Características dos Metais

Líria Alves

Mercúrio: o único metal líquido.

Um metal pode ser definido como sendo um aglomerado de átomos com caráter metálico em que os elétrons da camada de valência fluem livremente.
A maioria dos metais é sólida à temperatura ambiente (25°C), com exceção do Mercúrio (Hg), que é o único metal encontrado na natureza no estado líquido, e possui cor prateada e um brilho característico denominado “aspecto metálico”. Os ametais são mais abundantes na natureza do que os metais, mas os metais de fato constituem a maioria da tabela periódica, os mais conhecidos são: ouro, ferro, prata, alumínio, cobre, zinco.
Uma liga metálica é uma mistura com propriedades específicas, que contém ao menos dois elementos metálicos. Exemplos de ligas: bronze (cobre e estanho, podendo conter outros elementos), duraluminio (alumínio e cobre, podendo conter outros elementos), latão (cobre e zinco), aço (ferro, carbono e outros). Aços inoxidáveis contém: cromo, níquel e, em alguns casos, molibdênio, além dos elementos contidos nos aços normais.
Conheça as principais características dos metais:

Maleabilidade: Capacidade que os metais têm de produzir lâminas e chapas muito finas.

Ductibilidade: Se aplicarmos uma pressão adequada em regiões específicas na superfície de um metal, esse pode se transformar em fios e lâminas.

Condutibilidade: Os metais são excelentes condutores de corrente elétrica e de calor.

Os metais possuem a capacidade de conduzir calor e eletricidade de 10 a 100 vezes mais rápido do que outras substâncias. Exemplos: Os fios de transmissão elétrica são feitos de alumínio ou cobre, panelas que usamos para cozinhar alimentos são feitas de alumínio.

Brilho: Os elétrons livres localizados na superfície dos objetos de metal absorvem e irradiam a luz, por isso os objetos metálicos, quando polidos, apresentam um brilho característico.

Ácidos

Professor de Matemática e Biologia Antônio Carlos Carneiro Barroso

Colégio Estadual Dinah Gonçalves

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► Ácidos

Definição de Ácido

Desde os tempos dos alquimistas, observou-se que certas substâncias apresentavam comportamentos peculiares quando dissolvidos na água. Entre tais propriedades destacavam-se o sabor, semelhante ao do vinagre; a facilidade de atacar os metais, dando origem a um gás inflamável; e o fato de produzirem espuma quando em contato com calcários. Essas substâncias foram denominadas ácidos.

Os critérios inicialmente usados para caracterizar os ácidos baseavam-se nas propriedades de suas soluções aquosas. Dizia-se que ácidos eram substâncias que apresentavam sabor azedo ou ácido e produziam mudança de cor dos indicadores. Evidentemente, essas propriedades não são completas nem específicas, pois outras substâncias podem também apresentá-las. Com o passar do tempo, foram estabelecidos conceitos mais definidos para a caracterização dos ácidos, tais como o de Arrhenius, o de Brönsted-Lowry e o de Lewis.

Na segunda metade do século XIX, Arrhenius definiu ácido como um composto que, dissolvido em água, libera íons hidrogênio. Essa definição, no entanto, tem sua aplicação limitada às soluções aquosas. Para superar essa restrição, o químico dinamarquês Johannes M. Nicolaus Brönsted e o inglês Thomas Lowry elaboraram a teoria protônica, segundo a qual ácido seria toda substância íon ou molécula capaz de doar prótons, partícula subatômica de carga positiva. Essa teoria pode aplicar-se a qualquer tipo de solvente, e não somente à água, como no caso do critério de Arrhenius.

Baseando-se em critérios distintos, o americano Gilbert Lewis definiu ácido como uma substância que pode aceitar um par de elétrons, partículas subatômicas de carga negativa, que giram em torno do núcleo atômico.

Alguns átomos apresentam maior tendência a ceder elétrons e se convertem em íons positivos ou cátions, enquanto outros tendem a aceitar pares de elétrons, e se convertem em íons negativos ou ânions. Em toda reação química ocorre esse processo simultâneo de doação e recebimento de elétrons, no qual Lewis se baseou para formular sua teoria.


Os ácidos possuem diversas características, entre ela podemos citar:

*

Quando em solução aquosa, os ácidos se ionizam, ou seja, dão origem a cátions ou ânions.
*

Em solução aquosa, os ácidos conduzem eletricidade. Isso ocorre porque os ácidos se desdobram em íons.
*

Os ácidos têm sabor azedo, exemplos fáceis de se entender é o limão, o vinagre e o tamarindo.
*

Os ácidos alteram a cor de certas substâncias chamadas INDICADORES. Os indicadores têm a propriedades de mudar de cor conforme o caráter ácido ou básico das soluções. O tornassol e a fenolftaleína são indicadores de ácidos e bases.
*

Os ácidos reagem com as bases, formando sais e água, essa reação se chama REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO. Podemos citar como exemplo a reação de neutralização entre o ácido sulfúrico e o Hidróxido de cálcio.

Alguns ácidos possuem oxigênio em sua molécula, são os chamados oxiácidos, exemplos? Ácido Fosfórico; Ácido Nítrico. Outros não possuem oxigênio, são os chamados Hidrácidos, exemplo: Ácido bromídrico, ácido Clorídrico.


Escrever Nomes de Ácidos:

Os oxiácidos têm nomes terminados em ico e os Hidrácidos, em ídrico.

Para escrever os nomes dos Hidrácidos é necessário:

(1-) escrever a palavra ácido

(2-) escrever o nome do elemento que está com o hidrogênio e adapte a ele a terminação ídrico.

Para escrever os oxiácidos é apenas preciso encontrar a origem do nome de um elemento que constitui o ânion.

Principais ácidos e algumas de suas aplicações:

Ácido clorídrico (HCl)

O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático.



É encontrado no suco gástrico.

É um reagente muito usado na indústria e no laboratório.

É usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os respingos de cal.

É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais.


Ácido sulfúrico (H2SO4)

É o ácido mais importante na indústria e no laboratório. O poder econômico de um país pode ser avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e consome.

O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio.

É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis.

É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc.

O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. Assim, ele carboniza os hidratos de carbono como os açúcares, amido e celulose; a carbonização é devido à desidratação desses materiais.

O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros materiais devido à sua enérgica ação desidratante.

O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido.

As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e causam grande impacto ambiental.

Ácido nítrico (HNO3)

Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio.

É usado na fabricação do salitre (NaNO3, KNO3) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre).

A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito irritante.

A amônia é fabricada em enormes quantidades na indústria. Sua principal aplicação é a fabricação de ácido nítrico.

É também usada na fabricação de sais de amônio, muito usados como fertilizantes na agricultura. Exemplos: NH4NO3, (NH4)2SO4, (NH4)3PO4

A amônia é usada na fabricação de produtos de limpeza doméstica, como Ajax, Fúria, etc.

Ácido fosfórico (H3PO4)

Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura.

É usado como aditivo em alguns refrigerantes.


Ácido acético (CH3 - COOH)

É o ácido de vinagre, produto indispensável na cozinha (preparo de saladas e maioneses).


Ácido fluorídrico (HF)

Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de polietileno. É usado para gravar sobre vidro.


Ácido carbônico (H2CO3)

É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na reação do gás carbônico com a água:

CO2 + H2O ® H2CO3


Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2)

É pouco solúvel na água. A suspensão aquosa de Mg(OH)2 é o leite de magnésia, usado como antiácido estomacal. O Mg(OH)2 neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico.

Mg(OH)2 + 2HCl ® MgCl2 + 2H2O

Hidróxido de alumínio (Al(OH)3)

É muito usado em medicamentos antiácidos estomacais, como Maalox, Pepsamar, etc.

CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS

Quanto a presença de oxigênio:

1- Hidrácidos – não possuem oxigênio.

Ex: HI, HCN, H4 [Fe(CN)6]

2- Oxiácidos – possuem oxigênio

Ex: HNO2, H3PO4, H4P2O7


Quanto a volatidade:

Voláteis – apresentam grande tendência a evaporação.

Ex: HNO2, HNO3 e Hidrácidos

Fixos: Apresentam pequena tendência à evaporação.

Ex: Os Oxiácidos


Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:

Monoácidos: possuem 1 "H" ionizável.

Ex: HCl, HNO3, HClO4

Diácidos: possuem 2 "H" ionizáveis.

Ex: H2S, H2CrO4, H2CO3

Triácidos: possuem 3 "H" ionizáveis.

Ex: H3AsO4, H3SbO4, H3[Fe(CN)]

Tetrácidos: possuem 4 "H" ionizáveis.

Ex: H4SiO4, H4P2O7


Quanto a força ou grau de organização.

X = nº de moléculas ionizadas .100

nº de moléculas dissolvidas

x menor ou igual a 50% é Ácido forte

x maior ou igual a 5% e x menor ou igual a 50% é Ácido moderado

x menor que 5% é Ácido fraco


Força dos hidrácidos

Fortes: HCl, HBr, HI

Moderado: HF

Fraco: os demais.


Força dos oxiáxidos

Regra de Pauling:

(nº de oxigênio) –( nº de "H" ionizavel) = x

x = 3 e 2 = Fortes

x = 1 = Moderados

x = 0 = Fraco


NOMENCLATURA DOS HIDRÁCIDOS

Ácido+ [nome do elemento]+ ídrico


NOX DO ELEMENTO CENTRAL

Para se calcular o nox do elemento central basta multiplicar o número de oxigênio por -2 e somar ao número de hidrogênio. Depois, ingnora-se o sinal de menos.

H3P+5 o4

- Ácidos fortes, quando a ionização ocorre em grande extensão.

Exemplos: HCl, HBr, HI . Ácidos HxEOy, nos quais (y - x) ³ 2, como HClO4, HNO3 e H2SO4.

- Ácidos fracos, quando a ionização ocorre em pequena extensão.

Exemplos: H2S e ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 0, como HClO, H3BO3.

- Ácidos semifortes, quando a ionização ocorre em extensão intermediária.

Exemplos: HF e ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 1, como H3PO4, HNO2, H2SO3.

Exceção: H2CO3 é fraco, embora (y - x) = 1.

Autoria: Celso Di Domenico

Funções Químicas

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Funções Químicas

O cloreto de sódio, sulfato de potássio e o bicarbonato de sódio, diferentemente do vinagre e do limão, apresentam sabor salgado. Mas quando dissolvidos em água também formam soluções que são boas condutoras de eletricidade

Já a cal hidratada (usada em pintura) e o leite de magnésia têm sabor adstringente ( "prende" a língua) e são substancias iônicas que possuem em sua composição química apenas o radical OH como íon negativo (ânion). E ambas conduzem bem a eletricidade quando em solução.

Através desse exemplo, vocês podem perceber que determinados conjuntos de substancias apresentam propriedades que são comuns a todas as substancias pertencentes ao mesmo grupo.

O grupo de substancias composta que possuem propriedades químicas semelhantes recebe o nome de função química.

Existem quatro tipo de função química , que serão estudados a seguir: ácidos, bases e sal.

O principal critério de classificação de uma substancias numa dessas funções é o tipo de íons que se formão quando ela é dissolvida em água.


FUNÇÃO ÁCIDO

Consiste as seguintes substâncias: ácidos súlfurico, H2SO4; ácido nítrico, HNO3; ácido clorídrico, HCL; ácido sulfídrico, H2S.

Todos esses ácidos possuem, em sua estrutura química, o elemento hidrogênio combinado com um ametal (CL, S) ou com um radical negativo (SO4, NO3).

Podemos, assim, definir essa função da seguinte maneira:

* Função ácido é o grupo de compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo o cátion hidrogênio como íon positivo.
* Os ácidos apresentam as propriedades relacionados abaixo:
* Têm sabor azedo. O limão, por exemplo, é azedo porque contém ácidos do cítrico.
* Conduzem bem a eletricidade quando a solução. Por exemplo, para realizar a eletrólise (ou quebra de molécula por corrente elétrica) da água, fazemos passar uma corrente elétrica por uma porção de água acidulada, pois a água pura não é boa condutora de eletricidade.
* Alteram a cor dos indicadores. (Indicadores são substancias que têm a propriedade de mudar de cor; essa mudança de cor indica o caráter ácidos ou básico da solução). Por exemplo, a fenolftaleína vermelha se torna incolor quando a ela é acrescentado um ácido; o papel de tornassol azul fica vermelho quando mergulhado em ácido.

Reagem com os hidróxido (bases), produzindo sal e água. O ácido clorídrico, por exemplo, reage com o hidróxido de sódio (soda cáustica), formando cloreto de sódio e água. Veja:

HCL + NaOH - NaCL + H2O
ácido + base - sal + água

Os ácidos podem ser classificados em dois grupos: hidrácidos e oxiácidos.

Hidrácidos. Observe a formula dos seguintes ácidos: ácido iodídrico, HI; ácido sulfídrico, H2S; ácido clorídrico, HCL.

Observe que esses ácidos não possuem átomos de oxigênio. Os hidrácidos são, portanto, os ácidos que possuem átomos de oxigênio.

Oxiácidos. Considere agora os seguintes ácidos: ácido carbônico, H2CO3; ácido sulfuroso, H2so3; ácido sulfúrico, H2SO; ácido nitroso, HNO2; ácido nítrico, HNO3. Como você pode percebe, esses ácidos apresentam átomos de oxigênio. Os oxiácidos são, portanto, ácidos que possuem átomos de oxigênio.


NOME DOS ÁCIDOS

Você deve ter observado que os ácidos do grupo dos hidráxidos - que não apresentam oxigênio em sua composição - têm o nome terminado por ídrico.

Assim, para escrever o nome dos ácidos do grupo hidrácidos você deve seguir este esquema:

ácidos nome do elemento ligado ao H + ídrico

Veja os exemplos:

· HI = ácidos iodo = ídrico = ácido iodídrico
nome do elemento

· HCL = ácido cloro + ídrico = ácido clorídrico
nome do elemento

· HS = ácido súlfur + ídrico = ácido sulfídrico
nome latino do elemento do enxofre

Quanto aos ácidos do grupo dos oxiácidos - que apresentam oxigênio em sua composição - , estes têm tem seu nome terminado por ico.

Para escrever o nome dos ácidos d0o grupo oxiácidos basta você obedecer ao seguinte esquema:

ácido Nome do elemento que vem no meio da formula + ico

Exemplos:

· H2CO3 = ácido carbônico + ico = ácido carbônico
nome do elemento central

· HNO3 = ácido nitrogênio + ico = ácido nítrico
nome do elemento central

· H3BO3 = ácido boro + ico = ácido bórico
nome do elemento central

Certos elementos químicos dão origem a mais de um ácido. O nitrogênio, por exemplo, dá origem dos ácidos HNO3 e HNO2. Nesse casos, para distinguir um ácido do outro se usa a terminação:

* oso para o ácido que tem menos oxigênio;
* ico para o ácido que tem mais oxigênio.

Assim:

· H2SO3 = ácido súfur + oso = ácido sulfuroso
nome latino do elemento central

· H2SO4 = ácido súlfur + ico = ácido súlfurico
nome latino do elemento central

· HCLO2 = ácido cloro + oso = ácido cloroso
nome do elemento central

· HCLO3 = ácido cloro + ico = ácido clóridico
nome do elemento central

Dependendo da quantidade de íons H+ liberados, os ácidos são classificados em fortes (exemplo: HNO3; HCL; H2SO4) e fracos (exemplo: H2S; H2CO3).


FUNÇÃO DE BASES

Vamos considerar agora as seguintes substâncias: hidróxido de sódio ou soda cáustica, NaOH; hidróxido de cálcio ou de pintura, Ca(OH)2; hidróxido de potássio, KOH.

Como você pode notar, estas substancias têm em sua estrutura química o radical OH. Elas são denominadas bases ou hidróxidos.

Assim, podemos definir a função base da seguinte forma:

Função base é o grupo de compostos que em solução aquosa se dissociam em íons, sendo o íon negativo o radical OH (hidroxila ou hidróxido).

As bases apresentam as propriedades relacionadas a seguir:

* Têm sabor adstringentes.
* Conduzem bem a eletricidade, quando em solução.
* Torna vermelha a fenolftaleína incolor.
* Torna azul o papel de tornassol vermelho.
* Reagem com os ácidos, produzindo sal e água. Exemplo: o ácido sulfídrico e a soda cáustica reagem formando sulfeto de sódio e água.

Assim:

H2S + 2NaOH - Na2S + 2H2O
ÁCIDO BASE SAL ÁGUA


NOME DOS BASES

A denominação das bases é dada pela expressão hidróxido de seguida do nome do elemento.

Portanto, o esquema para escrever o nome das bases é o seguinte:

hidróxido de nome do elemento

Exemplos:

* AL(OH)3 = hidróxido de alumínio;
* KOH = hidróxido de potássio;
* Ca(OH)2 = hidróxido de cálcio.

Um mesmo elemento químico pode dar origem a duas bases. Nesse caso, usamos a terminação:

* oso para as bases em que for menor a valência do elemento ligado á hidroxila;
* ico para as bases em que for maior a valência do elemento ligado á hidroxila;

Veja o exemplo:
Fe(oh)2 = hidróxido ferroso
Fe(oh)3 = hidróxido férrico
Podemos também escrever o nome das bases sem a terminação oso ou ico, colocando a valência do elemento em algarismo romano. Veja:

Fe(oh)2 = hidróxido de ferro II
Fe(oh)3 = hidróxido férrico III


FUNÇÃO DO SAL

Considere as substâncias: cloreto de sódio, NaCL; iodeto de cálcio, CaI2; sulfato de potássio, K2SO4; nitrato de sódio, NaNO3.

Todas as substâncias constituídas por um cátion diferente de H+ combinado ionicamente com um ânion diferente de OH- são denominados sais.

Podemos então definir a função sal da seguinte forma:

Função sal é o grupo de substâncias iônicas que possuem um cátion diferente de h+ e um ânion diferente de OH-

Os sais apresentam as propriedades relacionadas abaixo:

* Têm sabor salgado. O cloreto de sódio, por exemplo, é uma substância que apresenta essa propriedade.
* Conduzem bem a eletricidade, quando em solução.

São obtidas pelas reação de ácido com bases. Essa reação é denominada de reação de neutralização ou de salificação. Exemplo: o ácido clorídrico reage com o hidróxido de alumínio, produzindo cloreto de alumínio e água:

3HCL + AL(OH)3 - ALCL3 + 3H2O
ácido + base - sal + água

Os sais são classificados em dois tipos: oxigenados e não-oxigenados.

Sais oxigenados. São os sais que contêm oxigênio em sua fórmula.

Exemplos: sulfato de potássio, K2SO4; carbonato de cálcio, CaCO3.

Sais não oxigenados. São os sais que contêm oxigênio em sua fórmula. Exemplos: cloreto de sódio, NaCL; iodeto de cálcio, CaL2; sulfeto de ferro, FeS.


NOME DOS SAIS

Podemos escrever os nomes dos sais a partir da própria formula. Para isso, colocamos o nome do ânion seguido do nome do cátion. Por exemplo:

NaMO2 = nitrato de sódio
ânion cátion
CaS = sulfeto de cálcio
ânion cátion

Podemos também nomear os sais a partir dos ácidos que lhes deram origem.

No caso dos sais oxigenados, o nome deriva dos oxiácidos que lhes deram origem, fazendo as seguintes substituições:

- O sal NaNO2 se orientado ácido HNO2. Assim:

HNO2 = ácido nitroso
NaNO2 = nitrito de sódio

- O sal KCLO se origina do ácido HCLO. Assim:

HCLO = Ácido hipocloroso
KCLO = hipoclorito de potássio

Quantos aos sais não-oxigenados, o nome deriva do nome dos hidrácidos que lhes deram origem, fazendo a seguinte substituição:

Veja aos dois exemplos:

- O sal NaCL se origina do ácido HCL. Assim:

HCL = ácido clorídrico
NaCL = cloreto de sódio

- O sal CaS se orienta do cálcio H2S. Assim:

H2S = ácido sulfídrico
CaS = sulfeto de cálcio

Pelo que foi até aqui, você deve ter percebido que ácidos bases e sais, quando em meio aquoso, formam íons e que esses íons conduzem bem a eletricidade. Por isso substâncias são chamadas eletrólitos.

Autoria: Andréia Rolim

Oxigênio Propriedades e usos

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A Química se caracteriza por ser uma área do conhecimento científico que estuda, entre outras coisas, as características dos elementos existentes na natureza. Entre os inúmeros elementos existentes, podemos destacar alguns largamente empregados ou produzidos na indústria (que, por sua vez, são utilizados em outras áreas). E, entre esses, o oxigênio.

O oxigênio - uma substância elementar encontrada naturalmente nas formas gasosas de oxigênio e ozônio (O2 e O3, respectivamente) - foi obtido na sua forma O2, por Scheele, em 1772, e Priestley, em 1774. Contudo, apenas Priestley publicou seus resultados, ainda que nenhum dos dois tenham dado o nome de oxigênio ao gás.

Em 1775, Lavoisier estabeleceu as propriedades do gás, mostrou que ele existia no ar e na água, indicou seu papel fundamental nas combustões e deu o nome de oxigênio à substância descoberta por Scheele e Priestley.

O oxigênio natural é um gás incolor e inodoro, que se liquefaz a -183o C, sendo o quinto material mais abundante na terra e pouco solúvel em água. Em condições específicas (na presença de substâncias catalisadoras ou ao ser aquecido), reage com inúmeras outras substâncias, formando vários compostos.

A obtenção do gás oxigênio em laboratório pode ocorrer de várias formas, mas apresentaremos duas:

1) Por aquecimento do clorato de potássio (decomposição térmica) em presença de um catalisador (substância que aumenta a velocidade da reação). Neste caso, o óxido de manganês:



Nesta reação, o produto formado junto com o gás oxigênio é o cloreto de potássio.

2) Por aquecimento de óxido de mercúrio:


Os trabalhos de Priestley e Lavoisieir baseavam-se na reação acima, ou seja, no aquecimento de óxido de mercúrio, que produz o metal mercúrio e o gás puro perfeitamente respirável, consumido por completo em novas combustões.

Indústrias e hospitais
Na indústria, a matéria-prima utilizada na obtenção do gás oxigênio é o ar atmosférico. O ar (mistura gasosa com 78% de N2, gás nitrogênio, 21% de O2, gás oxigênio e 1% de ar, gás argônio) sofre compressão e resfriamento até atingir -200o C, quando passa por uma destilação fracionada, obtendo-se assim, a -195o C, o N2, a -190o C o Ar, e o O2 a -185o C.

O gás oxigênio é muito importante na respiração de muitos seres vivos, além de ser usado como comburente. Já o ozônio tem grande importância na chamada camada de ozônio, responsável por "filtrar" (absorver) os raios ultravioletas provenientes do Sol. Ele também é usado como desinfetante e em reações orgânicas.

A maior parte do O2 é utilizada na fabricação de aço junto com o ferro. Cilindros de O2 comprimido são usados na área industrial como componentes para ocorrência da solda oxiacetilênica. Também são largamente empregados na área hospitalar.

Bibliografia
# LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. 5ª edição, São Paulo: Edgard Blucher, 1999.
# MAINIER et al. A água sanitária: um experimento relacionando o cotidiano ao ensino de química. Rio de Janeiro: CBE, 2001.

Bases

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As bases são compostos iônicos, sendo, portanto, eletrólitos; em solução aquosa, o ânion formado é sempre o radical hidroxila (OH-). O cátion varia, de acordo com a base.

Assim, por exemplo, hidróxido de sódio (NaOH) dissocia – se, em solução aquosa, no ânion OH – e no cátion Na + .

NaOH >>> Na + OH –

Base: eletrólito iônico que em solução aquosa, possui o íon hidroxila (OH-) como único ânion.


Propriedades funcionais das bases

As bases apresentam as seguintes propriedades funcionais:

- Contêm o grupo hidroxila (OH-), que é um ânion monovalente;

- Reagindo com ácidos, resultam em sais e água;

- Conduzem corrente elétrica, quando em solução aquosa.

- Tornam vermelha a fenolftaleína incolor, e tornam azul tornassol vermelho.

O nome das bases é formado pela palavra hidróxido seguida da preposição de e do nome do cátion: hidróxido de sódio (NaOH), hidróxido de potássio (KOH), hidróxido de alúminio [A1(OH)3] etc.

Alguns metais podem apresentar mais de uma valência e, assim, formar mais de uma base. Nesses casos, basta acrescentar, em algarismo romano, a valência do metal. Pode – se também indicar a valência maior pela terminação ico e a menor pela terminação oso. Exemplo:

- Fe (OH)3 –hidróxido de ferro (III), ou hidróxido férrico;

- Fe (OH)2 –hidróxido de ferro (II), ou hidróxido ferroso.


Característica das bases

Dentre as suas característica principais, destacamos:

- Têm sabor cáustico (= adstringente ou lixívia)

- Em solução aquosa, dissociam – se em íons OH- (hidroxila ou oxidrila) exemplos:

Na + OH - >>> Na+ + OH –

K+ OH- >>> K+ OH –

- Em solução aquosa, conduzem a corrente elétrica.

- Reagem com os ácidos (neutralizando – os) para formar sal e água.

- Decompõem – se quando aquecidas.

- Mudam a cor dos indicadores (conforme o quadro comparativo da função ácido).


Classificação das bases

De acordo com o número de hidroxilas existentes nas bases (hidroxilas ionizáveis), podemos classifica – las do seguinte modo:

- Manobases – com apenas 1 hidroxila. Exemplos:

NaOH hidróxido de sódio

KOH hidróxido de potássio

- Bibases (=dibases) – com 2 hidroxilas. Exemplos:

Ca (OH)2 hidróxido de cálcio

BA (OH)2 hidróxido de bário

- Tribases – com 3 hidroxilas. Exemplos:

Bi (OH)3 hidróxido de bismuto

AI (OH)3 hidróxido de alumínio


Nomenclatura das bases

Para dar nome a uma base, escrevemos hidróxido de seguido do nome do metal (cátion).

Exemplos:

NaOH hidróxido de sódio

KOH hidróxido de potássio

Ca(OH)2 hidróxido de cálcio

Ba(OH)2 hidróxido de bário


· Hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH)

o É a base mais importante da indústria e do laboratório. É fabricado e consumido em grandes quantidades.

o É usado na fabricação do sabão e glicerina:

(óleos e gorduras) + NaOH ® glicerina + sabão

o É usado na fabricação de sais de sódio em geral. Exemplo: salitre.

HNO3 + NaOH ® NaNO3 + H2O

o É usado em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel, celulose, corantes, etc.

o É usado na limpeza doméstica. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado.

o É fabricado por eletrólise de solução aquosa de sal de cozinha. Na eletrólise, além do NaOH, obtêm-se o H2 e o Cl2, que têm grandes aplicações industriais.


· Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2)

o É a cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada.

o É obtida pela reação da cal viva ou cal virgem com a água. É o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa:

o É consumido em grandes quantidades nas pinturas a cal (caiação) e no preparo da argamassa usada na alvenaria.


· Amônia (NH3) e hidróxido de amônio (NH4OH)

o Hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás amônia. Esta solução é também chamada de amoníaco.

o A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito irritante.

o A amônia é fabricada em enormes quantidades na indústria. Sua principal aplicação é a fabricação de ácido nítrico.

o É também usada na fabricação de sais de amônio, muito usados como fertilizantes na agricultura. Exemplos: NH4NO3, (NH4)2SO4, (NH4)3PO4

o A amônia é usada na fabricação de produtos de limpeza doméstica, como Ajax, Fúria, etc.


· Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2)

o É pouco solúvel na água. A suspensão aquosa de Mg(OH)2 é o leite de magnésia, usado como antiácido estomacal. O Mg(OH)2 neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico.

Mg(OH)2 + 2HCl ® MgCl2 + 2H2O


· Hidróxido de alumínio (Al(OH)3)

o É muito usado em medicamentos antiácidos estomacais, como Maalox, Pepsamar, etc.

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Gases nobres Hélio, argônio, neônio, xenônio, criptônio

Professor de Matemática e Biologia Antônio Carlos Carneiro Barroso

Colégio Estadual Dinah Gonçalves

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No final do século 19, toda uma família da tabela periódica foi isolada, quase de uma só vez: os gases nobres.

Os gases nobres (os elementos da família 18 da tabela periódica) são gases monoatômicos que possuem a camada eletrônica mais externa completa. Por isso, são elementos de baixíssima reatividade, que chegaram a ser chamados de inertes até que se provasse que é possível fazer alguns compostos com os representantes mais "pesados" da família. Por exemplo, Kr, Xe e Rn podem formar compostos químicos (mas com o F, Cl e O, os elementos mais eletronegativos, e em condições enérgicas).

Veja abaixo a distribuição eletrônica dos gases nobres. Repare que não há orbitais (nem subníveis) semipreenchidos, o que explica a pouca reatividade da família.

2He 10Ne 18Ar 36K 54Xe 86Rn
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
4s2 4p6 4d10 4f14
5s2 5p6 5d10
6s2 6p6

Quanto à descoberta tardia dessa família, vamos ver um pouco mais do histórico:

Hélio, é claro, no Sol
Justiça seja feita, o hélio não só foi descoberto bem antes dos outros gases nobres, como também foi o primeiro elemento descoberto fora da Terra: seu nome deriva do grego "hélios" (Sol), porque a sua presença foi determinada na coroa solar, em 1868, através da técnica de espectroscopia, em que se usa um prisma ou malha de difração para decompor a luz em diversos comprimentos de onda. Como cada elemento tem uma "assinatura" espectral única, foi possível deduzir que uma linha amarela (587,5nm) - até então não observada - deveria ser de um novo elemento. Esse novo elemento só foi isolado na Terra em 1895, e é relativamente raro aqui porque é capaz de escapar para o espaço. Ironicamente, o hélio é o segundo elemento mais abundante no universo, atrás apenas do hidrogênio.

Outros gases nobres
O próximo gás nobre descoberto foi o argônio (que é relativamente abundante na Terra, com quase 0,93% da atmosfera). Esse gás foi descoberto em 1894, quando Rayleigh e Ramsay tentavam determinar porque o nitrogênio isolado do ar (após a remoção do oxigênio e gás carbônico por reação) era mais denso que o nitrogênio produzido por reação (decomposição de amônia).

Os cientistas imaginaram que deveria haver um contaminante mais pesado no nitrogênio "do ar", ou algo mais leve no nitrogênio da amônia. Tratando o nitrogênio "do ar", com magnésio, para remover o N2, obtiveram um resíduo resistente a reações: o argônio. O nome argônio vem do grego "argos" ou "inativo", em referência à sua inércia química.

Imaginando que outros gases pouco reativos poderiam ser isolados do ar (e completar a tabela periódica), Ramsay e Travers trabalharam intensamente para isolar, nessa ordem, o hélio (1895), o criptônio (do grego "kryptos", ou escondido - já que a sua quantidade no ar são ínfimos 0,0001%), o neônio (do grego "neo", ou novo) e o xenônio (do grego "xenos", estrangeiro). Os três foram isolados em 1898. O radônio, um gás radioativo cujo isótopo mais estável tem uma meia-vida de cerca de 4 dias, foi isolado em 1900 por Dorn. Por causa dessa curta meia-vida, o radônio é muito raro: apresenta-se com apenas 10-15ppm na atmosfera.

Abundância e inércia química
Por quê esses gases passaram tanto tempo desconhecidos? Afinal, já havia químicos em busca da sistematização das substâncias e elementos químicos há pelo menos dois séculos, à época desses isolamentos. Que o xenônio, por exemplo, tenha sido descoberto tarde, entende-se - afinal, é um elemento relativamente escasso. Mas o argônio? Há 25 vezes mais argônio no ar do que CO2!

Ocorre que, sendo relativamente inertes, os gases nobres não participavam de reações e eram contabilizados como N2 ou como um erro experimental (erros de 1 ou 2% são considerados pequenos, dependendo da área em que se pesquisa). Só quando uma busca sistemática, feita sobretudo por Rayleigh, foi conduzida é que se isolou esses gases.

Destilação fracionada do ar
Outra razão importante para a demora no isolamento desses gases é a forma de separação. Afinal, remover os gases reativos (N2, O2, CO2, CO e outros) do ar é relativamente fácil. Mas, e quando se chega a uma mistura de gases nobres, como é que a separação pode ser feita? É aí que entra a destilação fracionada: os gases são liquefeitos e lentamente destilados, de forma que vão escapando da mistura de acordo com o seu ponto de ebulição. A tecnologia para essa liquefação, que exige temperaturas muito baixas, foi aperfeiçoada no final do século 19.

Veja no quadro a seguir a temperatura de ebulição dos principais gases presentes no ar liquefeito:

Gás

Ponto de ebulição (oC)

Abundância no ar (ppmv)

Principais
usos
He -268,9 5 Resfriamento de ímas em equipamentos médicos; mergulhos de profundos
Ne -245,9 18 Luminosos
Ar -185,7 9300 Lâmpadas incandescentes, atmosferas inertes
Kr -151 1 Luminosos e lâmpadas
Xe -109 0,09 Lâmpadas
N2 -195,8 790000 Matéria prima para adubos e indústria química
O2 -183 200000 Matéria prima para a indústria, gás de uso hospitalar

Devido à proximidade de pontos de ebulição, é mais difícil separar o Ar do O2 e o He do Ne. De forma geral, como a liquefação do ar é feita em larga escala, para obtenção de N2 e de O2, há uma produção suficiente de gases nobres - à exceção do hélio. Esse gás é produzido de forma mais barata a partir de gás natural (onde pode aparecer com até alguns %), mas tamanha é a sua utilidade em equipamentos biomédicos, que se prevê uma relativa escassez nos próximos anos.
*Júlio C. de Carvalho é engenheiro químico e professor do curso de Engenharia de Bioprocessos e Biotecnologia da UFPR.

Alcanos, Alcenos, Alcinos e Alcadienos

Professor de Matemática e Biologia Antônio Carlos Carneiro Barroso

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Alcanos; São hidrocarbonetos alifaticos saturados, ou seja, cadeia aberta simples ligações que podem ser ramificadas ou normal.

Conceito. CH4, CH3 – CH3 – CH3 – CH3

- Nomenclatura – Cadeia normal Prefixo+ ano Cadeia ramificada No. do carbono + prefixo

- Fórmula Geral – CnH2n + 2

Alcenos; São hidrocarbonetos alifaticos insaturados que apresentam uma dupla ligação. As regras para estabelecer a nomenclatura dos alcinos são as mesmas que foram utilizadas para os alcenos.

Conceito: CH3 – CH3 – CH2 = CH2 – CH3

- Nomenclatura – Prefixo + eno + O numero que indica a posição da ligação dupla deve ser a menor possível e deve ser representado antecedendo o nome do carbono.

- Fórmula Geral – CnH2n

Alcinos: São hidrocarbonetos alifaticos insaturados por um tripla ligação.

Conceito: CH3 – CH CH – CH3

- Nomenclatura – Prefixo + ino + O numero que indica a posição da ligação tripla deve ser a menor possível e deve ser representado antecedendo o nome do carbono.

- Fórmula Geral – CnH2n – 2

Alcadienos: São hidrocarbonetos alifáticos insaturados por duas ligações duplas. Os alcadienos segue as mesmas regras vistas para os outros hidrocarbonetos insaturados. Nesse caso , como existem duas ligações na cadeia, o seu nome é precedido de dois números, quando necessário.

Conceito: CH2 = CH = CH2 – CH3 – CH3

- Nomenclatura – Prefixo + dieno

- Fórmula Geral – CnH2n - 2

Autoria: Fernanda Medeiros

Regra do octeto Átomo nobre tem oito eletrons na camada de valência

Os gases nobres, hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio, se destacam entre todos os elementos químicos por apresentarem uma estabilidade única, que os torna inertes à reação com quase todos os outros elementos.

Normalmente tais gases se apresentam como átomos isolados e não como moléculas, estabelecendo ligações atômicas apenas em condições muito especiais.

É claro que características tão particulares chamaram a atenção dos químicos, que se propuseram a entender o que estes átomos possuíam de diferente dos outros para apresentar tal comportamento.

A resposta veio da análise do modo como os elétrons se distribuíam ao longo das camadas destes átomos, conforme descrito na tabela que segue:

Distribuição Eletrônica dos Gases Nobres
Gás Nobre

Noatômico

Distribuição dos eletrons por camadas
1a

2a

3a

4a

5a

6a
He

2

2

Ne

10

2

8

Ar

18

2

8

8

Kr

36

2

8

18

8

Xe

54

2

8

18

18

8

Ra

86

2

8

18

32

18

8

Com exceção do hélio, todos os gases nobres possuem oito elétrons em sua camada de valência, aquela última na qual ocorrem as ligações moleculares ou iônicas.

Assim, um átomo que completa a última camada de sua eletrosfera com oito elétrons adquire as características de um gás nobre, ou seja, torna-se estável.

Um exemplo próximo de todos é a molécula de água.

Vejamos a distribuição eletrônica do oxigênio:

Número atômico

1acamada

2acamada
8

2

6

Para obedecer à regra do octeto, o oxigênio precisa para se estabilizar de mais dois átomos na última camada.

Assim temos o porquê de nossa conhecida fórmula H2O, já que na molécula de água cada um dos átomos de hidrogênio compartilha numa ligação covalente um elétron com o átomo de oxigênio, que assim passa a somar em sua última camada os oitos que precisava para sua estabilidade, conforme figura seguinte:


Pela mesma razão, a molécula de oxigênio O2 é formada pelo compartilhamento de dois pares eletrônicos por cada átomo da ligação, conforme se vê abaixo:


Notem na figura que pela ligação molecular, os dois átomos de oxigênio compartilham quatro elétrons (dupla ligação), constituindo assim, oito elétrons em sua última camada. Já a molécula do nitrogênio, N2, cujos átomos têm número atômico 7 e distribuição eletrônica 2-5, precisa, para cumprir a regra do octeto, de mais três elétrons na última camada.

Isto é obtido através de uma tripla ligação, na qual cada átomo compartilha três elétrons com o outro membro da ligação, conforme figura abaixo:

Moléculas de Nitrogênio, com tripla ligação e molécula de Hidrogênio. O H2 não obedece a Regra do Octeto

Na figura, além da molécula de nitrogênio, podemos observar a molécula de hidrogênio, que, obviamente, não obedece à regra do octeto.

Isto se dá pelo fato de estarmos falando de uma regra e não de uma lei da química.

Assim, não só o hidrogênio, que encontra a estabilidade numa distribuição eletrônica semelhante à do helio, mas também outros elementos químicos não necessariamente seguem o padrão de formar ligações que complementem suas camadas finais com oito elétrons.

Isto pode ser concluído de uma simples observação da tabela periódica.

Os elementos situados nos grupos 3 a 12 da tabela, também chamados de elementos de transição, têm distribuições eletrônicas que dificultam o cumprimento da regra do octeto, pois teriam que trocar ou compartilhar um número relativamente grande de elétrons para adequarem-se àquela Regra.

A regra do octeto é cumprida de modo geral nos grupos 1 e 2 e do 13 ao 18, onde se situam os elementos químicos que podem completar os elétrons da última camada com ligações atômicas envolvendo poucos elétrons.
Carlos Roberto de Lana é engenheiro químico e professor.

Ácidos

Professor de Matemática e Biologia Antônio Carlos Carneiro Barroso

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ÁCIDOS


Ácido de Arrhenius - Substância que, em solução aquosa, libera como cátions somente íons H+ (ou H3O+).
Nomenclatura

Ácido não-oxigenado (HxE):

ácido + [nome de E] + ídrico

Exemplo: HCl - ácido clorídrico

Ácidos HxEOy, nos quais varia o nox de E:

Grupo de E Nox de E Nome do ácido HxEOy Exemplo
7 7 ácido per + [nome de E] + ico HClO4 ácido perclórico
Nox do Cl = +7
a < 7 ácido [nome de E] + ico HClO3 ácido clórico
Nox do Cl = +5
b < a ácido [nome de E] + oso HClO2 ácido cloroso
Nox do Cl = +3
c < b ácido hipo + [nome de E] + oso HClO ácido hipocloroso
Nox do Cl = +1
G ¹ 7 G ácido [nome de E] + ico H3PO4 ácido fosfórico
Nox do P = +5
a < G ácido [nome de E] + oso H3PO3 ácido fosforoso
Nox do P = +3
b < a ácido hipo + [nome de E] + oso H3PO2 ácido hipofosforoso
Nox do P = +1

Ácidos orto, meta e piro. O elemento E tem o mesmo nox. Esses ácidos diferem no grau de hidratação:

1 ORTO - 1 H2O = 1 META
2 ORTO - 1 H2O = 1 PIRO

Nome dos ânions sem H ionizáveis - Substituem as terminações ídrico, oso e ico dos ácidos por eto, ito e ato, respectivamente.

Classificação

Quanto ao número de H ionizáveis:

* monoácidos ou ácidos monopróticos
* diácidos ou ácidos dipróticos
* triácidos ou ácidos tripróticos
* tetrácidos ou ácidos tetrapróticos

Quanto à força

* Ácidos fortes, quando a ionização ocorre em grande extensão.
Exemplos: HCl, HBr, HI . Ácidos HxEOy, nos quais (y - x) ³ 2, como HClO4, HNO3 e H2SO4.
* Ácidos fracos, quando a ionização ocorre em pequena extensão.
Exemplos: H2S e ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 0, como HClO, H3BO3.
* Ácidos semifortes, quando a ionização ocorre em extensão intermediária.
Exemplos: HF e ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 1, como H3PO4, HNO2, H2SO3.
Exceção: H2CO3 é fraco, embora (y - x) = 1.

Roteiro para escrever a fórmula estrutural de um ácido HxEOy

1. Ligue a E tantos -O-H quantos forem os H ionizáveis.
2. Ligue a E os H não-ionizáveis, se houver.
3. Ligue a E os O restantes, por ligação dupla (E = O) ou dativa (E ® O).

Ácidos mais comuns na química do cotidiano

* Ácido clorídrico (HCl)
o O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático.
o É encontrado no suco gástrico .
o É um reagente muito usado na indústria e no laboratório.
o É usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os respingos de cal.
o É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais.
* Ácido sulfúrico (H2SO4)
o É o ácido mais importante na indústria e no laboratório. O poder econômico de um país pode ser avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e consome.
o O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio.
o É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis.
o É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc.
o O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. Assim, ele carboniza os hidratos de carbono como os açúcares, amido e celulose; a carbonização é devido à desidratação desses materiais.
o O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros materiais devido à sua enérgica ação desidratante.
o O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido.
o As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e causam grande impacto ambiental.
* Ácido nítrico (HNO3)
o Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio.
o É usado na fabricação do salitre (NaNO3, KNO3) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre).
o As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3 e causam sério impacto ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de raios e relâmpagos, a chuva também contém HNO3, mas em proporção mínima.
o O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos. É um ácido muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito cuidado para manuseá- lo.
* Ácido fosfórico (H3PO4)
o Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura.
o É usado como aditivo em alguns refrigerantes.
* Ácido acético (CH3 - COOH)
o É o ácido de vinagre, produto indispensável na cozinha (preparo de saladas e maioneses).
* Ácido fluorídrico (HF)
o Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de polietileno. É usado para gravar sobre vidro.
* Ácido carbônico (H2CO3)
o É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na reação do gás carbônico com a água:
CO2 + H2O ® H2CO3

Ácidos

Segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que, quando em solução aquosa, se dissociam, originando exclusivamente H+ como íons positivos. Na realidade, o H+ se associa a uma molécula de água, formando o H3O+.

HCl + H2O = Cl1- + H301+

H2SO4 + 2 H2O = SO42- + 2 H3O1+

Classificações dos ácidos

- presença ou não de oxigênio

Oxiácidos: presença de oxigênio na molécula.

Exemplos: H2SO4 , HNO3

Hidrácidos: oxigênio não presente na molécula.

Exemplos: HCl, HCN

- número de hidrogênios ionizáveis

Monoácidos: presença de 1 H ionizável.

HCl = H+ + Cl-

Diácidos: presença de 2 H ionizáveis.

H2SO4 = 2 H+ + SO42-

Triácidos: presença de 3 H ionizáveis.

H3PO4 = 3 H+ + PO43-

- volatilidade

Voláteis: são gasosos ou líquidos e com baixo ponto de ebulição: HNO3 , HCl e H2S

Fixos: muito pouco voláteis, somente H2SO4 e H3PO4

- grau de ionização

Representado pela letra grega alfa, o grau de ionização é a relação entre a quantidade de moléculas dissociadas e o total de moléculas dissolvidas. Quanto maior o valor de alfa, mais alta a tendência do ácido a se dissociar.

alfa (%) = (nº moléculas ionizadas / nº moléculas dissolvidas) x 100

ácidos fortes (alfa maior que 50%): HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4.

ácidos médios (alfa entre 5 e 50%): H2SO3, H3PO4, HF.

ácidos fracos (alfa menor que 5%): H2S, H3BO3, HCN. ácidos orgânicos.

Formulação dos ácidos

Juntam-se tantos H+ quantos forem necessários para neutralizar a carga do ânion. Para um ânion com carga x-, se utilizam x hidrogênios para formular o ácido.

Hx Ax-

Exemplos: NO31- HNO3

SO42- H2SO4

PO43- H3PO4

Nomenclatura dos ácidos

Hirácidos (H A): a nomenclatura se baseia no nome do elemento e na terminação ÍDRICO.

HCl ácido clorídrico HI ácido iodídrico H2S ácido sulfídrico

Oxiácidos (Hx A Oy): a nomenclatura se baseia no elemento central e no número de oxidação do mesmo na molécula ou no número de oxigênios do ácido. Deve-se memorizar os cinco ácidos de referência e os demais são obtidos, conforme o caso, adicionando-se ou retirando-se átomos de oxigênio da molécula do ácido.

Na tabela, o nox do elemento central e o número de oxigênios diminui da esquerda para a direita. As posições ocupadas por X indicam formulações não existentes.

máximo intermed. alto intermed. baixo mínimo

per+ico ico oso hipo+oso

HClO4 HClO3 HClO2 HClO

perclórico clórico cloroso hipocloroso

X H3PO4 H3PO3 H3PO2

fosfórico fosforoso hipofosforoso

X HNO3 HNO2 X

nítrico nitroso

X H2SO4 H2SO3 X

sulfúrico sulfuroso

X H2CO3 X X

carbônico

Os ácidos que servem de referência para a nomenclatura são os da coluna intermediário alto. A partir dele se classificam e nomeiam os demais ácido do elemento.

Quando se trata de ácidos que diferem entre si pelo número de hidratação, a nomenclatura pode se basear neste critério.

nível de hidrataçao do ácido prefixo

máximo ORTO

intermediário META

mínimo PIRO

O prefixo orto é dispensável e somente indica que tal ácido pode gerar outro por desidratação. O prefixo meta indica que tal ácido foi obtido pela retirada de uma molécula de água de uma molécula do orto. O prefixo piro indica que tal ácido foi obtido pela retirada de uma molécula de água de 2 moléculas do orto.

ácido (orto)fosfórico H3PO4

ácido metafosfórico HPO3 ( H3PO4 - 1 H2O )

ácido pirofosfórico H4P2O7 (2 H3PO4 ou H6P2O8 - 1 H2O)

A nomenclatura também pode se basear na tabela de ânions. Este tipode abordagem serve para hidrácidos e oxiácidos. Ao se dar nome a um ácido, deve-se levar em consideração a terminação do nome do ânion que origina o ácido.

terminação do ânion terminação do nome do ácido

ETO ÍDRICO

ATO ICO

ITO OSO

Cl1- cloreto HCl ácido clorídrico

SO42- sulfato H2SO4 ácido sulfúrico

Cl21- clorito HClO2 ácido cloroso

Um tipo de nomenclatura específica é a dos tioácidos. O prefixo tio é utilizado quando o ácido representa a molécula de um outro, com um átomo de enxofre (S) substituindo um de oxigênio na molécula original.

ácido ciânico HCNO ácido tiociânico HCNS


Função química é um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes. Dentre as principais funções estão os ácidos e bases.

Antes da formalização do conceito ácidos e bases

Ácidos eram caracterizados como:

Substâncias que tem sabor azedo

Conduzem corrente elétrica

Quando adicionados ao mármore e a outros carbonatos, produzir efervescência, com liberação de gás carbônico

e

Bases eram caracterizados como:

Possuir sabor adstringente, ou seja amarrar a boca

Tornar a pele lisa e escorregadia

Conduzir corrente elétrica

A formalização dos conceitos de ácido e base foi realizada por 3 teorias:

A primeira delas foi desenvolvida por Arrhenius em 1887 para explicar a condutividade elétrica de certas soluções, definiu ácidos e bases assim:

"Ácido é toda substância que em solução aquosa se dissocia fornecendo íons H+, como único tipo de cátion."

HCl




H+


+ Cl–

"Base é toda substância que , dissolvida em água, se dissocia, fornecendo íons hidróxido como único tipo de ânion."

NaOH




Na+


+OH –

Observações:

Os ácidos são compostos moleculares . Só conduzem a eletricidade em solução , pois há dissociação, formando íons. Quando puros não conduzem a eletricidade.

As bases são compostos iônicos, pois temos metal ligado ao oxigênio

Me+(OH) –

No estado sólido não conduzem a eletricidade, pois os íons estão presos. No estado fundido e em solução aquosa conduzem a corrente ,pois os íons estão libertos.

Entretanto , atualmente sabemos que um próton simples não existe em soluções aquosas. Um próton em solução aquosa se hidrata, forma cátion hidrônio: H3O+

A teoria de Bronsted – Lowry

Bronsted e Lowry em 1923, propuseram uma teoria mais ampla , válida para todos os meios ( meio alcóolico, meio aquoso, etc.)

Ácido= qualquer espécie química que doa prótons.

Base= qualquer espécie química que aceita prótons.

HBr


+


HOH




H3O+


+


Br –

Ácido








Base




Outro exemplo:

O que o íon amônio pode ser pela teoria de Bronsted – Lowry

NH4 +




NH3


+


H+

O íon amônio pode ceder prótons funcionando como ácido de Bronsted- Lowry e não pode ser base de Bronsted, pois não pode ganhar prótons.

A teoria de Lewis

Lewis em 1923, apresentou uma definição eletrônica de ácido e base, ele se baseou no conceito de base de Bronsted, que é a espécie que recebe próton, assim para receber próton, a base deve fornecer um par de elétrons para a ligação.

Ácido: toda espécie química que recebe par de elétrons.

Base: toda espécie química que doa par de elétrons.

Exemplo:

:NH3


+


HOH




[ H3N:H ] +


+


OH –

base








ácido NH 4+




O NH3 é uma base porque recebeu um próton H+ da água.

A água é um ácido porque cedeu um próton ao NH3.

Aminoácidos

Monopeptídeos, Aminoácidos, Moléculas orgânicas, Cadeia carbônica, Hidrogênio, Oxigênio, Nitrogênio, Enxofre, Grupo carboxila, Grupo amina, Radical (R), Propriedades químicas, Polar, Apolar, Carga elé
Também chamados de monopeptídeos, os aminoácidos são moléculas orgânicas formadas por cadeias de carbono, ligadas a átomos de hidrogênio, oxigênio, nitrogênio e, às vezes, enxofre. Contendo um grupo carboxila (COOH) e um grupo amina (NH2).

Existem na natureza vinte tipos de aminoácidos, diferidos por um grupamento denominado radical (R), classificados conforme suas propriedades químicas: os que apresentam cadeia polar, outros com cadeia apolar e os que podem adquirir carga elétrica.

Todos os seres vivos utilizam desses aminoácidos para sintetizarem suas proteínas, combinando-os de variadas formas possíveis de acordo com a expressão gênica contida no DNA. Sendo algumas espécies capazes de fabricá-los integralmente, ou seja, todos os tipos, enquanto outras necessitam adquiri-los através dos alimentos.

Para a espécie humana (Homo sapiens), nove desses aminoácidos são considerados essenciais e os demais naturais. Essenciais porque o nosso organismo não os sintetiza, e por meio do hábito nutricional onívoro (herbívoro e carnívoro), suprimos esse déficit complementando os naturais.

Essas unidades protéicas unem-se por meio de ligações químicas denominadas de ligações peptídicas, ocorrendo sempre entre o grupo amina e o carboxílico de aminoácidos adjacentes (vizinhos) formando um dipeptídeo, tripeptídeo, tetrapeptídeo, ... polipeptídeo, respectivamente conforme a quantidade de unidades contíguas.

Aminoácidos Essenciais


Aminoácidos Naturais
Histidina (His) – com carga elétrica Alanina (Ala) - apolar
Isoleucina (Iso) – apolar Arginina (Arg) - com carga elétrica
Lisina (Lis) - com carga elétrica Asparagina (Asn) - polar
Metionina (Met) - apolar Cisteina (Cis) - polar
Fenilalanina (Fen) - apolar Ácido Glutâmico (Glu) - com carga elétrica
Treonina (Ter) - polar Glutamina (Gln) - polar
Triptofano (Tri) - apolar Glicina (Gli) - apolar
Valina (Val) - apolar Prolina (Pro) - apolar
Leucina (Leu) – apolar Ácido Aspartico (Asp) - com carga elétrica
Serina (Ser) - polar
Tirosina (Tir) - polar
Tabela distinguindo os aminoácidos essenciais e naturais necessários a um ser humano, especificando a propriedade que caracteriza cada um.
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Sais

O sal iodeto de sódio previne o “bócio”.

Os sais são compostos iônicos, têm sabor salgado e são sólidos. Características dos Sais:

1 - Conduzem corrente elétrica quando estão em solução.

2 - Os sais têm sabor salgado.

3 - Os sais reagem com ácidos, com hidróxidos, com outros sais e com metais.

4 - Ao reagir com um ácido, dão origem a outro sal e outro ácido, se o ácido formado for mais volátil que o empregado na reação.

5 - Quando reagem com hidróxido, dão origem a outro sal e outro hidróxido, se o hidróxido formado for menos solúvel que o empregado na reação.

6 - Se reagem com outros sais, dão origem a dois novos sais se um deles for menos solúvel que os reagentes.

7 - E, por fim, quando reagem com um metal, dão origem a um novo sal e um novo metal, se o metal reagente for mais reativo que o metal deslocado na reação.

Principais Sais e suas utilizações:

Bicarbonato de Sódio (NaHCO3) --> É usado em medicamentos que atuam como antiácidos estomacais. É também empregado como fermento na fabricação de pães, bolos, etc., uma vez que libera gás carbônico aquecido, o gás carbônico permite o crescimento da massa. É, ainda, usado para fabricar extintores de incêndio de espuma.

Carbonato de Cálcio (CaCO3) --> Componente do mármore, é usado na confecção de pisos, pias, etc. O carbonato de cálcio (calcário) é também empregado na fabricação do vidro comum e do cimento.

Sulfato de Cálcio (CaSO4) --> É um sal usado na fabricação do giz e do gesso de porcelana.

Cloreto de Sódio (NaCl) --> Este sal é intensamente usado na alimentação e também na conservação de certos alimentos; além disso, é um dos componentes do soro caseiro, usado no combate à desidratação. No sal de cozinha, além do cloreto de sódio existe uma pequena quantidade de iodeto de sódio (Nal) e de potássio (Kl). Isso previne o organismo contra o bócio ou "papo", doença que se caracteriza por um crescimento exagerado da glândula tireóide, quando a alimentação é deficiente em sais de iodo.

Fluoreto de Sódio (NaF) --> É um sal usado na fluoretação da água potável e como produto anticárie, na confecção de pasta de dente.

Nitrato de Sódio (NaNO 3) --> Conhecido como salitre do Chile, esse sal é um dos adubos (fertilizantes) nitrogenados mais comuns.

Por Líria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola

Classificação dos óxidos

Por Líria Alves

Água oxigenada

Óxidos são compostos binários, ou seja, formados pela combinação de dois elementos, sendo um deles oxigênio.

Classificação dos óxidos em função do comportamento na presença de outros elementos:

Óxidos básicos: o metal presente em sua fórmula pode apresentar “carga elétrica” +1 e +2, ou seja, possuir caráter iônico. Exemplos: Na₂O (Óxido de sódio), BaO (Óxido de bário). Em razão dessa propriedade, estes compostos reagem com ácidos e originam sal e água. Veja o processo:

Na₂O + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O
óxido básico + ácido sal água

Óxidos neutros: são compostos por ametais, eles não reagem com água, ácido ou base, em razão da ligação covalente que une seus componentes, daí o porquê de serem chamados de óxidos inertes. Exemplos: monóxido de dinitrogênio (N₂O), monóxido de carbono (CO).

Óxidos ácidos: também conhecidos como anidridos de ácidos, são formados por ametais e apresentam caráter covalente. Na presença de água produzem ácidos e na presença de bases originam sal e água. Exemplo: CO₂ (dióxido de carbono ou gás carbônico), SO₂ (óxido de enxofre).

Óxidos duplos ou mistos: a combinação de dois óxidos de um mesmo elemento dá origem a esse tipo de óxido. Exemplo: magnetita (Fe₃O₄), junção dos óxidos Ferro (Fe) e Oxigênio (O). Aplicação: ímã natural.

Óxidos anfóteros: apresentam ambiguidade, na presença de um ácido se comportam como óxidos básicos, e na presença de uma base, como óxidos ácidos. Exemplos: óxido de Alumínio (Al₂O₃), óxido de zinco (ZnO).

Peróxidos: compostos que possuem em sua fórmula o grupo (O₂)^2- . Exemplos: Água oxigenada (H₂O₂) e Peróxido de sódio (Na₂O₂).

Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalino-terrosos. São aplicados na indústria como alvejantes para clarificar tecidos e polpa de celulose (confecção de papel).

Alcinos

Líria Alves

Possuem tripla ligação entre átomos de carbono

Os alcinos são hidrocarbonetos que possuem tripla ligação entre átomos de carbono. São conhecidos também como hidrocarbonetos etínicos ou hidrocarbonetos acetilênicos. A fórmula geral dos alcinos é: C_nH_2n – 2, e o primeiro membro é o etino (C₂H₂).

De modo geral, podemos definir alcinos como hidrocarbonetos de cadeia carbônica acíclica, homogênea, insaturada com uma tripla ligação única. Os alcinos apresentam pontos de fusão e ebulição crescentes com o aumento da cadeia carbônica (massa molecular).

Essa classe de compostos não possui cor (incolor), nem cheiro (inodoro), apresentam insolubilidade em água, mas são solúveis em solventes orgânicos como o álcool, o éter e outros.

Aplicação dos alcinos: O acetileno, também conhecido como etino, é usado em grande escala na fabricação de borrachas sintéticas, plásticos, como o PVC e PVA, e ainda de fios têxteis para a produção de tecidos.

Classificação dos Açucares

Eliene Percília

Glicose em 3D

Oses ou monossacarídeos: normalmente têm um sabor adocicado, os monossacarídeos não sofrem hidrólise, isto é, não reagem com água. Sua fórmula estrutural é (CH₂O)n, esse “n” pode variar de 3 a 7 (trioses, tetroses, pentoses, hexoses e heptoses), dentre toda a pentose e hexoses são as mais importantes.

Exemplo: glicose ou frutose.

Dissacarídeos: sofrem hidrólise produzindo duas moléculas de monossacarídeos, exemplos: sacarose, lactose ou maltose.

Exemplo: C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂O → C₆H₁₂O₆ + C₆H₁₂O₆
Sacarose Glicose Frutose

Polissacarídeos: sofrem hidrólise produzindo grande quantidade de moléculas de monossacarídeos. Normalmente ocorrem no talo e folhas vegetais e nas camadas externas de revestimento de grãos.

Exemplo: (C₆H₁₀O₅)n + nH₂O → n C₆H₁₂O₆ obtenção industrial da glicose
Amido ou glicose Celulose

Catalisadores

Líria Alves

Catalisadores aceleram reações químicas

Os cientistas Jöns Jakob Berzelius e Wilhelm Ostwald deram início aos estudos sobre catalisadores no início do século XIX. A velocidade de um grande número de reações é influenciada pela presença de substâncias que permanecem quimicamente inalteradas no processo. Essas substâncias ficaram conhecidas como catalisadores e fazem com que as moléculas reajam com uma velocidade maior, ou seja, aceleram a reação. É importante o fato de que não influenciam na composição e nem na quantidade do produto final da reação.

Mas como agem os catalisadores? A ação do catalisador é abaixar a energia de ativação, possibilitando um novo caminho para a reação. O abaixamento da energia de ativação é que determina o aumento da velocidade da reação. No final do processo o catalisador é devolvido intacto, ou seja, sem passar por nenhuma modificação.

Catálise é a denominação dada à reação que ocorre na presença de um catalisador. O sistema formado pelo catalisador e os reagentes determina como a catálise vai ocorrer, sendo que ela pode ocorrer de duas formas: homogênea ou heterogênea.

Catálise homogênea: o catalisador e os reagentes constituem uma única fase.

NO (g)
2 SO₂ (g) + O₂ (g) → 2 SO₃ (g)

Catalisador da reação: NO gasoso.

Reagentes: SO₂ gasoso e O₂ gasoso.
Observe que o catalisador e os reagentes possuem uma só fase (gás), ou seja, o sistema é monofásico.

Catálise heterogênea: o catalisador e os reagentes possuem mais de uma fase nesse tipo de catálise.

Pt (s)
2 SO₂ (g) + O₂ (g) → 2 SO₃ (g)

Catalisador da reação: Pt sólido.

Reagentes: SO₂ gasoso e O₂ gasoso.

Nesse caso o sistema é formado pela mistura de SO₂, O₂ e Pt, sendo assim é difásico porque possui duas fases: gás e sólido.

Classificação das Reações Químicas

Líria Alves

Reação de síntese ou adição

Reação química se define como a transformação que ocorre nas substâncias em relação ao seu estado inicial.

Para classificar reações químicas iremos relacionar o número de substâncias que reagem (reagentes) e o número de substâncias produzidas (produtos). Para melhor exemplificar iremos utilizar as letras: A, B, C, X, Y.

Reação de síntese ou adição: são aquelas que duas ou mais substâncias originam um único produto.
A + B → C

Reação de análise ou decomposição: nessa reação uma única substância gera dois ou mais produtos.
A → B + C

Reação de simples troca ou deslocamento: ocorre quando uma substância simples reage com uma composta originando novas substâncias: uma simples e outra composta.
A + XY → AY + X

Reação de dupla troca: dois reagentes reagem formando dois produtos. Em geral são substâncias compostas que reagem dando origem a novas substâncias também compostas.
AB + XY → AY + XB

Alcanos

Líria Alves

Alcano ramificado

Os alcanos são compostos orgânicos com simples ligações entre átomos de carbono, possuem cadeia aberta, também conhecidos como hidrocarbonetos parafínicos. A estrutura física dos alcanos é de cadeia carbônica acíclica (alifática), saturada e homogênea.

O nome parafina é de origem do latim: parum = pequena + affinis = afinidadade, ou seja, os alcanos são pouco reativos. Em condições ambientes, os alcanos se encontram nas fases sólida, líquida ou gasosa, depende do número de átomos de carbono.

Os alcanos puros são incolores, os gasosos e os sólidos são inodoros e os líquidos têm cheiro característico (gasolina, por exemplo). Como são compostos constituídos exclusivamente por carbono e hidrogênio, formam uma série homóloga de fórmula geral CnH₂n +2, o primeiro membro é o metano (CH₄).

Os alcanos são compostos apolares, sendo assim são insolúveis em solventes polares como a água, porém são solúveis em solventes apolares, como o benzeno, e em solventes fracamente polarizados, como o álcool.

Podemos encontrar Alcanos principalmente no petróleo, no gás natural, no xisto betuminoso e na cera mineral. Eles são utilizados como matéria-prima para a preparação de muitos compostos na indústria petroquímica e também como combustível.

Distribuição Eletrônica Linus Pauling e as camadas eletrônicas do átomo

Um problema para os químicos era construir uma teoria consistente que explicasse como os elétrons se distribuíam ao redor dos átomos, dando-lhes as características de reação observadas em nível macroscópico.

Foi o cientista americano Linus C. Pauling quem apresentou a teoria até o momento mais aceita para a distribuição eletrônica.

Sobre Pauling, é sempre interessante citar que ele foi duas vezes laureado com o Prêmio Nobel. O de química em 1954, por suas descobertas sobre as ligações atômicas, e o da Paz em 1962, por sua militância contra as armas nucleares.

Para entender a proposta de Pauling, é preciso primeiro dar uma olhadinha no conceito de camadas eletrônicas, o princípio que rege a distribuição dos elétrons em torno do átomo em sete camadas, identificadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q.


Uma característica destas camadas é que cada uma delas possui um número máximo de elétrons que podem comportar, conforme tabela que segue:

Camada

Número máximo de elétrons
K

2
L

8
M

18
N

32
O

32
P

18
Q

8

Pauling apresentou esta distribuição dividida em níveis e subníveis de energia, em que os níveis são as camadas e os subníveis divisões destes (representados pelas letras s, p, d, f), possuindo cada um destes subníveis também um número máximo de elétrons.
Subnível

Número máximo de elétrons

Nomenclatura
s

2

s2
p

6

p6
d

10

d10
f

14

f14

Quando combinados níveis e subníveis, a tabela de distribuição eletrônica assume a seguinte configuração:

Camada

Nível

Subnível

Total de elétrons
s2

p6

d10

f14
K

1

1s







2
L

2

2s

2p





8
M

3

3s

3p

3d



18
N

4

4s

4p

4d

4f

32
O

5

5s

5p

5d

5f

32
P

6

6s

6p

6d



18
Q

7

7s

7p





8

A distribuição eletrônica, conforme Pauling, não era apenas uma ocupação pelos elétrons dos espaços vazios nas camadas da eletrosfera.

Os elétrons se distribuem segundo o nível de energia de cada subnível, numa seqüência crescente em que ocupam primeiro os subníveis de menor energia e, por último, os de maior.

É esta a tradução do diagrama de energia de Pauling, que define esta ordem energética crescente que é também a seqüência de distribuição dos elétrons

Diagrama de Linus Pauling

Na figura, as setas indicam a ordem crescente dos níveis de energia: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10

Note que como a energia de 4s2 é menor, esta posição vem antes de 3p6 e 3d10.

Assim, seguindo o diagrama de Pauling, podemos montar a distribuição eletrônica de qualquer elemento químico, como por exemplo:

Elemento químico Número atômico Distribuição eletrônica
He Hélio 2 1s2
K = 2
Cl Cloro 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
K = 2, L = 8, M = 7
Zr Zircônio 40 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2
K = 2, L = 8, M = 18, n = 10, O =2
Pt Platina 78 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d9
K = 2, L = 8, M = 18, N = 32, O = 16, P = 2

Lembre-se que a soma da distribuição dos elétrons, tanto nos subníveis quanto nas camadas deve bater com o número atômico, como no exemplo da Platina:

Camada

Nível

Distribuição eletrônica da platina

Total de elétrons
s2

p6

d10

f14
K

1

1s2







2
L

2

2s2

2p6




8
M

3

3s2

3p6

3d10



18
N

4

4s2

4p6

4d10

4f14

32
O

5

5s2

5p6

5d8



16
P

6

6s2



-



2
Q

7

-







-
Total



78

Algumas edições da Tabela Periódica informam também a distribuição eletrônica dos elementos químicos, o que facilita muito o trabalho de quem precisa operar estes dados.

Mas, independentemente disto, é muito importante conhecer os mecanismos que regem esta distribuição, e particularmente o conceito de níveis e subníveis de energia, ponto de partida para estudos mais avançados como os princípios da mecânica quântica.

*Carlos Roberto de Lana é engenheiro químico e professor.