureza logarítmica da escala. Dois valores de diferença correspondem a uma diferença de cem vezes, três valores a mil vezes, etc.

De referir que também é possível estabelecer uma escala de pOH, de forma similar à de pH. No entanto, esta não é vulgarmente usada porque em processos biológicos refere-se normalmente a presença ou ausência de prótons, sendo a escala de pH mais prática para o efeito. A escala de pH (e pOH). Quanto menor o pH, mais ácida é uma solução: a extrema acidez do suco gástrico ajuda a digestão. O sangue humano tem um pH ligeiramente superior a 7. Produtos comerciais de limpeza têm muitas vezes caráter alcalino.


Que importância tem o pH de uma solução? Muitas substâncias possuem grupos que podem sofrer protonação, isto é, incorporar um ou mais prótons; da mesma forma, podem sofrer desprotonação, ou seja perder prótons. Em muitos casos, o estado de protonação de uma molécula afeta a sua atividade biológica. Exemplo disto é o estado de protonação de diversas cadeias laterais de aminoácidos que constituem enzimas: por vezes, basta um aminoácido não possuir um próton para uma enzima inteira não funcionar. Protonação da cadeia lateral do aminoácido histidina.

O pH de uma solução pode ser medido de várias formas. O método de maior sensibilidade é o uso de um eletrodo de pH, um dispositivo eletroquímico que mede a concentração de H+ em solução. O eletrodo é parcialmente submergido na solução a medir; produz então uma corrente elétrica proporcional à concentração de H+, que é convertida a um valor numérico. Para leituras de menor sensibilidade, podem usar-se fitas de pH ou soluções indicadoras. As soluções indicadoras mudam de cor no chamado ponto de viragem, tendo uma determinada cor abaixo desse valor de pH e outra acima. As fitas de pH usam o mesmo princípio mas em geral usam combinações de indicadores para uma medição mais precisa do pH.

Eletroquímica

  1. Produção de energia elétrica, pilha
  2. Consumo de energia elétrica, eletrólise
  3. Representação das transformações que ocorrem na pilha e no processo de eletrólise por meio de equações químicas balanceadas
  4. Interpretação e aplicação de potenciais padrão de redução

Características gerais da Química Orgânica

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A Wikipédia tem mais sobre este assunto:
Química orgânica

A química orgânica é um ramo da química que trata da descrição e do estudo de uma grande categoria de moléculas baseadas sobre o carbono: os compostos orgânicos.

Apesar de ter um recobrimento com a bioquímica, esta última se interessa especificamente com as moléculas fabricadas por organismos vivos.

A química orgânica se contrapõe à "química mineral" (ou inorgânica), que cuida do estudo de substâncias vindas do mundo mineral (terra, água, e atmosfera). Esta separação se deve à crença, até o início do século 19, de que era impossível sintetizar substancias orgânicas sem a intervenção de uma "força vital" que não era explicada.

Desde a síntese da uréia por Friedrich Wöhler, em 1828, sabemos que não é assim e que a separação não é justificável. Atualmente, define-se a química orgânica como simplesmente o estudo dos compostos baseados no carbono.

As razões do carbono ter muito compostos orgânicos são:

  • A capacidade do carbono de formar ligações covalentes com se mesmo-e então de formar numerosas cadeias de diferentes comprimentos, bem como ciclos de diferentes tamanhos. Nenhum outro elemento tem esta propriedade
  • A capacidade do carbono de se unir a muitos outros elementos e grupos de elementos.
  • A existência da isomeria: são moléculas com o mesmo número de e o mesmo tipo de átomos, mas dispostos de maneira diferente.

As maiorias dos compostos orgânicos são muito sensíveis ao calor e se decompõem sob altas temperaturas. São, em geral, pouco solúveis na água, menos que os sais inorgânicos. Por outro lado, os compostos orgânicos são solúveis em solventes orgânicos como éter ou álcool.

  1. Fórmulas estruturais, reconhecimento das principais classes de compostos orgânicos, isomeria.
  2. Propriedades físicas dos compostos orgânicos.
  3. Fórmulas estruturais e nomes oficiais de compostos orgânicos simples contendo apenas um grupo funcional.

Reações orgânicas

Principais tipos de reação[editar | editar código-fonte]

  • Reação de Wolff-Kischner
  • Rearranjo de Beckmann
  • Reação de Diels-Alder (Cicloadição)
  • Oxidação de Swern
  • Oxidação de um álcool
  • Alquilação de Friedel-Crafts
  • Reação de Pinner
  • Reações de Wurtz e de Wurtz-Fittig
  • Reação de Bucherer
  • Reação de Cannizzaro

Na presença de soluções alcalinas concentradas os aldeídos que contém H em posição alfa apresentam auto redução e auto oxidação conformação de mistura de alcool e sal de ácido carboxílico. Em geral, para efetuar esta reção, deixa-se o aldeído em contato com uma solução de hidróxido concetrado em temperatura ambiente.

  • Reação de Chugaev
  • Reação de Claisen
  • Reação de Etard
  • Redução de Clemmensen
  • Adição de Michael
  • Esterificação de Fisher
  • Reação de Wittig
  • Hidrogenação Catalítica

Substituição[editar | editar código-fonte]

É aquela em que um átomo ou grupo de átomos é substituído por outros.

Exemplo: 2-metilbutano ->2,2-bromometilbutano +ácido bromídrico

                                   Br
                                   |
H3C - CH - CH2 - CH3 + Br2 → H3C - C - CH2 - CH3 + HBr
    |                              |
   CH3                             CH3

Adição[editar | editar código-fonte]

A ligação dupla é quebrada e acontece o agrupamento de algum composto.Pode ser de hidrogenação, ou seja, adicionar H2.

          H2
H2C=CH2 -----> H3C-CH3
  • Halogenação é adicionar da 7a.

H2C=CH2 + Br2 ------> H2CBr-CH2Br

Ainda existem a sulfonação e a alquilação.

Eliminação[editar | editar código-fonte]

REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO

    As principais reações de oxidação e redução 

com compostos orgânicos ocorrem com os álcoois, aldeídos e alcenos. OXIDAÇÃO DE ÁLCOOIS E ALDEÍDOS

    O comportamento dos álcoois primários, 

secundários e terciários, com os oxidantes, são semelhantes. Os álcoois primários, ao sofrerem, oxidação, transformam-se em aldeídos e estes, se deixados em contato com oxidante, são oxidados a ácidos carboxílicos

Redução[editar | editar código-fonte]

  • Hidrogenação Catalítica
  • Redução de Clemmensen

Esterificação[editar | editar código-fonte]

  • Esterificação de Fisher

Hidrólise ácida e básica[editar | editar código-fonte]

  • Saponificação

Ácido Graxo + Base ----> Éster + Sal

Cadeias carbônicas

Devido à sua tetravalência, o átomo de carbono tem facilidade de formar cadeias carbônicas e formar grandes moléculas. Os compostos da química orgânica têm uma cadeia principal, que servirá de base para nomeá-los.

Reconhecendo a cadeia principal[editar | editar código-fonte]

A cadeia principal em um composto qualquer, é aquela que liga a maior quantidade possível de átomos de carbono. A cadeia não precisa ser linear, mas deve ser contínua. Veja o exemplo abaixo, em que diferentes combinações geram diferentes cadeias:


\begin{matrix}
  1) & & & & {\color{Red}\mathbf{CH_3}} & & \\
  & & & & {\color{Red}|} & & \\
  & & & & {\color{Red}\mathbf{CH_2}} & & \\
  & & & & {\color{Red}|} & & \\
  {\color{Red}\mathbf{CH_3}} & {\color{Red}-} & {\color{Red}\mathbf{CH}} & {\color{Red}=} & {\color{Red}\mathbf{C}} & - & \mathbf{CH_3} \\
  & & | & & & & \\
  & & \mathbf{CH_2} & & & & \\
  & & | & & & & \\
  & & \mathbf{CH_2} & & & & \\
  & & | & & & & \\
  & & \mathbf{CH_3} & & & & \\
\end{matrix}



\begin{matrix}
  2) & & & & \mathbf{CH_3} & & \\
  & & & & | & & \\
  & & & & \mathbf{CH_2} & & \\
  & & & & | & & \\
  {\color{Red}\mathbf{CH_3}} & {\color{Red}-} & {\color{Red}\mathbf{CH}} & {\color{Red}=} & {\color{Red}\mathbf{C}} & {\color{Red}-} & {\color{Red}\mathbf{CH_3}} \\
  & & | & & & & \\
  & & \mathbf{CH_2} & & & & \\
  & & | & & & & \\
  & & \mathbf{CH_2} & & & & \\
  & & | & & & & \\
  & & \mathbf{CH_3} & & & & \\
\end{matrix}



\begin{matrix}
  3) & & & & \mathbf{CH_3} & & \\
  & & & & | & & \\
  & & & & \mathbf{CH_2} & & \\
  & & & & | & & \\
  {\color{Red}\mathbf{CH_3}} & {\color{Red}-} & {\color{Red}\mathbf{CH}} & = & \mathbf{C} & - & \mathbf{CH_3} \\
  & & {\color{Red}|} & & & & \\
  & & {\color{Red}\mathbf{CH_2}} & & & & \\
  & & {\color{Red}|} & & & & \\
  & & {\color{Red}\mathbf{CH_2}} & & & & \\
  & & {\color{Red}|} & & & & \\
  & & {\color{Red}\mathbf{CH_3}} & & & & \\
\end{matrix}



\begin{matrix}
  4) & & & & {\color{Red}\mathbf{CH_3}} & & \\
  & & & & {\color{Red}|} & & \\
  & & & & {\color{Red}\mathbf{CH_2}} & & \\
  & & & & {\color{Red}|} & & \\
  \mathbf{CH_3} & - & {\color{Red}\mathbf{CH}} & {\color{Red}=} & {\color{Red}\mathbf{C}} & - & \mathbf{CH_3} \\
  & & {\color{Red}|} & & & & \\
  & & {\color{Red}\mathbf{CH_2}} & & & & \\
  & & {\color{Red}|} & & & & \\
  & & {\color{Red}\mathbf{CH_2}} & & & & \\
  & & {\color{Red}|} & & & & \\
  & & {\color{Red}\mathbf{CH_3}} & & & & \\
\end{matrix}



\begin{matrix}
  5) & & & & \mathbf{CH_3} & & \\
  & & & & | & & \\
  & & & & \mathbf{CH_2} & & \\
  & & & & | & & \\
  \mathbf{CH_3} & - & {\color{Red}\mathbf{CH}} & {\color{Red}=} & {\color{Red}\mathbf{C}} & {\color{Red}-} & {\color{Red}\mathbf{CH_3}} \\
  & & {\color{Red}|} & & & & \\
  & & {\color{Red}\mathbf{CH_2}} & & & & \\
  & & {\color{Red}|} & & & & \\
  & & {\color{Red}\mathbf{CH_2}} & & & & \\
  & & {\color{Red}|} & & & & \\
  & & {\color{Red}\mathbf{CH_3}} & & & & \\
\end{matrix}



\begin{matrix}
  6) & & & & {\color{Red}\mathbf{CH_3}} & & \\
  & & & & {\color{Red}|} & & \\
  & & & & {\color{Red}\mathbf{CH_2}} & & \\
  & & & & {\color{Red}|} & & \\
  \mathbf{CH_3} & - & \mathbf{CH} & = & {\color{Red}\mathbf{C}} & {\color{Red}-} & {\color{Red}\mathbf{CH_3}} \\
  & & | & & & & \\
  & & \mathbf{CH_2} & & & & \\
  & & | & & & & \\
  & & \mathbf{CH_2} & & & & \\
  & & | & & & & \\
  & & \mathbf{CH_3} & & & & \\
\end{matrix}


De todas as sequências possíveis, a quarta é a que possui maior número de carbonos, logo, esta é a cadeia carbônica principal do 3,4-dimetil-hept-3-eno.

O metilciclobutano é um composto cíclico.

Classificação da cadeia carbônica[editar | editar código-fonte]

Quanto ao número de ligações

É dito que um composto é aberto (alifático ou acíclico), quando:

C - L = 1

Para:

  • C o número de átomos de carbono da cadeia principal;
  • L o número total de ligações que os átomos de carbono fazem entre si na cadeia.

O composto é fechado (cíclico), quando:

C - L = 0

Nos compostos cíclicos o primeiro átomo da cadeia liga-se ao último átomo da própria cadeia, formando um ciclo. Note que o composto será cíclico apenas quando o ciclo representar a maior sequência de carbonos.

Quanto à disposição dos átomos

Após encontrada a cadeia principal, se sobram átomos, a cadeia é ramificada, senão, é normal. Exemplo:

Quanto à presença de heteroátomo

Se há um átomo diferente de carbono e hidrogênio que impede a ligação entre dois carbonos (isto é, interrompe a sequência de carbonos), a cadeia é heterogênea. Como exemplo, o metoximetano:

\mathbf{CH_3} - \mathbf{O} - \mathbf{CH_3}

Ao contrário, quando não há átomos impedindo o contato de carbonos, a cadeia é homogênea. Exemplo, o etanal:

\mathbf{CH_3} - \mathbf{CH} = \mathbf{O}
Quanto à saturação

Uma cadeia é dita saturada quando apresenta apenas ligações simples entre seus carbonos, e insaturada se possuir ao menos uma dupla ou tripla. Exemplo:

Quanto à presença de ciclos

Se a cadeia é cíclica, ela pode ser aromática ou alicíclica. Tratando-se de um anel benzênico (ciclo de seis carbonos, ligados por uma ligação simples e outra dupla, continuadamente), a cadeia é aromática (podendo ser mononucleada - um anel - ou polinucleada - mais de um anel). Cadeias polinucleadas podem ter os núcleos (anéis) unidos (condensados) ou separados (isolados). As cadeias alicíclicas ainda são classificadas de acordo com sua saturação e presença de heteroátomo.

Sequência carbônica da cadeia[editar | editar código-fonte]

Descoberta a cadeia, numera-se os átomos de carbono. O carbono da extremidade mais próxima da insaturação é o carbono 1. Assumem valores crescentes os demais carbonos da cadeia. Veja o 3,4-dimetil-hept-3-eno. A extremidade mais próxima da ligação dupla é a superior, logo, a contagem inicia-se por esta.


\begin{matrix}
  & & & & {\color{Red}\mathbf{^{1}CH_3}} & & \\
  & & & & {\color{Red}|} & & \\
  & & & & {\color{Red}\mathbf{^{2}CH_2}} & & \\
  & & & & {\color{Red}|} & & \\
  \mathbf{CH_3} & - & {\color{Red}\mathbf{^{4}CH}} & {\color{Red}=} & {\color{Red}\mathbf{^{3}C}} & - & \mathbf{CH_3} \\
  & & {\color{Red}|} & & & & \\
  & & {\color{Red}\mathbf{^{5}CH_2}} & & & & \\
  & & {\color{Red}|} & & & & \\
  & & {\color{Red}\mathbf{^{6}CH_2}} & & & & \\
  & & {\color{Red}|} & & & & \\
  & & {\color{Red}\mathbf{^{7}CH_3}} & & & & \\
\end{matrix}


Suponhamos, agora, o seguinte composto (3-metil-hex-3-eno):


\begin{matrix}
  & \mathbf{CH_3} & \\
  & | & \\
  {\color{Red}\mathbf{CH_3} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH} =} & {\color{Red}\mathbf{C}} & {\color{Red}- \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_3}} \\
\end{matrix}

Veja que, independentemente do local em que se começa a contagem, a insaturação estará no terceiro carbono. Nestes casos, deve-se observar a extremidade mais próxima de uma ramificação. Portanto, a contagem deve ser feita da direita à esquerda:


\begin{matrix}
  & \mathbf{CH_3} & \\
  & | & \\
  {\color{Red}\mathbf{^{6}CH_3} - \mathbf{^{5}CH_2} - \mathbf{^{4}CH} =} & {\color{Red}\mathbf{^{3}C}} & {\color{Red}- \mathbf{^{2}CH_2} - \mathbf{^{1}CH_3}} \\
\end{matrix}

Funções orgânicas

Etileno[editar | editar código-fonte]

Ethylene-2D.png

Acetileno[editar | editar código-fonte]

Ethyne-2D-flat.png

Álcool metílico[editar | editar código-fonte]

Methanol-2D.png

Álcool etílico[editar | editar código-fonte]

Ethanol-structure.svg

Formaldeído[editar | editar código-fonte]

Formaldehyde-2D.png

Acetona[editar | editar código-fonte]

Aceton.svg

Ácido acético[editar | editar código-fonte]

Tolueno[editar | editar código-fonte]

Hidrocarbonetos

Um hidrocarboneto é um composto químico constituído apenas por átomos de carbono e de hidrogênio.

Os hidrocarbonetos naturais são compostos químicos constituídos por átomos de carbono (C) e de hidrogênio (H), aos quais se podem juntar átomos de oxigênio (O), nitrogênio (N) e enxofre (S) dando origem aos compostos orgânicos, classificados de acordo com seus grupos funcionais. São conhecidos alguns milhares de hidrocarbonetos. As diferentes características físicas são uma consequência das diferentes composições moleculares. Contudo, todos os hidrocarbonetos apresentam uma propriedade comum: oxidam-se facilmente libertando calor.

Hidrocarbonetos líquidos geologicamente extraídos são chamados de petróleo (literalmente "óleo de pedra") ou óleo mineral, enquanto hidrocarbonetos geológicos gasosos são chamados de gás natural. Todos são importantes fontes de combustível. Hidrocarbonetos são de grande importância econômica porque constituem a maioria dos combustíveis fósseis (carvão, petróleo,gás natural, etc.); vários outros produtos como biocombustíveis, plásticos, ceras, solventes e óleos são compostos orgânicos cuja estrutura básica é formada por hidrocarbonetos (mas que não são hidrocarbonetos por possuírem outros átomos além do carbono e hidrogênio).

Introdução[editar | editar código-fonte]

Os hidrocarbonetos são classificados de acordo com sua saturação, que posteriormente servirá para nomeá-lo. O primeiro passo é verificar a presença de ligações duplas e triplas. Se houver, é necessário numerar os átomos de carbono da cadeia principal. De acordo com a quantidade de insaturações encontradas, o hidrocarboneto receberá uma respectiva classificação. É preciso, ainda, observar a presença de ciclos. A relação entre as ligações, com os respectivos grupos de hidrocarbonetos, está listada abaixo:

Triplas Duplas Acíclico Cíclico
0
0
Alcano Ciclano
1
0
Alcino Ciclino*
2
0
Alcadiino
3
0
Alcatriino*
0
1
Alceno Cicleno
0
2
Alcadieno Ciclodieno*
0
3
Alcatrieno* Ciclotrieno*

*Compostos raros

Há duas formas de se obter um hidrocarboneto qualquer, pela fórmula estrutural - em que cada estrutura representa um hidrocarboneto -,e pela fórmula molecular (cada fórmula pode identificar diversos hidrocarbonetos).

Pela fórmula estrutural[editar | editar código-fonte]

Utilizando-se da fórmula estrutural, é fácil identificar o hidrocarboneto. Veja alguns exemplos abaixo:

Pela fórmula molecular[editar | editar código-fonte]

Considerando-se a fórmula molecular, encontraremos todas as possibilidade de hidrocarbonetos com tal fórmula. Para isto, utiliza-se a seguinte equação:

a + 2C - H = 4x + 2y

Onde:

  • a corresponde a 2 nos compostos acíclicos e 0 nos cíclicos;
  • C é a quantidade de átomos de carbono da substância;
  • H a quantia de hidrogênios;
  • x o número de ligações triplas;
  • y o número de ligações duplas do hidrocarboneto.

A tabela abaixo exibe a classificação conforme os resultados obtidos:

x
[triplas]
y
[duplas]
Acíclico
a=2
Cíclico
a=0
0
0
Alcano Ciclano
1
0
Alcino Ciclino*
2
0
Alcadiino
3
0
Alcatriino*
0
1
Alceno Cicleno
0
2
Alcadieno Ciclodieno*
0
3
Alcatrieno* Ciclotrieno*

*Compostos raros

Existem substâncias híbridas, isto é, possuem características de mais de um grupo de hidrocarbonetos. Apresentam, logo, ligações duplas e triplas (valores para x e y), como é o caso do vinilacetileno (x = 1; y = 1). Se à esquerda da equação o resulado for negativo, o composto não existe. Além disto, x e y sempre pertencem ao conjunto dos números naturais.


Exemplos

1) Suponhamos que o composto C8H14 não seja ramificado e seja acíclico, qual suas possíveis classificações?
C8H14 (1; 0)
C8H14 (0; 2)

Por ser acíclico, assume o valor 2 para a:

2 + 2 \times 8 - 14 = 4x + 2y
4 = 4x + 2y

Estabelecendo os possíveis pares ordenados que satisfaçam a equação, teremos:

4 = (1; 0), (0; 2)

Portanto, tal hidrocarboneto pode ser um alcino ou um alcadieno.

2) Sabendo que o composto C5H12 é normal, qual sua classificação?

Primeiramente consideraremos como acíclico:

2 + 2 \times 5 - 12 = 4x + 2y
0 = 4x + 2y
C5H12 (0; 0)
0 = (0;0)

Agora a adota o valor de zero, se tratando de um hidrocarboneto cíclico:

0 + 2 \times 5 - 12 = 4x + 2y
-2 = 4x + 2y

Assim, o hidrocarboneto C5H12 de cadeia normal, nunca será cíclico (já que o resultado foi menor que zero), e sempre será um alcano.

Regra das ligações triplas[editar | editar código-fonte]

Dependendo dos valores encontrados para x, o composto não existirá:

  • Para que um composto acíclico, em que C é par e \frac C x = 2, seja real, obrigatoriamente, y = 0;
  • Para qualquer outro composto, seja cíclico, acíclico com C ímpar ou acíclico com C par e \frac C x > 2, seja real:
C - 1 \ge 2x + y


Exemplos

3) O composto C3H3, de cadeia normal, existe?
2 + 2 \times 3 - 3 = x + y
5 = (1;1), (0;3)

Aplicando-se a regra das ligações triplas:

2 \ge 2x + y

Substituindo-se pelos pares ordenados:

2 \times 1 + 1 = 3
2 \times 0 + 3 = 3

Deste modo, não existe C3H3, pois 3 > 2.

4) Quais as possíveis insaturações para o composto C6H2, sendo este de cadeia normal?
2 + 2 \times 6 - 2 = x + y
12 = (3;0), (2;2), (1;4), (0;6)

Para o primeiro par ordenado, teremos:

\frac 6 3 = 2

Portanto, a combinação (3; 0) é possível. Aos demais pares:

5 \ge 2 \times 2 + 2 = 6
5 \ge 2 \times 1 + 4 = 6
5 \ge 2 \times 0 + 6 = 6

Como 6 > 5, os pares (2;2), (1;4) e (0;6) são impossíveis para esta substância.

Resta verificar se o par (3;0) é possível no caso de ser cíclico:

5 \ge 2 \times 3 + 0 = 6

Conclui-se que, para uma cadeia normal, C6H2 obrigatoriamente é um alcatriino.

Aromáticos[editar | editar código-fonte]

Os hidrocarbonetos aromáticos são aqueles que apresentam um anel benzênico, portanto, todos são cíclicos. Os aromáticos normalmente são designados por uma nomenclatura popular, pois a nomenclatura sistemática da IUPAC é um tanto grande para estes. Confira abaixo os principais hidrocarbonetos aromáticos e sua respectiva nomenclatura popular e sistemática:

Nomenclatura[editar | editar código-fonte]

Os compostos da química orgânica têm a seguinte nomenclatura:

PREFIXO + RAIZ + SUFIXO

O prefixo é indicado pela quantidade de átomos de carbono na cadeia:

Por ter apenas um carbono, o composto acima recebe o prefixo met-
  • 1 carbono - met
  • 2 carbonos - et
  • 3 carbonos - prop
  • 4 carbonos - but
  • 5 carbonos - pent
  • 6 carbonos - hex
  • 7 carbonos - hept
  • 8 carbonos - oct
  • 9 carbonos - non
  • 10 carbonos - dec

Cada grupo de hidrocarbonetos tem uma raiz própria:

Não tendo insaturações, recebe a raiz -an- e o sufixo -o por ser hidrocarboneto: metano
Grupo (par ordenado) Raiz
Alcanos (0;0) an
Alcinos (1;0) in
Alcadiinos (2;0) diin
Alcatriinos (3;0) triin
Alcenos (0;1) en
Alcadienos (0;2) dien
Alcatrienos (0;3) trien

Em compostos mistos, todas as raizes devem estar presentes no nome. Para os cíclicos, basta acrescentar o morfema ciclo antes do prefixo. Acíclicos que não sejam alcanos (0,0) e cíclicos que não sejam ciclanos (0,0), ciclinos (1,0) e ciclenos (0,1) devem exibir a posição da insaturação na cadeia.

O sufixo comum a todos hidrocarbonetos é o sufixo o.

5) Quais os possíveis nomes do composto C8H14?
O composto tem os pares ordenados (1;0) e (0;2), já calculados no primeiro exemplo. Assim, para (1;0):
  • Prefixo: oct
  • Raiz: in
  • Sufixo: o

O composto recebe o nome de oct-n-ino para n a posição da insaturação da cadeia:

\underbrace{ \mathbf{CH} {\color{Red}\equiv}  \mathbf{C} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_3} }_{ }

\underbrace{ \mathbf{CH_3} -  \mathbf{C} {\color{Red}\equiv} \mathbf{C} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_3} }_{ }

Oct-1-ino

Oct-2-ino

\underbrace{ \mathbf{CH_3} -  \mathbf{CH_2} - \mathbf{C} {\color{Red}\equiv} \mathbf{C} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_3} }_{ }

\underbrace{ \mathbf{CH_3} -  \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{C} {\color{Red}\equiv} \mathbf{C} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_3} }_{ }

Oct-3-ino
Oct-4-ino

Para (0;2):

  • Prefixo: octa
  • Raiz: dien
  • Sufixo: o

O composto recebe o nome de octa-m,n-dieno para m e n a posição das insaturações da cadeia. Alguns exemplos:

\underbrace{ \mathbf{CH_2} {\color{Red}=}  \mathbf{C} {\color{Red}=} \mathbf{CH} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_3} }_{ }

\underbrace{ \mathbf{CH_2} {\color{Red}=}  \mathbf{CH} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH} {\color{Red}=} \mathbf{CH} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_3} }_{ }

Octa-1,2-dieno

Octa-1,4-dieno

\underbrace{ \mathbf{CH_3} -  \mathbf{CH} {\color{Red}=} \mathbf{CH} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH} {\color{Red}=} \mathbf{CH_2} }_{ }

\underbrace{ \mathbf{CH_3} -  \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH_2} - \mathbf{CH} {\color{Red}=} \mathbf{CH} - \mathbf{CH} {\color{Red}=} \mathbf{CH} - \mathbf{CH_3} }_{ }

Octa-2,7-dieno
Octa-2,4-dieno

Veja mais exemplos:

Principais classes de compostos orgânicos

Wikipedia
A Wikipédia tem mais sobre este assunto:
Compostos da química orgânica

Hidrocarbonetos[editar | editar código-fonte]

São compostos formados somente de carbono e hidrogênio.Costuma-se subdividir a função do hidrocarboneto em outros conjuntos, dos quais os principais são: alcanos, alcenos, alcinos, ciclanos, ciclenos e aromáticos.

Álcoois[editar | editar código-fonte]

Compostos orgânicos em que um átomo de oxigênio está ligado a uma cadeia carbônica e a um átomo de hidrogênio.

Fórmula geral: R—OH.

Éteres[editar | editar código-fonte]

São compostos orgânicos onde um átomo de oxigênio está ligado a dois radicais orgânicos.

Fórmula geral: R—O—R'.

Haletos de alquila[editar | editar código-fonte]

Compostos orgânicos que apresentam átomos de halogênios (flúor, cloro, bromo, iodo) ligados a uma cadeia carbônica.

Aminas[editar | editar código-fonte]

Compostos derivados da amônia através da substituição de átomos de hidrogênio por radicais orgânicos. Podem ser classificadas de acordo com o número de átomos de hidrogênio retirados (ou radicais adicionados):

  • Aminas primárias: substituição de um átomo de hidrogênio. Fórmula geral: R—NH2.
  • Aminas secundárias: substituição de dois átomos de hidrogênio. Fórmula geral: R—NH—R'.
  • Aminas terciárias: substituição de três átomos de hidrogênio. Fórmula geral: R—N(R')—R''.

Aldeídos[editar | editar código-fonte]

Compostos em que o carbono da extremidade da cadeia faz uma ligação com um átomo de hidrogênio e uma ligação dupla com um átomo de oxigênio. São formados na oxidação de álcoois primários.

Fórmula geral: R—COH.

Cetonas[editar | editar código-fonte]

Compostos em que um carbono da cadeia (que não esteja nas extremidades) faz uma dupla ligação com um átomo de oxigênio. São formados na oxidação de álcoois secundários.

Fórmula geral: R—C(=O)—R.

Ácidos carboxílicos[editar | editar código-fonte]

Compostos que apresentam o grupo carboxila, constituído de um carbono que faz uma dupla ligação com um átomo de oxigênio e uma simples com um átomo de oxigênio ligado a um átomo de hidrogênio.

Fórmula geral: R—COOH.

Ésteres[editar | editar código-fonte]

Compostos derivados dos ácidos carboxílicos, em que o hidrogênio da carboxila é substituído por um radical orgânico. São formados na reação de ácidos carboxílicos com álcoois.

Fórmula geral: R—COO—R'.

Amidas[editar | editar código-fonte]

Assim como os ésteres, são derivados dos ácidos carboxílicos, porém formados na reação com aminas. É retirado o grupo —OH do ácido e um átomo de hidrogênio da amina (primária ou secundária), e o átomo de oxigênio do ácido é ligado ao de nitrogênio da amina.

Fórmula geral: R—CONH2 (amida primária).

Álcoois

Os álcoois são substâncias orgânicas oxigenadas caracterizadas pela presença na molécula do grupo hidroxila ( -OH ) ligado a um carbono saturado (que só faz ligações simples).

O metanol ou álcool metílico é um álcool que não deve ser ingerido, pois é extremamente tóxico para o fígado.

O etanol, ou álcool etílico, é o tipo de álcool contido nas bebidas alcoólicas. É uma droga depressora do sistema nervoso central, e causa desinibição e euforia quando ingerido em pequenas doses, esturpor e coma em doses maiores.

No Brasil, o álcool é utilizado como combustível, seja isoladamente ou misturado à gasolina em uma proporção de 25%. Tem a vantagem de ser uma fonte de energia renovável e causar menor poluição que os combustíveis fósseis.



        ch3 
        |
    ch3-c-ch3
        |
        ch3

Fermentação alcoólica[editar | editar código-fonte]

Álcoois como Combustíveis[editar | editar código-fonte]

Implicações ambientais[editar | editar código-fonte]

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

Wikipedia
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Álcool

Aldeídos

Os Aldeídos são compostos orgânicos que apresentam o grupo aldoxila ou formila (-CHO) na ponta de uma cadeia carbônica:

     R - C = O
         |
         H

Nomenclatura[editar | editar código-fonte]

Acrescentamos o sufixo al ao final do nome do hidrocarboneto correspondente.

H - C = O
    |
    H

Metanal.

O Metanal é o único aldeído gasoso, utilizado na forma de solução aquosa recebe o nome de formol.


Outros aldeídos[editar | editar código-fonte]

H3C - CH2 - C = O
            |
            H
                                         

Propanal

Macromoléculas e polímeros

Macromolécula é uma molécula orgânica gigantesca, de elevada massa molecular relativa, constituída de unidades estruturais que se repetem.

As substâncias constituídas de macromoléculas são denominadas polímeros e, as unidades estruturais que se repetem de monômeros.

A reação de síntese dos polímeros a partir dos monômeros é chamada de polimerização.

Polímeros naturais[editar | editar código-fonte]

Carboidratos[editar | editar código-fonte]

Carboidratos, carbohidratos, hidratos de carbono, glicídios, glícidos, glucídeos, glúcidos, glúcides ou açúcares são substâncias, sintetizadas pelos organismos vivos, de função mista poliálcool-aldeído ou poliálcool-cetona.

Os carboidratos são compostos ternários formados de carbono, hidrogênio e oxigênio em geral, na proporção de um carbono para dois hidrogênio para um oxigênio ou seja: C(H2O).

Os nomes carboidratos e hidratos de carbono explicam-se pelo fato de serem substâncias constituídas, basicamente de carbono e água. Em alguns casos, podem também apresentar nitrogênio (N) ou enxofre (S) na sua composição.

Quimicamente, os carboidratos são definidos como poli-hidroxi-aldeídos ou poli-hidroxi-cetonas.

  • Glicose (C6H12O6) - é um poli-hidroxi-aldeído porque possui muitos radicais hidroxila ( -OH) e um radical aldeído ( -CHO).
  • Frutose (C6H12O6) - é um poli-hidroxi-cetona porque possui muitos radicais hidroxila ( -OH) e um radical cetona ( -CO).

Os carboidratos podem ser classificados em três categorias básicas: monossacarídeos, oligossacarídeos e polissacarídeos.

Monossacarídeos[editar | editar código-fonte]

Os monossacarídeos ou açúcares simples constituem as moléculas dos carboidratos, as quais são relativamente pequenas, solúveis em água e não hidrolisáveis.


Em geral, eles obedecem à fórmula básica dos carboidratos: Cn(H2O)n. Assim, de acordo com o valor de n que varia de 3 a 7, temos os seguintes tipos de monossacarídeos:

  • Triose: C3H6O3
  • Tetrose: C4H8O4
  • Pentose: C5H10O5
  • Hexoses: C6H12O6
  • Heptoses: C7H14O7

Dissacarídeos[editar | editar código-fonte]

Os oligossacarídeos ou açúcares pequenos são carboidratos constituídos de duas a dez moléculas de monossacarídeos. Interessa-nos, aqui, apenas aqueles formados por duas unidades de monossacarídeos, também chamados dissacarídeos.

Dissacarídeos são açúcares duplos constituídos, por ligação glicossídica, de dois monossacarídeos hexoses com desprendimento de uma molécula de água (síntese de desidratação). Dissacarídeos têm moléculas relativamente pequenas, solúveis em água, razão por que interferem, assim como os monossacarídeos no equilíbrio osmótico das células. São também a principal forma de transporte dos carboidratos. Como são constituídos por duas hexoses, têm função energética. Os principais dissacarídeos são a sacarose , a maltose, a lactose e a celobiose.

Polissacarídeos[editar | editar código-fonte]

Os polissacarídeos ou açúcares múltiplos são carboidratos formados pela união de mais de dez moléculas monossacarídeas, constituindo, assim, um polímero de monossacarídeos, geralmente de hexoses.

Ao contrário dos mono e dos dissacarídeos, os polissacarídeos são insolúveis em água; não alteram, pois, o equilíbrio osmótico das células e se prestam muito bem à função de armazenamento ou reserva nutritiva.

De acordo com a função que exercem os polissacarídeos classificam-se em energéticos e estruturais.

Polissacarídeos energéticos têm função de reserva nutritiva. Os mais importantes são o amido e o glicogênio.

Polissacarídeos estruturais entram na formação de algumas estruturas do corpo dos seres vivos. Os mais importantes são a celulose e a quitina.

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Carboidrato

Proteínas[editar | editar código-fonte]

Proteína (do grego πρωτεϊνη, primeiro) é uma macromolécula cujos monómeros são alfa-aminoácidos. As proteínas são parte constituinte dos tecidos biológicos e muitas delas funcionam como enzimas. Juntamente com os açucares e lipídios constituem a alimentação básica dos animais. São substâncias sólidas, incolores, coloidais,insolúveis em solventes orgânicos, outros com alguma solubilidade em água, e outros com alguma solubilidade em soluções aquosas diluídas de ácidos, bases ou sais.

As proteínas são compostos orgânicos de estrutura complexa e massa molecular elevada (entre 15.000 e 20.000.000 u) e são sintetizadas pelos organismos vivos através da condensação de um grande número de moléculas de alfa-aminoácidos, através de ligações denominadas ligações peptídicas.

São também compostos quaternários de carbono (C), hidrogênio (H), oxigênio (O) e nitrogênio (N), e constituídas por dois grupos funcionais: o grupo amina (R-NH-) e o grupo carboxila (R-CO-), derivados dos aminoácidos e que estabelecem as ligações peptídicas.

Existem 20 aminoácidos conhecidos, dos quais 8 são essenciais (essenciais significa que o nosso organismo não é capaz de produzir, por isso temos de os ingerir através dos alimentos para os possuir). Uma cadeia de aminoácidos denomina-se de "peptideo", estas podem possuir 2 aminoácidos (dipeptídeos), 3 aminoácidos (tripeptídeos), 4 aminoácidos (tetrapeptídeos), e muitos aminoácidos (polipeptídeos). O termo proteína é dado quando na composição do polipeptídeo entram centenas, milhares ou milhões de aminoácidos.

As ligações entre aminoácidos denominam-se por ligações peptidicas e estabelecem-se entre o grupo amina de um aminoácido e o grupo carboxila de outro aminoácido e dá-se a perda de uma molécula de água.

Portanto, as proteínas são complexos constituídas por cadeias de aminoácido ligadas por ligações peptídicas. São macromoléculas com, no mínimo centenas de aminoácidos. São polímeros que se originam de uma reação de polimerização de aminoácidos que são os monômeros.

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Proteína

Ácidos Nucleicos[editar | editar código-fonte]

Ácido nucléico é um tipo de composto químico, de elevado peso molecular, que possui ácido fosfórico, açúcares e bases purínicas e pirimidinicas. Ocorrem em todas as células vivas e são responsáveis pelo armazenamento e transmissão da informação genética e por sua tradução que é expressa pela síntese precisa das proteínas. (Ver: DNA e RNA)

Borracha natural[editar | editar código-fonte]

A borracha é o produto primário do cozimento do látex da seringueira. Hoje a borracha sintética pode ser produzida a partir de derivados de petróleo.

O chamado ciclo da borracha é parte influente da história econômica e social do Brasil, notadamente da região da Amazônia na qual, a partir da extração e comercialização da borracha, ocorreu grande expansão na colonização desta região do Brasil, atraindo riqueza e causando transformação cultural e social e grande impulso à cidade de Manaus, até hoje maior centro e capital do estado do Amazonas.

Polímeros sintéticos[editar | editar código-fonte]

Polímeros de adição[editar | editar código-fonte]

São polímeros formados por reações que seguem mecanismos radicalares, essas reações prosseguem em três etapas: uma de iniciação, uma de propagação e uma de terminação. No geral, a etapa de iniciação é realizada por apenas uma reação, onde o iniciador sofre uma quebra homolítica, e as etapas posteriores são compostas por várias reações. Exemplos de polímeros de adição: polietileno, poliestireno, PVC e teflon.

Polímeros de condensação[editar | editar código-fonte]

Os polímeros de condensação são obtidos pela reação de dois monômeros, com a eliminação de uma substância mais simples (como a água, o ácido clorídrico) e, às vezes por rearranjos entre as moléculas dos monômeros.

Como exemplo podemos citar os poliésteres, que são polímeros obtidos pela estratificação entre um poliácido e um poliálcool, repetidas muitas vezes.

Poliéster e poliamida.

Quanto a reciclagem somente plásticos consumidos em massa, como o PE e PET, apresentam bom potencial econômico. Outro problema é o fato de os plásticos reciclados serem encarados como material de segunda classe. A reciclagem não é possível, a alternativa é queimar os plásticos, transformando-os em energia. Porém os que apresentam halogênio, como o PVC e o PTFE, geram gases tóxicos na queima. Para que isso não ocorra esse material deve ser encaminhado para dehalogenação antes da queima.

Implicações ambientais[editar | editar código-fonte]

Os Polímeros atingem o meio ambiente por emissão de gases de efeito estufa e por contaminar os lencóis freaticos.Álem disso,o exesso deles no meio ambiente pode provocar o desencadeamento da cadeia alimentar. Ainda pode acabar com um tipo de espécia chamada álvuruns tepfoluns copbacetim, que elimina alguns gases do efeito estufa.

Isomeria

Isomeria é o fenômeno caracterizado pela existência de duas ou mais substâncias diferentes que apresentam fórmulas moleculares idênticas, porém diferentes fórmulas estruturais.

A isomeria está dividida em plana e espacial. A isomeria plana está dividida em cadeia, posição, compensação, função e tautomeria.

  • Isomeria de cadeia é aquela onde os isômeros têm cadeias ou núcleos diferentes.
  • Isomeria de posição ocorre quando os isômeros têm a mesma cadeia carbônica,mas diferem pela posição de radicais ou de ligações duplas ou triplas.
  • Isomeria de compensação ou metameria ocorre quando os isômeros diferem pela posição de um heteroátomo na cadeia carbônica.
  • Isomeria de função ou funcional ocorre quando os isômeros pertencem a funções químicas diferentes.

A tautomeria é o caso de isomeria funcional onde os dois isômeros ficam em equilíbrio químico dinâmico.


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Combustíveis fósseis

O petróleo é uma mistura de compostos orgânicos, cujos principais constituintes são os hidrocarbonetos. Os outros constituintes são compostos orgânicos contendo elementos químicos como nitrogênio, enxofre, oxigênio e metais.

O petróleo no estado líquido é uma substância oleosa, inflamável, geralmente menos densa que a água, com cheiro característico e coloração que pode variar desde o incolor ou castanho claro até o preto, passando por verde e marrom.

O petróleo é um recurso natural não renovável, e a principal fonte de energia da economia mundial. Dele extraem-se variados produtos, sendo os principais: benzinas, óleo diesel, gasolina, alcatrão e polímeros plásticos.

Origem, ocorrência e composição[editar | editar código-fonte]

O petróleo é o produto da compressão e aquecimento da matéria orgânica depositada junto com os sedimentos. O soterramento progressivo e conseqüente subsidência dessa matéria orgânica depositada juntamente com os sedimentos marinhos ou lacustres produz a compactação e formação de uma rocha chamada rocha geradora. A matéria orgânica, no estado sólido, presente na rocha geradora é chamada de querogênio. Com o incremento de temperatura, as moléculas do querogênio começam a ser quebradas, gerando compostos orgânicos líquidos e gasosos, em um processo denominado catagênese. Para se ter uma acumulação de petróleo é necessário que, após o processo de geração, ocorra a migração do óleo e/ou gás através das camadas de rochas adjacentes, até encontrar uma rocha selante e uma estrutura geológica que detenha seu caminho, sob a qual ocorrerá a acumulação do óleo e/ou gás em uma rocha porosa e permeável chamada rocha reservatório.

Destilação do petróleo[editar | editar código-fonte]

O petróleo não é utilizado em seu estado bruto; são separados os seus distintos componentes, podendo ter cada um destes produtos usos adequados a suas características. De fato, o petróleo é matéria-prima de mais de 350 produtos.

A separação de ditos componentes realiza-se mediante destilação, processo mediante o qual se obtêm novas misturas de hidrocarbonetos, com uma gama de pontos de ebulição mais limitada que o petróleo original. Desta forma, o petróleo divide-se nas suas diferentes frações:

  • Gases - metano e o gás liquefeito de petróleo (gás de cozinha);
  • Produtos leves - Gasolina e o querosene;
  • Produtos intermediários - óleo diesel
  • Produtos pesados - óleos lubrificantes, parafina e vaselina.

Gás natural[editar | editar código-fonte]

O gás natural é uma mistura de gases encontrado frequentemente separado do petróleo. Ainda que a sua composição seja diferente dependendo da fonte da qual é extraído, é composto principalmente por metano em quantidades que superam 90 ou 95%, e contém outros gases como nitrogênio , etano, CO2 ou restos de butano ou propano.

Agora também se está investigando as jazidas de hidratos de metano que se estima haver reservas energéticas muito superiores as atuais de gás natural.

Alguns dos gases de sua composição são eliminados porque não possuem capacidade energética (nitrogênio ou CO2) ou porque podem deixar resíduos nos condutores devido ao seu alto ponto de ebulição em comparação ao do gás natural (butano e propano).

É empregado como combustível tanto em indústrias quanto doméstico. É considerado uma fonte de energia mais limpa que os derivados do petróleo e o carvão.

As desvantagens do gás natural em relação ao butano é que ele é mais difícil de ser transportado, mais difícil de ser liquefeito, mais explosivo e mais tóxico.

Combustão[editar | editar código-fonte]

Implicações ambientais[editar | editar código-fonte]

Carvão mineral[editar | editar código-fonte]

É encontrado na Natureza em diferentes teores de carbono, dependendo-se de sua idade geológica.

Turfa[editar | editar código-fonte]

Linheto[editar | editar código-fonte]

Hulha[editar | editar código-fonte]

Coque[editar | editar código-fonte]

Resíduo do refino do petróleo, é a parte da qual não conseguimos tirar mais nada, já não se consegue separar os hidrocarbonetos para obter um derivado. Porém hoje usa-se o Coque na pavimentação asfaltica, como materia prima primorde.

Efeito estufa

Introdução[editar | editar código-fonte]

O Sol é a principal fonte de energia do planeta Terra. A energia é absorvida sob a forma de radiação eletromagnética e emitida na faixa do infravermelho, principalmente entre 4µm e 100 µm, com uma distribuição espectral próxima daquela de um corpo negro (-18 °C). Sabendo que a temperatura da Terra é cerca de 15°C, essa diferença de 33°C é causada devido o efeito estufa natural, sem o qual muito provavelmente não haveria vida como conhecemos. A Terra funciona, portanto, como um irradiador de infravermelho que iria todo para o espaço, não fosse a presença de gases na atmosfera que absorvem grande parte dessa radiação e, consequentemente, aquecem-na. Em Marte, por exemplo, cuja atmosfera é muito rarefeita, a temperatura média na superfície é de -53 °C, somente 3 °C acima da temperatura de irradiação de -56 °C (obtida a partir do espectro de emissão por comparação com o de um corpo negro). A capacidade da atmosfera de captar e retransmitir a energia emitida pela superfície da Terra é a característica definidora do efeito estufa. Nas estufas agrícolas, a retenção do calor e consequente aquecimento do ambiente é resultado de um bloqueio físico, que impede o escape do ar quente. Na grande estufa que é a Terra, o mecanismo é bem mais complexo e está relacionado às propriedades físico-químicas dos gases estufa [1] [2]. Como podemos observar na Figura 1, a atmosfera terrestre é praticamente transparente à radiação solar. Parte da radiação é absorvida pela superfície para geração de calor. Outra parte da radiação é refletida na forma de radiação infravermelha, que é parcialmente absorvida pelos gases estufa, aquecendo a zona inferior da atmosfera e a superfície.

Ficheiro:Efeito estufa esquema.jpg
Representação esquemática do equilíbrio radiativo terrestre, indicando os fluxos de energia entre a superfície terrestre, atmosfera e espaço [3]

Gases estufa[editar | editar código-fonte]

Os dois gases mais abundantes na atmosfera, o nitrogênio (que compreende 78% da atmosfera seca) e oxigênio (que compreende 21%), exercem quase nenhum efeito estufa. Em vez disso, o efeito estufa é causado por moléculas mais complexas e pouco comuns, os chamados gases estufa. Eles são os constituintes gasosos da atmosfera, tanto naturais quanto antrópicos, que por sua natureza química, principalmente estrutura molecular, absorvem uma fração significativa da radiação infravermelha emitida pela superfície terrestre. O infravermelho corresponde à radiação eletromagnética que interage com moléculas, mudando sua configuração, especialmente por meio de vibrações dos átomos em ligações intramoleculares. O comprimento de onda em que uma absorção/emissão ocorre depende das massas relativas dos átomos, bem como das constantes de força das ligações. Os átomos de uma molécula não permanecem fixos uns em relação aos outros; na realidade, eles vibram em torno de uma posição média. Se essas vibrações causarem mudança no momento dipolar da molécula, ela será ativa no infravermelho, isto é, absorverá e emitirá radiação infravermelha. Essa absorção implica em um aumento nos movimentos vibracionais e rotacionais das moléculas. Essa radiação se espalha em várias direções, inclusive retornando à superfície, que se mantém mais quente do que seria na ausência da atmosfera. O aumento do teor desses gases na atmosfera em decorrência de atividades humanas pode causar uma exacerbação do efeito estufa e, conseqüentemente, um aquecimento global do planeta [2], [4], [5].

Vários componentes do sistema climático, notadamente os oceanos e seres vivos, afetam as concentrações de gases estufa na atmosfera. Um bom exemplo disso são as plantas que retiram o CO2 da atmosfera através da fotossíntese e os oceanos que servem como sumidouros do CO2 atmosférico. Além disso, na era industrial, as atividades humanas aumentaram significativamente as emissões de gases estufa, através da queima de combustíveis fósseis e principalmente desmatamento de florestas. O vapor de água (H2O), dióxido de carbono (CO2), óxido nitroso (N2O), metano (CH4) e ozônio (O3) são os principais gases estufa na atmosfera da Terra. Além disso, há uma série de gases de efeito estufa totalmente antrópicos na atmosfera, como os halocarbonos que são uma classe de espécies orgânicas que contém halogênios (ex: clorofluorcarbonos, CFCs) e têm altos potenciais de causar efeito estufa e também são envolvidos na destruição da camada de ozônio [6].

Principais gases estufa [6]

  • Vapor de água: naturalmente presente na atmosfera, possui um alto potencial de efeito estufa. O conteúdo de água da atmosfera é alterado através da precipitação e depende do local e da estação. Ao mesmo tempo varia constantemente através da evaporação, de forma destacada por mares, lagos, rios. Outras fontes de vapor de água incluem a combustão, respiração, erupções vulcânicas, a transpiração de plantas, e vários outros processos biológicos e geológicos.
  • Dióxido de carbono: tem sido apontado como o grande vilão da exacerbação do efeito estufa, sendo o principal gás que afeta o equilíbrio radiativo da Terra, já que sua presença na atmosfera decorre, em grande parte, de atividades humanas como a queima de combustíveis fósseis e o desmatamento. Além disso, é naturalmente emitido pelo metabolismo dos seres vivos, principalmente na respiração, por vulcões, fontes termais e gêiseres.
  • Metano: Este hidrocarboneto pode advir de processos naturais ou antrópicos. Geralmente tem origem em processos de extração e utilização de combustíveis fósseis, plantações de arroz, esgotos domésticos, aterros sanitários e da queima de biomassa como principais fontes de atividade humana e naturalmente proveniente de pântanos, cupins, oceano, decomposição anaeróbia e metabolismo de ruminantes. A sua reação com óxidos de nitrogênio na presença de luz tem como produto o ozônio e sua reação com o radical hidroxila resulta na formação de vapor de água. O ozônio troposférico e o vapor de água são significativos gases estufa.
  • Óxido nitroso: Sua origem pode ser natural (principalmente pela ação dos microorganismos nos solo e oceanos) ou antrópica (queima de carvão e de outros combustíveis fósseis em motores a explosão, queima de biomassa, uso de adubos nitrogenados, produção de ácido adípico (nylon), produção de ácido nítrico). Possui um potencial de efeito estufa cerca de 310 vezes comparado ao gás carbônico.
  • Ozônio: Esse gás também absorve a radiação infravermelha refletida pela superfície terrestre, embora seu papel principal esteja relacionado com sua presença na camada de ozônio, bloqueando parte da radiação ultravioleta do sol. Cerca de 90% do total de ozônio reside na estratosfera. O ozônio não é emitido diretamente pelas atividades humanas, mas é formado como produto de reações na atmosfera de diferentes compostos orgânicos voláteis com óxidos de nitrogênio. Combustíveis fósseis e da queima de biomassa óxidos de libertação de nitrogênio por monóxido de carbono e metano, que levar a um aumento no ozônio troposférico.
  • Clorofluorcarbonetos (CFCs): são produtos químicos sintéticos que são usados como propelentes em aerossóis, em sistemas de ar-condicionado, na indústria de espuma de plástico e como solventes na indústria de informática e eletrônicos. São um dos principais responsáveis pela destruição da camada de ozônio, sendo compostos formados por moléculas do tipo do metano ou do etano, em que os átomos de hidrogênio foram substituídos por átomos de cloro e flúor e são persistentes e potentes gases estufa; uma molécula de CFC-12, por exemplo, tem o mesmo impacto de cerca de dez mil moléculas de CO2. A produção, uso e emissão desses gases diminuíram drasticamente muito nos últimos anos, devido a restrições sobre seu uso.
Ficheiro:Gases de efeito estufa.jpg
Principais gases estufa e respectivos potenciais de aquecimento global

Consequência do agravamento do efeito estufa[editar | editar código-fonte]

O Painel Intergovernamental para as Mudanças Climáticas (IPCC) foi criado em 1988 pelo Programa das Nações Unidas para o Meio Ambiente e a Organização Meteorológica Mundial (OMM), com o intuito de: avaliar informações científicas a respeito de mudança do clima; avaliar os possíveis impactos ambientais e socioeconômicos em decorrência da mudança climática. O primeiro relatório realizado pelo IPCC serviu como base para discussão sobre mudanças climáticas na Convenção Quadro da ONU, em 1992, que visava à proteção do sistema climático. Os relatórios publicados pelo IPCC se tornam padrões de referência para legisladores, cientistas e especialistas de diversas áreas de atuação. O aumento significativo das emissões dos gases estufas e consequente crescimento de suas concentrações na atmosfera podem levar a sérias modificações no sistema global, entre as quais estão:

  • Elevação do nível de oceanos, causada pela dilatação térmica da água, derretimento de geleiras e degelo de calotas polares. Como consequência, áreas próximas às regiões costeiras serão inundadas e ecossistemas podem sofrer alterações.
  • Alteração do clima mundial, com agravamento de fenômenos naturais, como tempestades, furações, ondas de calor e índice de chuvas. Em algumas regiões, estes fenômenos podem crescer e em outras diminuir.
  • Modificação significativa na vegetação típica de cada região.
  • Aumento nos casos de doenças causadas pela alta concentração de poluentes no ar e proliferação de insetos nocivos e vetores de doenças. [2]

De acordo com os relatórios do IPCC, os aumentos de temperatura que vêm ocorrendo no planeta no século XX provavelmente não são decorrência apenas de fatores naturais — de acordo com o registro climatológico, é possível identificar a influência humana. Porém, como também se conhece, a ocorrência da maioria dos gases estufa é de origem natural, e que suas concentrações variam independentemente da intervenção humana. Um exemplo é a concentração de CO2 que caiu para 2/3 durante a última era do gelo [1]. O crescimento de emissões de gases deu-se principalmente a partir da metade do século XIX, quando se iniciou a Revolução Industrial, como pode ser observado na figura a seguir.

Ficheiro:Concentrações gases estufa.jpg
Variação das concentrações atmosféricas de importantes gases estufa (dióxido de carbono, metano e óxido nitroso) ao longo dos últimos 2.000 anos [7].

Há quem diga que o aumento na concentração dos gases estufas, principalmente o CO2 é proveniente de fontes e ações naturais e que o homem está apenas vivenciando um fenômeno natural e que a Terra esta caminhando para uma possível nova era glacial. O argumento utilizado por cientistas e pesquisadores é que, a partir do momento que o homem começou a queimar combustíveis fósseis e utilizar fontes de energia não renováveis, a concentrações de gases estufas aumentou significativamente e que o clima global está passando por um processo de mudança em virtude destas emissões.

Cenários IPCC[editar | editar código-fonte]

SRES refere-se aos cenários descritos no Relatório Especial do IPCC sobre Cenários de Emissões (SRES, 2000). Os cenários SRES são agrupados em quatro grupos (A1, A2, B1 e B2), que cobrem uma vasta gama de forças motrizes demográficas, econômicas e tecnológicas, que resultam em emissões de GEE (Gases de Efeito Estufa. O cenário A1 assume um mundo de crescimento econômico muito rápido, uma população global que atinge o pico em meio século e rapidamente introduz novas e mais eficientes tecnologias. A1 é dividido em três grupos que descrevem direções alternativas da mudança tecnológica: intensificação do uso de combustíveis fósseis (A1FI), recursos energéticos não-fósseis (A1T) e um equilíbrio entre todas as fontes de energia (A1B). B1 descreve um mundo convergente, com a mesma população global de A1, mas com mudanças mais rápidas nas estruturas econômicas em direção a um serviço e economia da informação. B2 descreve um mundo com um crescimento econômico e populacional intermediário, enfatizando soluções locais para a sustentabilidade econômica, social e ambiental. A2 descreve um mundo muito heterogêneo, com alto crescimento populacional, o desenvolvimento econômico lento e lentas mudanças tecnológicas. Em todos os cenários SRES foi considerado que nenhum evento não esperado ocorreria.

Ficheiro:Projeções IPCC.jpg
Modelos de projeções de Circulação Geral de aquecimento da superfície Atmosfera-oceano [8]

Painel esquerdo: As linhas sólidas são modelos de médias globais do aquecimento da superfície (em relação a 1980-1999) para os cenários A2, A1B e B1, mostradas como continuações das simulações século 20. A linha laranja é para o experimento onde as concentrações foram mantidas constantes a partir do ano 2000. As barras ao lado direito do gráfico indicam a melhor estimativa (linha sólida dentro de cada barra) e a faixa provável avaliada para os seis cenários SRES de 2090-2099 em relação a 1980-1999.

Painel direito: Projeção de mudanças de temperatura da superfície do começo e do final do século 21 em relação ao período 1980-1999. Os painéis mostram as projeções médias para os cenários A2 (em cima), A1B (meio) e B1 (baixo) ao longo das décadas 2020-2029 (à esquerda) e 2090-2099 (à direita). Podemos observar que nas três projeções a temperatura média do planeta aumenta com o mesmo perfil. A projeção A2 prevê um maior aumento na temperatura, enquanto A1B propõe um aumento e intermediário e a projeção B1 é a mais conservadora das três, prevendo um menor aumento na temperatura do planeta. [8]

Referências

  1. 1,0 1,1 [Mitchell, J. F. B. The “Greenhouse” Effect and Climate Change. Reviews of Geophysics, n. 27, p. 115-139, Fev/89]
  2. 2,0 2,1 2,2 [Tolentino, M. , Rocha-Filho, R. C. A química no efeito estufa. Química Nova na Escola, n.8, p. 14, Nov/98]
  3. [Neusa Paes Leme, Plínio Alvalá - "HowStuffWorks - Como funciona o ozônio". Publicado em 08 de novembro de 2007, atualizado em 22 de novembro de 2007]
  4. [.http://www.ipcc.ch/publications_and_data/ar4/wg1/en/faq-1-3.html]
  5. [.http://www.ipcc.ch/pdf/assessment-report/ar4/syr/ar4_syr_appendix.pdf]
  6. 6,0 6,1 [P. C. Jain, Greenhouse Effect and Climate Change: Scientific Basis and Overview, Renewable Energy Vol. 3, No. 4/5. pp. 403, 1993]
  7. [Solomon, S., D. Qin, M. Manning, Z. Chen, M. Marquis, K.B. Averyt, M. Tignor and H.L. Miller, Contribution of Working Group I to the Fourth Assessment Report of the Intergovernmental Panel on Climate Change, Cambridge University Press, Cambridge, United Kingdom and New York, NY, USA, 996 pp.)]
  8. 8,0 8,1 [IPCC, 2007: Climate Change 2007: Synthesis Report. Contribution of Working Groups I, II and III to the Fourth Assessment Report of the Intergovernmental Panel on Climate Change [Core Writing Team, Pachauri, R.K and Reisinger, A. (eds.)]. IPCC, Geneva, Switzerland, 104 pp.]

Chuva ácida

A chuva ácida é caracterizada pelo seu pH abaixo de 4,5. Chuvas normais têm um pH de aproximadamente 5,6, que é levemente ácido.

A acidez natural é causada pela dissociação do dióxido de carbono em água, formando o ácido carbônico, segundo a reação:

CO_{2(g)} + H_2O_{(l)} \longrightarrow H_2CO_{3(aq)}

A chuva ácida é causada pelo enxofre proveniente das impurezas da queima dos combustíveis fósseis e pelo nitrogênio do ar, que se combinam com o oxigênio para formar dióxido de enxofre e dióxido de nitrogênio. Estes se difundem pela atmosfera e reagem com a água para formar ácido sulfúrico e ácido nítrico, que são solúveis em água. Um pouco de ácido clorídrico também é formado.

Uma possível reação de formação da chuva ácida é a que se segue:

S_{(s)}+O_{2(g)}\longrightarrow SO_{2(g)}
2 SO_{2(g)}+O_{2(g)}\longrightarrow 2 SO_{3(g)}
SO_{3(g)} +H_2O_{(l)}\longrightarrow H_2SO_{4(aq)}

Evidências de um crescente aumento nos níveis de chuva ácida vêm da análise das camadas de gelos oriundos das gelerias. Elas mostram uma repentina diminuição do pH a partir da Revolução Industrial de 6 para 4,5 ou 4. Já chegou a ser registrado variações de pH abaixo de 2,4 em áreas industriais.

Efeitos[editar | editar código-fonte]

As chuvas ácidas danificam diretamente as raízes dos vegetais; retiram importantes minerais do solo, como cálcio ou magnésio, interferindo no crescimento das plantas; em rios e lagos, a acidificação da água leva à destruição de grande parte dos organismos; monumentos e estátuas antigos, principalmente os feitos em mármore, são aos poucos corroídos pela chuva ácida.

Wikipedia
A Wikipédia tem mais sobre este assunto:
Chuva ácida

O que significa Química Verde?

Química Verde é o projeto de produtos e processos químicos que reduzem ou eliminam o uso e geração de substâncias nocivas.

O desenvolvimento de novos compostos através de reações químicas, nos forneceu uma vida com muito conforto e escolhas. Porém também causou impactos ambientais muitas vezes irreversíveis, pois muito dos produtos desenvolvidos através de reações químicas não existem na natureza, assim a natureza não possui ferramentas para sua decomposição, além de causar danos inclusive à saúde do ser humano.

O trabalho do químico que antes se detinha a apenas criar um novo composto sem se preocupar com seu uso e despejo, hoje possui maiores horizontes. Ele pode e deve criar/projetar novos compostos que sejam compatíveis com o meio em que será utilizado e principalmente despejado. Ou seja, criar compostos à partir de matéria-prima renovável, com propriedades físicas e químicas suficientes para substituir os materiais hoje existentes até mesmo criando novas aplicações, adicionando propriedades de biodegradação, inocuidade à fauna, flora e saúde do ser humano atual e das próximas gerações.

Esta idéia é antiga, porém ganhou força nos últimos anos após a introdução do termo "Química Verde" criada pela Agência do Meio Ambiente dos Estados Unidos da América (EPA) em 1995 organizando de forma técnica seus princípios.


Ver também[editar | editar código-fonte]

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

A indústria química

Abaixo temos uma lista com elementos, gases e substâncias bastante utilizados na indústria química.

  1. HIdrogênio
  2. Oxigênio
  3. NItrogênio
  4. Cloro
  5. Amônia

Ver também[editar | editar código-fonte]


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Ligas metálicas

Ligas metálicas são materiais com propriedades metálicas que contêm dois ou mais elementos químicos sendo que pelo menos um deles é metal.

Apesar da grande variedade de metais existentes, a maioria não é empregada em estado puro, mas em ligas com propriedades alteradas em relação ao material inicial, o que visa, entre outras coisas, a reduzir os custos de produção.

As indústrias automobilísticas, aeronáuticas, navais, bélicas e de construção civil são as principais responsáveis pelo consumo de metal em grande escala. São também representativos os setores de eletrônica e comunicações, cujo consumo de metal, apesar de quantitativamente inferior, tem importância capital para a economia contemporânea. Ligas metálicas são materiais de propriedade semelhantes às dos metais e que contêm pelo menos um metal em sua composição. Há ligas formadas somente de metais e outras formadas de metais e semimetais (boro, silício, arsênio, antimônio) e de metais e não-metais (carbono, fósforo).

É interessante constatar que as ligas possuem propriedades diferentes dos elementos que as originam. Algumas propriedades são tais como diminuição ou aumento do ponto de fusão, aumento da dureza, aumento da resistência mecânica.

Ligas metálicas mais comuns no cotidiano:

  • Aço - constituído por Fe e C.
  • Aço inoxidável - constituído por Fe, C, Cr e Ni.
  • Ouro de Jóias - constituído por Au, Ag e/ou Cobre.
  • Amálgama dental (utilizada em obturação)- constituída por Hg , Ag e Sn .
  • Latão (utilizado em armas e torneiras)- constituído por Cu e Zn.

Latão[editar | editar código-fonte]

O latão é uma ligas metálicas de cobre e zinco com porcentagens deste último entre 3 e 45%. Ocasionalmente se adicionam pequenas quantidades de outros elementos como ( Al, Sn, Pb ou As ) para potenciar algumas das características da liga.

As aplicações do latão abrangem os campos mais diversos, desde armamento, passando pela ornamentação, até tubos de condensador e terminais elétricos.

Bronze[editar | editar código-fonte]

O bronze (do persa biring , cobre) é o nome com o qual se denomina toda uma série de ligas metálicas que tem como base o cobre e proporções variáveis de outros elementos como estanho, zinco, alumínio, antimônio, fósforo e outros com o objetivo de obter características superiores a do cobre.

Foi a primeira liga fabricada conscientemente: consistia em misturar um mineral de cobre (calcopirita, malaquita ou outro) com o estanho (cassiterita) em um forno alimentado com carbono (carvão vegetal). O anidrido carbônico reduz os minerais a metais: cobre e estanho que se fundem e se ligam entre 5 a 10% de estanho.

De bronze foram as primeiras armas e ferramentas, também utilizado para a produção de estátuas.

Aço[editar | editar código-fonte]

O aço é a liga de ferro e carbono onde a porcentagem deste último é, geralmente, de apenas 0,1 a 1,0%. Em certos aços especiais, o carbono pode chegar a 1,5%. São também constituintes normais do aço o silício (0,2%) e o manganês (1,5%). O enxofre e o fósforo são impurezas indesejáveis, e seus teores não devem ser maiores do 0,05%. Quando se adicionam outras substâncias, para aperfeiçoamento das qualidades do aço, obtêm-se ligas denominadas aços especiais. Os principais aços especiais contêm um ou mais dos seguintes metais: níquel, vanádio, tungstênio, molibdênio, titânio, cobalto ou manganês.

Links[editar | editar código-fonte]

Água

Um dos recursos mais importantes da Terra é a água. Ela ocorre em três estados da matéria: na forma sólida, como o gelo; na forma líquida, como a água; na forma gasosa, como o vapor.

A água tem uma função crítica em quase todas as esferas da vida. Sua importância pode ser ilustrada por meio de alguns exemplos:

  • A água é um elemento construtivo na fotossíntese das plantas e é um constituinte dos organismos;
  • A água é um solvente para os nutrientes do solo;
  • A água é de necessidade vital: o ar seco extrai de 1 a 2 kg de água diariamente do corpo humano;
  • A água é um condutor de energia (utilizada na geração de energia, causadora de danos por enchentes);
  • A água é um meio de transporte (águas residuárias, canais de drenagem, navegação);
  • A água é o mais importante regularizador de energia no balanço energético da Terra; sem a evaporação, a vida na Terra na sua forma atual seria impossível;

Nas zonas úmidas da Terra há um superávit de água, sendo que seu valor foi subestimado por muito tempo. As zonas áridas da Terra, onde há sempre (ou por longos períodos no ano) escassez de água, esta é considerada por seus habitantes como uma preciosidade.

A tabela 5.1 apresenta uma estimativa feita por N. Meinardus (1928) e H. Hoinkes (1968) da quantidade de água disponível no planeta Terra. O volume total da água como uma fração do volume da Terra (1,082 x 10 12 km3) é de cerca de 1: 777,2 ou 0,00129.

Uma parte da reserva de água está em circulação contínua e compõe uma transferência, pois evapora das superfícies líquidas e do solo e após a condensação na atmosfera é depositada novamente nas superfícies como precipitação líquida ou sólida. Pela precipitação, a evaporação e o escoamento superficial são sempre repostos como água potável. O vapor de água em circulação na atmosfera formaria com sua completa condensação e precipitação uma camada de água de somente 2 a 3 cm de profundidade na superfície da Terra. Comparando-se com a média de precipitação anual na Terra (97cm), deduz-se que a vida média de uma molécula de água na atmosfera é de cerca de 10 dias.

O ciclo hidrológico[editar | editar código-fonte]

A água ocorre em vários lugares e em várias fases, na superfície, dentro e sobre a Terra. A transformação de uma fase em outra e o movimento de um a outro local constitui o ciclo hidrológico. Este é um sistema fechado, ou seja, sem começo e fim.

A umidade atmosférica volta à superfície da Terra na forma de chuva, granizo, neve ou orvalho. Uma parte dela será retida nas construções, árvores, arbustos e plantas. Essa água nunca alcança o solo, e a quantidade assim retida é chamada de perda por interceptação. A água que chega até o solo pode formar vários cursos; alguns evaporarão e voltarão para a atmosfera; outros infiltrar-se-ão na terra. Se a intensidade de chuva supera a porção de infiltração e evaporação formar-se-á um charco. A água retida em um pântano é dita como armazenagem em depressão.

Como os charcos enchem e transbordam, a água começa a se mover através da superfície e é chamada de chuva excedente. Entretanto, o escoamento superficial não pode ocorrer até que se forme uma lâmina d’água que cubra a trajetória do movimento. A água contida nessa trajetória é chamada de armazenamento de detenção. Uma parte do escoamento pode infiltrar no solo ou evaporar retornando à atmosfera antes de alcançar o rio.

A água que infiltra no solo entra primeiramente na zona do solo que contém as raízes das plantas. Essa água pode retornar para a atmosfera através da evaporação, a partir da superfície do solo ou transpiração das plantas. Essa parte superior do solo pode reter uma quantidade limitada de água, essa quantidade é conhecida como capacidade de campo. Se mais água for adicionada à zona quando ela estiver na capacidade de campo, a água passa para uma zona mais baixa ( zona de saturação ou zona de escoamento subterrâneo). A água deixa a zona da água subterrânea pela ação da capilaridade dentro da zona da raiz, ou pela infiltração nas correntes. Poços são perfurados na zona de água subterrânea para a extração da água aí retida.

Link[editar | editar código-fonte]

Amônia

Wikipedia
A Wikipédia tem mais sobre este assunto:
Amônia

O amoníaco, gás amoníaco ou amônia é um composto químico cuja molécula é constituida por um átomo de nitrogênio (N) e três átomos de hidrogênio (H) de fórmula NH3.

Atualmente o processo de Haber (cujo desenvolvimento valeu a w:Fritz Haber o w:Prémio Nobel da Química de 1919) é o mais importante método de obtenção da amônia. Neste processos os gases nitrogênio e hidrogênio são combinados diretamente a uma pressão de 20 MPa e temperatura de 500°C, utilizando o ferro como catalisador:

N2 + 3 H2 → 2 NH3

Para a produção da amônia, o nitrogênio é obtido do ar atmosférico e o hidrogênio a partir do gás natural.

Aplicações[editar | editar código-fonte]

Muito usado em ciclos de compressão (refrigeração) devido ao seu elevado calor de vaporização e temperatura crítica. Também é utilizado em processos de absorção em combinação com a água.

O amoníaco e seus derivados ureia, nitrato de amônio e outros são usados na agricultura como fertilizantes. Também é componente de vários produtos de limpeza.

Meio ambiente[editar | editar código-fonte]

O amoníaco é facilmente biodegradável. As plantas o absorvem com muita facilidade, sendo um nutriente muito importante como fornecedor de nitrogênio. Em concentrações muito altas na água de consumo pode causar danos graves, já que o amoníaco interfere no transporte do oxigênio pela hemoglobina.

Nitrato de amônia[editar | editar código-fonte]

Nitrato de amônia é utilizado como adubo, e também na fabricação de explosivos, os chamados ANFOS, que possuem grande poder destrutivo.

Sua fórmula molecular é: (NH4)+(NO3)-.

Uma de suas particularidades agronômicas é que detém ao mesmo tempo duas formas de fornecimento de nitrogênio ao solo, a nítrica (NO32-), e a amoniacal (NH4+). Como a forma amoniacal tem carga elétrica positiva (+), pode se ligar aos colóides do solo, principalmente nas argilas, pois as mesmas tem cargas elétricas negativas. O mesmo não ocorre com a forma nítrica que tem carga elétrica negativa (-), não sendo portanto absorvida pelas argilas, podendo sofrer o processo de perda chamado lixiviação ou percolação, que é transporte às camadas mais profundas dos solos, escapando assim da ação absorvedora das raízes das plantas.

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Carbono

O carbono (do latim carbo, carvão) é um elemento químico (símbolo C) de número atômico 6 (6 prótons e 6 nêutrons) com massa atómica 12 u, e sólido a temperatura ambiente. Dependendo das condições de formação pode ser encontrado na natureza em diversas formas alotrópicas, carbono amorfo e cristalino em forma de grafite ou diamante.

O carbono é o pilar básico da química orgânica e faz parte de todos os seres vivos. São conhecidos cerca de 10 milhões de compostos de carbono.

Características[editar | editar código-fonte]

O carbono é um elemento notável por várias razões. Suas formas alotrópicas incluem, surpreendentemente, uma das substâncias mais frágeis (o grafite) e uma das mais duras (o diamante) e do o ponto de vista econômico um dos materiais mais baratos (o carvão) e um dos mais caros (o diamante).

Mais ainda: apresenta uma grande afinidade para combinar-se quimicamente com outros átomos pequenos, incluindo átomos de carbono que podem formar largas cadeias. O seu pequeno raio atómico permite-lhe formar cadeias múltiplas; assim, com o oxigênio forma o dióxido de carbono, vital para o crescimento das plantas (ver ciclo do carbono); com o hidrogênio forma numerosos compostos denominados, genericamente, hidrocarbonetos, essenciais para a indústria e o transporte na forma de combustíveis fósseis. Combinado com ambos forma uma grande variedade de compostos como, por exemplo, os ácidos graxos, essenciais para a vida, e os ésteres que dão sabor às frutas. Além disso, fornece, através do ciclo carbono-nitrogênio, parte da energia produzida pelo Sol e outras estrelas.

Aplicações[editar | editar código-fonte]

O principal uso industrial do carbono é como componente de hidrocarbonetos, especialmente os combustíveis fósséis petróleo e gás natural; do primeiro se obtêm por destilação nas refinarias gasolinas, querosene e óleos e, ainda, é usado como matéria-prima para a obtenção de plásticos, enquanto que o segundo está se impondo como fonte de energia por sua combustão mais limpa. Outros usos são:

  • O isótopo carbono-14, descoberto em 27 de fevereiro de 1940, é usado na datação radiométrica.
  • O grafite combinado com argila é usado para fabricar a parte interna dos lápis.
  • O diamante é empregado como material de corte e para a produção de jóias.
  • Como elemento de liga principal dos aços.
  • Em varetas de proteção de reatores nucleares.
  • O carbono ativado se emprega em sistemas de filtração e purificacão da água.
  • O Carbono-11, radioativo, é usado no exame PET em medicina nuclear.
  • Em água, o carbono forma ácido carbônico ( H2CO3 ) — as bolhas de muitos refrigerantes.

As propriedades químicas e estruturais dos fulerenos, na forma de nanotubos, prometem usos futuros no campo da nanotecnologia.

Obtenção[editar | editar código-fonte]

O carbono foi descoberto na pré-história e era conhecido na antiguidade, sendo obtido da combustão incompleta de materiais orgânicos.

Em combinacão com outros elementos, o carbono se encontra na atmosfera terrestre e dissolvido na água, e acompanhado de menores quantidades de cálcio, magnésio e ferro forma enormes massas rochosas (calcita, dolomita, mármore, etc.).

O grafite se encontra em grandes quantidades nos Estados Unidos, Rússia, México, Groelândia e Índia.

Os diamantes naturais se encontram associados a rochas vulcânicas (kimberlita e lamproíta). Os maiores depósitos de diamantes se encontram no continente africano (África do Sul, Namíbia, Botswana, República do Congo e Serra Leoa}. Existem também depósitos importantes no Canadá, Rússia, Brasil e Austrália.

Os animais ao respirarem tomam oxigênio (O2) da atmosfera e o devolvem na forma de dióxido de carbono (CO2). Por outro lado, as plantas retiram este gás do ar e o utilizam na fotossíntese. Este processo denominado ciclo do carbono é vital para a manutenção da vida na Terra.

Alguns importantes minerais, como a calcita são carbonatos.

Outros óxidos são o monóxido de carbono (CO) e o raro subóxido de carbono (C3O2). O monóxido se forma durante a combustão incompleta de materiais orgânicos, é incolor e inodoro. Como a molécula de CO contém uma tripla ligação, é muito polar, manifestando uma acusada tendência a unir-se a hemoglobina, o que impede a ligação do oxigênio. Diz-se, por isso, que é um asfixiante de substituição.

O íon cianeto, ( CN- ), tem uma estrutura similar e se comporta como os íons haletos. O carbono, quando combinado com hidrogênio, forma carvão, petróleo e gás natural que são chamados de hidrocarbonetos.

Com metais, o carbono forma tanto carbetos como acetiletos, ambos muito ácidos. Apesar de ter uma eletronegatividade alta, o carbono pode formar carbetos covalentes, como é o caso do carbeto de silicio (SiC), cujas propriedades se assemelham às do diamante.

Implicações ambientais[editar | editar código-fonte]

Os compostos de carbono têm uma ampla variação de toxicidade. O monóxido de carbono, presente nos gases de escape dos motores de combustão e o cianógeno (CN) são extremadamente tóxicos. Os gases orgânicos eteno, etino e metano são explosivos e inflamáveis em presença de ar. Muitos outros compostos orgânicos não são tóxicos, pelo contrário, são essenciais para a vida.

O CO2, mantido em determinadas quantidades no ar atmosférico, é um dos gases responsáveis pela manutenção da temperatura terrestre. Sem este gás a Terra seria um bloco de gelo. Por outro lado, um excesso de CO2 impede a saída de calor da atmosfera, provocando um aquecimento do planeta denominado efeito estufa.

Nas últimas décadas, devido à enorme queima de combustíveis fósseis, a quantidade de gás carbônico na atmosfera tem aumentado muito, contribuindo para o aquecimento do planeta.

Links[editar | editar código-fonte]

Ferro

Wikipedia
A Wikipédia tem mais sobre este assunto:
Ferro

O ferro (do latim ferrum) é um elemento químico , símbolo Fe , de número atômico 26 (26 prótons e 26 elétrons) e massa atômica 56 u. À temperatura ambiente, o ferro encontra-se no estado sólido.

É extraído da natureza sob a forma de minério de ferro que, depois de passado para o estágio de ferro-gusa, através de processos de transformação, é usado na forma de lingotes. Adicionando-se carbono dá-se origem a várias formas de aço.

Este metal de transição é encontrado no grupo 8 (8B) da Tabela Periódica. É o quarto elemento mais abundante da crosta terrestre (aproximadamente 5%) e, entre os metais, somente o alumínio é mais abundante.

É um dos elementos mais abundantes do Universo; o núcleo da Terra é formado principalmente por ferro e níquel (NiFe), e sua rotação gera o campo magnético terrestre.

O ferro tem sido historicamente importante, e um período da história recebeu o nome de Idade do ferro.

O ferro, atualmente, é utilizado extensivamente para a produção de aço, liga metálica fundamental na produção de ferramentas, máquinas, veículos de transporte (automóveis, navios, etc), como elemento estrutural (de pontes, edifícios, etc), e infinidade de outras aplicações.

Características principais[editar | editar código-fonte]

É um metal maleável, tenaz, de coloração cinza prateado apresentando propriedades magnéticas; é ferromagnético à temperatura ambiente.

É encontrado na natureza fazendo parte da composição de diversos minerais, entre eles muitos óxidos e raramente é encontrado livre. Para obter-se ferro no estado elementar, os óxidos são reduzidos com carbono, e imediatamente são submetidos a um processo de refinação para retirar as impurezas.

Fundamentalmente é empregado na produção de aço, que é uma liga metálica de ferro com outros elementos, tanto metálicos quanto não metálicos, que conferem propriedades distintas ao material.

Apresenta diferentes formas estruturais dependendo da temperatura:

  • Ferro α: É o que se encontra na temperatura ambiente, até os 788 °C. A estrutura cristalina é uma rede cúbica centrada no corpo e é ferromagnético.
  • Ferro β: 788 °C - 910 °C. Tem o mesmo sistema cristalino que o α, porém passa a ser paramagnético.
  • Ferro γ: 910 °C - 1400 °C; apresenta uma rede cúbica centrada nas faces.
  • Ferro δ: 1400 °C - 1539 °C; volta a apresentar uma rede cúbica centrada no corpo.

Abundância e obtenção[editar | editar código-fonte]

É o metal de transição mais abundante da crosta terrestre, e quarto de todos os elementos. Também abunda no Universo, havendo-se encontrados meteoritos que contêm este elemento. O ferro é encontrado em numerosos minerais, destacando-se:

A hematita (Fe2O3), a magnetita (Fe3O4), a limonita (FeO(OH)), a siderita (FeCO3), a pirita (FeS2) e a ilmenita (FeTiO3).

Pode-se obter o ferro a partir dos óxidos com maior ou menor teor de impurezas. Muitos dos minerais de ferro são óxidos.

A redução dos óxidos para a obtenção do ferro é efetuada em alto forno. Nele são adicionados os minerais de ferro, em presença de coque, e carbonato de cálcio, CaCO3 , que atua como escorificante.

No alto forno ocorrem as seguintes reações:

  • Formação de gases (óxidos de carbono):

O coque reage com o oxigênio produzindo gás carbônico (dióxido de carbono):

C + O2 → CO2

O dióxido de carbono reduz-se formando monóxido de carbono:

CO2 + C → 2CO

Num processo contrário, o monóxido pode oxidar-se com oxigênio reproduzindo o gás carbônico:

2CO + O2 → 2CO2

O processo de oxidação do coque com oxigênio libera energia. Na parte inferior do alto forno a temperatura pode alcançar 1900 °C .

  • Redução dos minerais que são óxidos:

Inicialmente, os óxidos de ferro são reduzidos na parte superior do alto forno, parcial ou totalmente, com o monóxido de carbono, já produzindo ferro metálico. Exemplo: redução da magnetita:

Fe3O4 + 3CO → 3FeO + CO2
FeO + CO → Fe + CO2

Posteriormente, na parte inferior do alto forno, onde a temperatura é mais elevada, ocorre a maior parte da redução dos óxidos com o coque (carbono):

Fe3O4 + C → 3FeO + CO

O carbonato de calcio se decompõe:

CaCO3 → CaO + CO2

e o dióxido de carbono é reduzido com o coque a monóxido de carbono, como visto acima.

Na parte mais inferior do alto forno ocorre a carburação:

3Fe + 2CO → Fe3C + CO2
  • Processos de enriquecimento:

Finalmente ocorre a combustão e a desulfuração (eliminação do enxofre) devido à injeção de ar no alto forno, e por último são separadas as frações: a escória do ferro fundido, que é a matéria-prima empregada na indústria.

O ferro obtido pode conter muitas impurezas não desejáveis, sendo necessário submetê-lo a um processo de refinação.

Em 2000, os cinco maiores países produtores de ferro eram a China, o Brasil, a Austrália, a Rússia e a Índia, com 70% da produção mundial.

Compostos[editar | editar código-fonte]

  • Os estados de oxidação mais comuns são +2 e +3. Os óxidos de ferro mais conhecidos são o óxido de ferro II, FeO, o óxido de ferro III, Fe2O3, e o óxido misto Fe3O4. Forma numerosos sais e complexos com estes mesmos estados de oxidação. O hexacianoferrato II de ferro III, usado em pinturas, é conhecido como azul da Prússia ou azul de Turnbull.
  • São conhecidos compostos de ferro com estados de oxidação +4, +5 e +6, porém são pouco comuns. No ferrato de potássio, K2FeO4, usado como oxidante, o ferro apresenta estado de oxidação +6. O estado de oxidação +4 é encontrados em poucos compostos e também em alguns processos enzimáticos.
  • O Fe3C é conhecido como cementita, contém 6,67 % em carbono. O ferro α é conhecido como ferrita, e a mistura de ferrita e cementita é denominada perlita ou ledeburita, dependendo do teor de carbono. A austenita é o ferro γ.

Papel biológico[editar | editar código-fonte]

O ferro é encontrado em praticamente todos os seres vivos e cumpre numerosas e variadas funções.

  • Existem diferentes proteínas que contêm o grupo hemo, que consiste na ligação da porfirina com um átomo de ferro. Alguns exemplos:
    • A hemoglobina e a mioglobina. A primeira transporta oxigênio, O2, e a segunda o armazena.
    • Os citocromos reduzem o oxigênio em água. Os citocromos P450 catalisam a oxidação de compostos hidrofóbicos, como fármacos ou drogas, para que possam ser excretados, e participam na síntese de diversas moléculas.
    • As peroxidases e catalases catalisam a oxidação de peróxidos, H2O2, que são tóxicos.
  • As proteínas de ferro/enxofre (Fe/S) participam em processos de transferência de elétrons.
  • Também é possível encontrar proteínas onde os átomos de ferro se enlaçam entre si através de pontes de oxigênio. São denominadas proteínas Fe-O-Fe. Alguns exemplos:
    • As bactérias metanotróficas, que usam o metano, CH4, como fonte de energia e de carbono, usam proteínas deste tipo, chamadas monooxigenases, para catalisar a oxidação do metano.
    • A hemeritrina transporta oxigênio em alguns organismos marinhos.
    • Algumas ribonucleótideo redutases contêm ferro. Catalisam a formação de desoxinucleótideos.
  • Os animais para transportar o ferro dentro do corpo empregam proteínas chamadas transferrinas. Para armazená-lo empregam a ferritina e a hemosiderina.

Tanto o excesso como a deficiência de ferro podem causar problemas no organismo. O envenenamento por ferro é chamado de hemocromatose. Nas transfusões de sangue são usados ligantes que formam com o ferro complexos de alta estabilidade, evitando que ocorra uma queda demasiada de ferro livre. Estes ligantes são conhecidos como sideróforos. Muitos organismos empregam estes sideróforos para captar o ferro que necessitam. Também podem ser empregados como antibióticos, pois não permitem ferro livre disponível.

Hidrogênio

Hidrogênio O hidrogênio é um elemento químico de símbolo H, número atômico 1 (1 próton e 1 elétron) e com massa atómica 1 u. Na temperatura ambiente é um gás diatômico (H2), inflamável, incolor e inodoro.

O hidrogênio é o elemento químico mais abundante do Universo, existindo nas estrelas em grande quantidade no estado de plasma. Aparece também em milhões de substâncias, como por exemplo na água e nos compostos denominados orgânicos, e é capaz de reagir com a maioria dos elementos.

O núcleo do isótopo menos abundante é formado por um único próton e nenhum neutron. Entretanto, existem outros dois isótopos: o deutério, que tem um neutron e o trítio que tem dois. Em 2001 e 2003 foram criados, respectivamente, os isótopos 5H e 7H.

Obtenção[editar | editar código-fonte]

A fonte mais comum de hidrogênio na Terra é a água, composta por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio (H2O). Outra fonte importante são as substâncias formadas principalmente de carbono e hidrogênio que são os compostos orgânicos, incluindo todas as formas de vida conhecidas, os combustíveis fósseis e o gás natural. O metano, produto da decomposição orgânica, está adquirindo uma crescente importância como fonte de hidrogênio.

O hidrogênio pode ser obtido de várias formas:

  • Eletrólise da água; atualmente se investiga a fotólise da água.
  • Reação de hidrocarbonetos com vapor de água.
  • Ataque a metais com hidróxido de sódio, potássio.
  • Ataque a metais (Zn e Al) com ácidos sulfúrico ou clorídrico.

Pesquisadores investigam outros métodos para a obtenção do hidrogênio, como a intervenção de algas verdes.

Aplicações[editar | editar código-fonte]

Industrialmente são necessárias grandes quantidades de hidrogênio, principalmente no processo de Haber, para a obtenção de Amônia, na hidrogenação de graxas e azeites, e na obtenção de metanol. Outros usos que podem-se citar são:

  • Produção de ácido clorídrico.
  • Combustível para foguetes.
  • Redução de minerais metálicos.
  • O hidrogênio líquido apresenta aplicações em criogenia e supercondutividade.
  • Devido a sua leveza era usado como gás de enchimento de balões e dirigíveis; após o desastre do dirigível Hindenburg abandonou-se seu uso devido sua grande inflamabilidade.
  • O trítio é produzido nas reações nucleares e é empregado na construção de bombas de hidrogênio. Também se utiliza como fonte de radiação em pinturas luminosas e como marcador nas ciências biológicas.
  • O deutério possui aplicações nucleares como moderador, como constituinte da água pesada.

O hidrogênio pode ser usado em motores de combustão interna. Células de combustível em desenvolvimento parecem que serão capazes de oferecer uma alternativa limpa e econômica aos motores de combustão interna.

Implicações ambientais[editar | editar código-fonte]

O hidrogênio é um gás extremamente inflamável. Reage violentamente com o flúor e o cloro, especialmente com o primeiro, com o qual a reação é tão rápida e imprevisível que não se pode controlar. Também é perigosa sua despressurização rápida, já que diferentemente dos outros gases, a sua expansão acima de -40ºC ocorre com aquecimento, podendo inflamar-se. A água pesada é tóxica.

Nitrogênio

O nitrogênio é um elemento químico com símbolo N, número atômico 7 (7 prótons e 7 elétrons) e massa atómica 14 u. Nas condições ambientais é encontrado no estado gasoso e forma cerca de 78% do ar atmosférico.

Ao contrário do carbono e do oxigênio, o nitrogênio é muito pouco reativo do ponto de vista químico, e apenas certas bactérias e algas azuis possuem a capacidade de assimilar o nitrogênio da atmosfera e convertê-lo numa forma que pode ser usada pelas células. (A deficiência de nitrogênio utilizável constitui muitas vezes, o principal fator limitante do crescimento vegetal.)

Características[editar | editar código-fonte]

É um gás inerte, não-metal, incolor, inodoro e insípido, constituindo aproximadamente 4/5 partes da composição do ar atmosférico, não participando da combustão e nem da respiração. Tem uma elevada eletronegatividade (3 na escala de Pauling) e 5 elétrons no nível mais externo (camada de valência), comportando-se como trivalente na maioria dos compostos que forma. Condensa a 77 K e solidifica a 63 K usado, comumentemente, em aplicações criogênicas.

Aplicações[editar | editar código-fonte]

A mais importante aplicação comercial do nitrogênio é na obtenção da Amônia pelo processo Haber. A amônia é usada, posteriormente, para a fabricação de fertilizantes e ácido nítrico.

O nitrogênio também é usado, devido a sua baixa reatividade, como atmosfera inerte em tanques de armazenamento de líquidos explosivos, durante a fabricação de componentes eletrônicos (transistores, diodos, circuitos integrados, etc.) e na fabricação do aço inoxidável.

O nitrogênio líquido, obtido pela destilação do ar líquido, é usado em criogenia, para o congelamento e transporte de alimentos, conservação de corpos, células reprodutivas (sêmen e óvulos) e outros tipos de amostras biológicas.

Entre os sais do ácido nítrico estão incluídos importantes compostos como o nitrato de potássio (nitro ou salitre empregado na fabricação de pólvora) e o nitrato de amônio como fertilizante.

Os compostos orgânicos de nitrogênio como a nitroglicerina e o Trinitrotolueno (TNT) são muito explosivos. A hidrazina e seus derivados são usados como combustível em foguetes.

Importância biológica[editar | editar código-fonte]

O nitrogênio é componente essencial dos aminoácidos e dos ácidos nucléicos, vitais para os seres vivos. As leguminosas são capazes de absorver o nitrogênio diretamente do ar, sendo este transformado em amoníaco e logo, em nitratos por bactérias que vivem em simbiose nas raízes das plantas. O nitrato é posteriormente utilizado pela planta para formar o grupo amino dos aminoácidos das proteínas que, finalmente, se incorporam a cadeia trófica.

Implicações ambientais[editar | editar código-fonte]

Os fertilizantes nitrogenados são uma importante fonte de contaminação do solo e das águas. Os composto que contém íon cianeto formam sais extremadamente tóxicos e são mortais para numerosos animais, entre eles, os mamíferos.

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

Oxigênio

O oxigênio é um elemento químico de símbolo O, número atômico 8 (8 prótons e 8 elétrons) com massa atômica 16 u.

Na sua forma molecular, O2, a temperatura ambiente, é um gás incolor, insípido, inodoro, comburente (mas não combustível), e pouco solúvel em água.

Representa aproximadamente 20% da composição da atmosfera terrestre. É um dos elementos mais importantes da química orgânica, participando de maneira relevante no ciclo energético dos seres vivos, sendo essencial na respiração celular dos organismos aeróbicos.

Existe, também, uma forma molecular formada por três átomos de oxigênio, O3, denominada ozônio, cuja presença na atmosfera protege a Terra da incidência de radiação ultravioleta procedente do Sol.

Um átomo de oxigênio combinado com dois de hidrogênio forma uma molécula de água.

Aplicações[editar | editar código-fonte]

A principal utilização do oxigênio é como oxidante devido a sua elevada eletronegatividade, superada somente pela a do flúor.

A reação instantânea do oxigênio com uma substância é combustão; o fogo é uma reação de oxidação. O oxigênio não é um combustível e sim um comburente; outro comburente importante é o cloro. O oxigênio líquido é usado como comburente nos motores de propulsão dos foguetes.

Outras aplicações industriais são na soldadura, na fabricação de aço e metanol.

A medicina usa o oxigênio administrando-o como suplemento em pacientes com dificuldades respiratórias. Também é engarrafado para ser respirado em diversas práticas desportivas como, por exemplo, o mergulho, ou em atividades profissionais para acessar a locais de pouca ou nenhuma ventilação, ou em atmosferas contaminadas.

Quando inalado em alta concentração, o oxigênio provoca uma resposta de euforia; assim, no século XIX era utilizado, em mistura com o óxido nitroso, como analgésico. Esta mistura ressurgiu recentemente para evitar a dor em tratamentos dentários.

Obtenção[editar | editar código-fonte]

O oxigênio é o elemento mais abundante da crosta terrestre (estimado em 46,7%) e, dos oceanos (em torno de 87%, como componente da água). É o segundo em abundância na atmosfera (cerca de 20%).

Os óxidos de metais, silicatos (SiO44-) e carbonatos (CO32-) são encontrados com frequência em rochas e no solo. Na atmosfera existe como oxigênio molecular, O2, dióxido de carbono (CO2) e, em menor proporção, como monóxido de carbono (CO), ozônio (O3), dióxido de nitrogênio (NO2), monóxido de nitrogênio (NO), dióxido de enxofre (SO2) e outros.

Nos planetas exteriores mais afastados do Sol e em cometas se encontra água congelada e outros compostos de oxigênio. Por exemplo, no planeta Marte há dióxido de carbono congelado.

Ação biológica[editar | editar código-fonte]

O oxigênio respirado pelos organismos aeróbicos, liberado pelas plantas no processo de fotossíntese, participa na conversão de nutrientes em energia intracelular.

A redução do nível de oxigênio provoca a hipoxemia e, a falta total ocasiona a anoxia, podendo provocar a morte do organismo.

A hemoglobina é o pigmento que dá a cor aos glóbulos vermelhos (eritrócitos) e tem a função vital de distribuir o oxigênio pelo organismo.

Ligações externas[editar | editar código-fonte]