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Introdução à Química

Introdução

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

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

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

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

• CHAGAS, A. P. As ferramentas do químico. QNEsc, n° 5, maio/1997. http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc05/conceito.pdf. Acesso em 27 de março de 2009.

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 ascenção da Alquimia

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Conceitos introdutórios

Introdução à Química/Conceitos introdutórios

A matéria

Introdução à Química/A matéria

Propriedades dos materiais

Introdução à Química/Propriedades dos materiais

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.

Substâncias puras e misturas

Introdução à Química/Substâncias puras e misturas

Estados físicos da matéria

Introdução à Química/Estados físicos da matéria

Determinando uma substância pura

Introdução à Química/Determinando uma substância pura

Alotropia de elementos

Introdução à Química/Alotropia de elementos

Fenômenos físicos e fenômenos químicos

Introdução à Química/Fenômenos físicos e fenômenos químicos

Separação de componentes das misturas

Introdução à Química/Separação de componentes das misturas

A descoberta do átomo

Introdução à Química/A descoberta do átomo

Características dos átomos

Átomo

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 subatómicas. 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

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)

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)

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

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 atómico 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

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

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 indivisa 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

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

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

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

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

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 Thomsom estão em sua obra Conduction of Electricity Through Gases (1903; Condução de eletricidade através dos gases).

O modelo de Rutherford

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 radioactivas. 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

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

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 Dalton

Introdução à Química/Modelo de Dalton

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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Modelo de Bohr

Introdução à Química/Modelo de Bohr

Modelo atômico atual

Introdução à Química/Modelo atômico atual

Distribuição de elétrons nos orbitais

Introdução à Química/Distribuição de elétrons nos orbitais

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)
   2. FeSO₄ (sulfato de ferro)
   3. AgNO₃ (nitrato de prata)
   4. Al₂(SO₄)₃ (sulfato de alumínio)
   5. CaCO₃ (carbonato de cálcio)
   6. C₃H₈ (propano)
   7. NH₃ (amônia ou amoníaco)
   8. Al₂S₃ (sulfeto de alumínio)

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

Pontuação actual: 0 certas em 0

Classificação periódica dos elementos

Introdução à Química/Classificação periódica dos elementos

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.

Períodos

Introdução à Química/Períodos

Colunas

Introdução à Química/Colunas

Configurações eletrônicas

Introdução à Química/Configurações eletrônicas

Propriedades da matéria

Raio Atômico:

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: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: 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 Atomico:

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):

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)

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 Eletropositividade é a capacidade de um átomo perder elétrons, originando cátions. Os metais apresentam elevadas eletro positividades, 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 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.

Tipos de elementos

Introdução à Química/Tipos de elementos

Classificação periódica dos elementos/Exercícios

Estes exercícios devem ser feitos com consulta à Tabela periódica dos maus elementos.

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

Pontuação actual: 0 certas em 0

Ligações químicas

Introdução à Química/Ligações químicas

Características iônicas e covalentes das ligações químicas

Introdução à Química/Características iônicas e covalentes das ligações químicas

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 perdidada 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 âninon	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

• 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

• 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

• 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 simplismente 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

• Química: Substâncias iônicas/Exercícios

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Ligação covalente

Introdução à Química/Ligação covalente

Ligação dativa

Introdução à Química/Ligação dativa

Ressonância

Introdução à Química/Ressonância

Geometria molecular

Introdução à Química/Geometria molecular

Polaridade

Introdução à Química/Polaridade

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").

Força de atração

Introdução à Química/Força de atração

Cristais sólidos

Introdução à Química/Cristais sólidos

Forças de mudança de estado

Introdução à Química/Forças de mudança de estado

Reações químicas

Uma reação química é uma transformação de determinados compostos químicos chamados reagentes noutros compostos químicos chamados produtos, com conservação dos elementos químicos inciais. 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

Mudança de Cor

TO-DO

Formação/desaparecimento de sólidos numa solução

TO-DO

Absorção/liberação de energia

TO-DO

Desprendimento de gases

TO-DO

Tipos de reação

Introdução à Química/Tipos de reação

Equações químicas

Introdução à Química/Equações químicas

Ligações químicas/Exercícios

Introdução à Química/Ligações químicas/Exercícios

Ácidos e bases

Definição

Bases

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

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

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

• 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

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

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

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

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.

Ácidos e bases de Arrenius

Introdução à Química/Ácidos e bases de Arrenius

Ácidos e bases de Bronsted-Lowry

Introdução à Química/Ácidos e bases de Bronsted-Lowry

Pares ácido e base conjugados

Introdução à Química/Pares ácido e base conjugados

Força relativa dos ácidos e bases

Introdução à Química/Força relativa dos ácidos e bases

Reações de hidrólise

Introdução à Química/Reações de hidrólise

Força do ácido e estrutura

Introdução à Química/Força do ácido e estrutura

Ácidos e bases de Lewis

Introdução à Química/Ácidos e bases de Lewis

Funções inorgânicas

Introdução à Química/Funções inorgânicas

Número de oxidação

Introdução à Química/Número de oxidação

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

+1 (Monopositivos)

Li-Lítio

Na-Sódio

K-Potássio

Rb-Rubídio

Cs-Césio

Ag-Prata

NH4-Amônio

H3O-

+2 (Dipositivos)

Be-Berílio

Mg-Magnésio

Ca-Cálcio

Sr-Estrôncio

Ba-Bário

Ra-Rádio

Zn-Zinco

+3 (Tripositivos)

Al-Alumínio Sc-Escândio

+1 e +2 (Mono e Dipositivos)

Cu-Cobre

Hg-Mercúrio

+2 e +3 (Di e Tripositivos)

Fe-Ferro

Co-Cobalto

Ni-Níquel

+1 e +3 (Mono e Tripositivos)

Au-Ouro

+2 e +4 (Di e Tetrapositivos)

Sn-Estanho

Pb-Chumbo

Pt-Platina

ânions

Monovalentes (–1)

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)

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)

N-Nitreto

PO4-Ortofosfato (fosfato)

AsO4-Arsenato

[Fe(CN)6]-Ferricianeto

Tetravalentes (– 4)

P2O7-Pirofosfato

SiO4-Ortossilicato

[Fe(CN)6]-Ferrocianeto

[As2(O)7]- Piroarseniato

Óxidos

Introdução à Química/Óxidos

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

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

• hidróxido de sódio - NaOH
• hidróxido de cálcio - Ca(OH)₂
• hidróxido de magnésio - Mg(OH)₂
• hidróxido de alumínio - Al(OH)₃
• hidróxido de ferro(II) ou hidróxido ferroso - Fe(OH)₂
• hidróxido de ferro(III) ou hidróxido férrico - Fe(OH)₃

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 H_nX, 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

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

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

Fortes	Moderado	Fracos
HCl, HBr, HI	HF	demais

Exemplos

• ácido fluorídrico - HF
• ácido bromídrico - HBr
• ácido sulfídrico - H₂S

Oxiácidos

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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).

Sais

Introdução à Química/Sais

Hidretos

Introdução à Química/Hidretos

Aplicações de ácidos, bases, sais e óxidos

Ácido clorídrico

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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

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

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

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

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

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

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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).

Massa molar

Introdução à Química/Massa molar

Massa atômica e molecular

Introdução à Química/Massa atômica e molecular

Fórmula percentual

Introdução à Química/Fórmula percentual

Fórmula empírica

Introdução à Química/Fórmula empírica

Volume molar de gases

Introdução à Química/Volume molar de gases

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

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.

Teoria cinética dos gases

Introdução à Química/Teoria cinética dos gases

Mudança de estado de sistema gasoso

Introdução à Química/Mudança de estado de sistema gasoso

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:

• $P\!$ = Pressão
• $V\!$ = Volume
• $n\!$ = Moles de gás.
• $R\!$= Constante universal dos gases perfeitos
• $T\!$ = Temperatura em Kelvin.

Pressão parcial

Introdução à Química/Pressão parcial

Vapor de água na atmosfera

Introdução à Química/Vapor de água na atmosfera

Movimento browniano

Introdução à Química/Movimento browniano

Soluções

Introdução à Química/Soluções

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.

Classificação das soluções

Introdução à Química/Classificação das soluções

Solubilidade

Introdução à Química/Solubilidade

Concentração de uma solução

Introdução à Química/Concentração de uma solução

Diluição

Introdução à Química/Diluição

Mistura de soluções

Introdução à Química/Mistura de soluções

Volumetria

Introdução à Química/Volumetria

Propriedades coligativas

Introdução à Química/Propriedades coligativas

Pressão de vapor

Introdução à Química/Pressão de vapor

Tonoscopia

Introdução à Química/Tonoscopia

Temperatura de ebulição

Introdução à Química/Temperatura de ebulição

Ebulioscopia

Introdução à Química/Ebulioscopia

Temperatura de congelamento

Introdução à Química/Temperatura de congelamento

Crioscopia

Introdução à Química/Crioscopia

Diagrama de fases

Introdução à Química/Diagrama de fases

Efeito coligativo em soluções iônicas

Introdução à Química/Efeito coligativo em soluções iônicas

Osmose

Introdução à Química/Osmose

Umidade relativa do ar

Introdução à Química/Umidade relativa do ar

Termoquímica

Introdução à Química/Termoquímica

Formas de energia

Introdução à Química/Formas de energia

Primeira lei da termodinâmica

Introdução à Química/Primeira lei da termodinâmica

Entropia

Introdução à Química/Entropia

Variação de entropia

Introdução à Química/Variação de entropia

Entalpia

Introdução à Química/Entalpia

Estado padrão

Introdução à Química/Estado padrão

Diagrama de entalpia

Introdução à Química/Diagrama de entalpia

Entalpia de reação

Transformações químicas e energia térmica

Entalpia

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 directamente 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

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

Energia de ligação

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Cálculo da variação de entalpia da reação

Introdução à Química/Cálculo da variação de entalpia da reação

Ciclo de Born-Haber

Introdução à Química/Ciclo de Born-Haber

Entalpia de ligação

Introdução à Química/Entalpia de ligação

Entalpia em forma alotrópicas

Introdução à Química/Entalpia em forma alotrópicas

Energia livre

Introdução à Química/Energia livre

Espontaniedade de uma reação

Introdução à Química/Espontaniedade de uma reação

Cinética química

Introdução à Química/Cinética química

Energia das partículas

Introdução à Química/Energia das partículas

Energia de ativação

Introdução à Química/Energia de ativação

Rapidez de reações químicas

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

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Fatores que influenciam a rapidez da reação

Os fatores que influenciam na velocidade de uma reação são: a temperatura, a superfície de contato, a concentração de reagentes,presença de catalisador e a pressão.

A cinética química é uma ciência que estuda a velocidade das reacções químicas e os fatores que a influenciam. A velocidade da reacção recebe geralmente o nome de taxa de reacção. A taxa de reacção está relacionada com as concentrações dos reagentes, o estado particular dos reagentes (estado físico, estado nascente dos gases, estado cristalino ou amorfo dos sólidos, do fato dos reagentes estarem ou não em solução e neste caso a natureza do solvente irá influir na velocidade da reação), a temperatura, a eletricidade, a luz, a pressão, a presença de catalisadores e dos produtos de reação.

Sua importância é muito ampla, já que se relaciona com temas como, por exemplo, a rapidez com que um medicamento atua no organismo ou com problemas industriais, tais como a descoberta de catalisadores para acelerar a síntese de algum produto novo.

Temperatura

Quanto maior a temperatura, maior será a velocidade da reação, para reações endotérmicas.A influência da temperatura na velocidade de uma transformação química pode ser analisada observando o comportamento das moléculas reagentes. Aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética das moléculas, ou seja, aumentar a velocidade das moléculas. Aumentado a velocidade do movimento, aumenta o número de choques e evidentemente o aumento da velocidade da reação. Em vista disso, durante o século XIX, o cientista Van't Hoff enunciou a lei de que a cada 10°C elevados na temperatura de uma reação, a velocidade da mesma duplica. Muitas reações obedecem esta regra, no entanto, quando os reagentes são gases, a velocidade pode até triplicar.

Superfície de contato

Nos reagentes sólidos, quanto maior for a superfície de contato, maior será a velocidade da reação. Podemos observar que a reação de decomposição de um comprimido efervescente é mais lenta do que se esse comprimido estivesse na forma de pó. Podemos dizer que quando menor forem as partículas da reação, mais rápida será a reação.

Concentração

A velocidade de uma reação depende da concentração dos reagentes, pois ela está relacionada com o número de choques entre as moléculas, de forma que, quanto maior a concentração dos reagentes, maior será o número de colisões e consequentemente, maior será a velocidade da reação. Aumentar o número de concentração nos reagentes em uma reação significa aumentar a quantidade de reagente por unidade de volume. Quando maior for o número de partículas nos reagentes, maior será o número de choques entre elas. Com o aumento do número de choques aumentará a velocidade da reação.

Catalisador

Um catalisador é tudo aquilo que facilita reações químicas sem nelas participar, como enzimas ou sais minerais ionizados. Um catalisador é uma substância que afeta a velocidade de uma reação, mas emerge do processo inalterada. Um catalisador normalmente muda a velocidade de reação, promovendo um caminho molecular diferente (mecanismo) para a reação. Por exemplo, hidrogênio e oxigênio gasosos são virtualmente inertes à temperatura ambiente, mas reagem rapidamente quando expostos à platina, que por sua vez é o catalisador da reação. Catálise, é a ocorrência e uso de catalisadores e processos catalíticos. Catalisadores químicos comerciais são extremamente importantes. Aproximadamente um terço de todo material do produto nacional bruto dos Estados Unidos envolve um processo catalítico em alguma etapa entre a matéria-prima e os produtos acabados. Como um catalisador torna possível a obtenção de um produto final por um caminho diferente (por exemplo, uma barreira de energia mais barata), ele pode afetar tanto o rendimento quanto a seletividade. Normalmente quando falamos a respeito de um catalisador, queremos nos referir àquele que aumenta a velocidade de reação, embora, estritamente falando, um catalisador pode tanto acelerar quanto desacelerar a formação de uma espécie de produto em particular. Um catalisador muda apenas a velocidade de uma reação; ele não afeta o equilíbrio. A catálise homogênea diz respeito a processos nos quais um catalisador está em solução com pelo menos um dos reagentes. A catálise heterogênea envolve mais de uma fase; normalmente o catalisador é sólido e os reagentes e produtos estão na forma líquida ou gasosa. O catalizador tem as seguintes características:

• aumenta a rapidez da reação;
• não sofre alteração química permanente;
• pode, eventualmente, participar de uma etapa da reação, mas é totalmente regenerado no final;
• não sofre alteração na sua quantidade;
• em geral, pequena quantidade de catalizador é suficiente para aumentar a rapidez da reação.

Existem substâncias que podem retardar uma reação quimica. São chamadas de inibidores(catalizadores negativos)

Pressão

Com o aumento da pressão, aumenta a probabilidade de ocorrerem colisões efetivas. E, conseqüentemente, aumenta a velocidade da reação.

Notar que a pressão só influencia quando tiver pelo menos uma substância gasosa como reagente, um aumento de pressão num sistema em reação implica um contato maior entre os reagente, pois o volume do sistema diminui, desse modo, haverá um número maior de partículas reagentes por unidade de volume ( a concentração aumenta), o que possibilita um maior número de colisões entre as partículas. Consequentemente a velocidade da reação se torna maior. O efeito da pressão é considerável apenas quando substâncias na fase de agregação gasosa participam da reação. Um exemplo é uso da panela de pressão para acelerar o cozimento dos alimentos. É importante lembrar que, para o fator pressão, ao menos um dos reagentes deve ser gasoso. O exemplo da panela de pressão tem influência da temperatura, além da pressão. Porém, os dois fatores juntos tendem a aumentar muito mais a velocidade da reação (cozimento).

Colisões de partículas

Introdução à Química/Colisões de partículas

Catalisador

Introdução à Química/Catalisador

Mecanismo de reação

Introdução à Química/Mecanismo de reação

Lei de rapidez

Introdução à Química/Lei de rapidez

Rapidez média e instantânea

Introdução à Química/Rapidez média e instantânea

Equação de Arrhenius

Introdução à Química/Equação de Arrhenius

Meia-vida de reação

Introdução à Química/Meia-vida de reação

Reações em cadeia

Introdução à Química/Reações em cadeia

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

Equilíbrio dinâmico

Introdução à Química/Equilíbrio dinâmico

Constantes de equilíbrio

Introdução à Química/Constantes de equilíbrio

O princípio de Le Chatelier

Introdução à Química/O princípio de Le Chatelier

Equilíbrio e energia livre

Introdução à Química/Equilíbrio e energia livre

Equilíbrio iônico em soluções

Introdução à Química/Equilíbrio iônico em soluções

Eletrólitos

Introdução à Química/Eletrólitos

Constante de equilíbrio por produto de solubilidade

Introdução à Química/Constante de equilíbrio por produto de solubilidade

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

Introdução à Química/pH

Tampão

Introdução à Química/Tampão

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

Condução elétrica

Introdução à Química/Condução elétrica

Células eletroquímicas

Introdução à Química/Células eletroquímicas

Potencial de oxi-redução

Introdução à Química/Potencial de oxi-redução

Voltagem de uma célula

Introdução à Química/Voltagem de uma célula

Energia livre de uma célula

Introdução à Química/Energia livre de uma célula

Eletrólise

Introdução à Química/Eletrólise

Reações de eletrólise

Introdução à Química/Reações de eletrólise

Radioatividade

Introdução à Química/Radioatividade

Descobertas da radiação

Introdução à Química/Descobertas da radiação

Tipos de radiação

Introdução à Química/Tipos de radiação

Estabilidade radioativa

Introdução à Química/Estabilidade radioativa

Transmutações

Introdução à Química/Transmutações

Precipitação

Introdução à Química/Precipitação

Balanceamento de equações

Introdução à Química/Balanceamento de equações

Características gerais da 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.

Comparação entre compostos orgânicos e inorgânicos

Introdução à Química/Comparação entre compostos orgânicos e inorgânicos

Fórmulas

Introdução à Química/Fórmulas

Reações orgânicas

Principais tipos de reação

• 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

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

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

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

• Hidrogenação Catalítica
• Redução de Clemmensen

Esterificação

• Esterificação de Fisher

Hidrólise ácida e básica

• Saponificação

Ácido Graxo + Base ----> Éster + Sal

O átomo de Carbono

Introdução à Química/O átomo de Carbono

Ligações do carbono

Introdução à Química/Ligações do carbono

Cadeias carbônicas

Introdução à Química/Cadeias carbônicas

Classificação das cadeias carbônicas

Introdução à Química/Classificação das cadeias carbônicas

Funções orgânicas

Etileno

Acetileno

Álcool metílico

Álcool etílico

Formaldeído

Acetona

Lista de funções orgânicas

Introdução à Química/Lista de funções orgânicas

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).

Etileno

O etileno é o hidrocarboneto alceno mais simples, constituído por dois átomos de carbono e quatro de hidrogênio ( C₂H₄ ) . Existe uma ligação dupla entre os dois carbonos. A existência de uma ligação dupla significa que o etileno é um hidrocarboneto insaturado. Pela nomenclatura IUPAC recebe a denominação de eteno.

A molécula não pode rodar em torno da ligação dupla, e os seis átomos dispõem-se no mesmo plano. O ângulo das duas ligações carbono-hidrigênio é de 117º, muito próximo dos 120º preditos pela hibridização sp2 ideal.

É um gas incolor, odor etéreo, levemente adocicado que liquefaz a -103ºC e solidifica a -169ºC.

Acetileno

O acetileno conhecido pela nomenclatura IUPAC por etino é um hidrocarboneto da classe dos alcinos. É o alcino mais simples, constituido por dois carbonos e dois hidrogênios (C₂H₂). Os dois átomos de carbono estão ligados através de uma tripla ligação.

É um gás incolor, de odor agradável, que liquefaz a temperatura de -83ºC e solidifica a -85ºC. É muito instável , sob pequenas compressões se decompõem com muita facilidade liberando energia. É armazenado em cilindros de aço, sob pressão , dissolvido em acetona.

O acetileno foi descoberto por Edmund Davy em 1836 na Inglaterra. Berthelot foi o primeiro a sintetizá-lo através de um arco voltaico produzido entre eletrodos de grafite envolvidos numa atmosfera de hidrogênio:

2 C + H₂ ---> C₂H₂

Benzeno

Benzeno ou benzol é um líquido inflamável incolor com um aroma doce e agradável. Benzeno é conhecido como Carcinógeno. É um solvente e um precursor na produção de grande número de produtos químicos, plásticos, gasolina, borracha sintética e tintas. A benzina é um hidrocarboneto aromático gerada pelo benzeno mas é sintetizada de outros compostos, também presente no petróleo.

Tolueno

O tolueno ou metil benzeno é a materia prima a partir da qual se obtem derivados do benzeno, caprolactama, sacarina, medicamentos, corantes, perfumes, TNT, e detergentes. É adicionado aos combustíveis (como antidetonante) e como solvente para pinturas, revestimentos, borrachas, resinas, diluente em lacas nitrocelulósicas e em adesivos. É a materia prima na fabricação do fenol, benzeno, cresol e uma série de outras substâncias.

O tolueno é um líquido incolor com um odor característico. Ocorre na forma natural no petróleo e na árvore tolú. Também é produzido durante a manufatura da gasolina e de outros combustíveis a partir do petróleo crú e na manufatura do coque a partir do carvão.

Links

• http://pt.wikipedia.org/wiki/Etileno
• http://pt.wikipedia.org/wiki/Acetileno
• http://pt.wikipedia.org/wiki/Benzeno
• http://pt.wikipedia.org/wiki/Tolueno

Alcanos

Introdução à Química/Alcanos

Alquenos

Introdução à Química/Alquenos

Alceninos

Introdução à Química/Alceninos

Cicloalcanos

Introdução à Química/Cicloalcanos

Cicloalcenos

Introdução à Química/Cicloalcenos

Hidrocarbonetos aromáticos

Introdução à Química/Hidrocarbonetos aromáticos

Principais classes de compostos orgânicos

Hidrocarbonetos

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

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

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

Fórmula geral: R—O—R'.

Haletos de alquila

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

Aminas

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

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

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

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

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

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

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

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

H3C - CH2 - C = O
            |
            H
                                         

Propanal

Cetonas

Introdução à Química/Cetonas

Ácidos carboxílicos

Introdução à Química/Ácidos carboxílicos

Sais de ácidos carboxílicos

Introdução à Química/Sais de ácidos carboxílicos

Ésteres

Introdução à Química/Ésteres

Éteres

Introdução à Química/Éteres

Fenóis

Introdução à Química/Fenóis

Enóis

Introdução à Química/Enóis

Anidridos

Introdução à Química/Anidridos

Aminas

Introdução à Química/Aminas

Amidas

Introdução à Química/Amidas

Haletos orgânicos

Introdução à Química/Haletos orgânicos

Nitrilas

Introdução à Química/Nitrilas

Isonitrilas

Introdução à Química/Isonitrilas

Compostos sulfurados

Introdução à Química/Compostos sulfurados

Compostos orgânicos metálicos

Introdução à Química/Compostos orgânicos metálicos

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

Carboidratos

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

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: C_n(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

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

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.

Proteínas

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.

Ácidos Nucleicos

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

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

Polímeros de adição

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

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

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.

Macromoléculas

Introdução à Química/Macromoléculas

Polimerização

Introdução à Química/Polimerização

Estruturas e propriedades

Introdução à Química/Estruturas e propriedades

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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Isomeria estrutural

Introdução à Química/Isomeria estrutural

Isomeria geométrica

Introdução à Química/Isomeria geométrica

Isomeria óptica

Introdução à Química/Isomeria óptica

Reconhecendo isomeria óptica

Introdução à Química/Reconhecendo isomeria óptica

Reações de adição

Introdução à Química/Reações de adição