A tabela periódica

A tabela periódica atual

Em 1913 e 1914, o inglês Henry Moseley fez importantes descobertas trabalhando com uma técnica envolvendo raios X. Ele descobriu uma característica dos átomos que ficou conhecida como número atômico.

Nesse momento, basta dizer que cada elemento químico possui um número que lhe é característico, o número atômico. Quando os elementos químicos são organizados em ordem crescente de número atômico, ocorre uma periodicidade nas suas propriedades, ou seja, repetem-se regularmente elementos com propriedades semelhantes.

Essa regularidade da natureza é conhecida como lei periódica dos elementos.

Outros cientistas aprimoraram as descobertas de Mendeleev e de Moseley. Esses aprimoramentos conduziram à moderna tabela periódica dos elementos, que aparecem na tabela abaixo.

Nela, as linhas horizontais são chamadas de períodos e as colunas (verticais) são denominadas grupos, ou famílias.

A tabela é constituída de períodos e famílias

A simples localização de um elemento químico na tabela periódica já pode indicar diversas características específicas desse elemento.

Os períodos

Os elementos são distribuídos na tabela em ordem crescente da esquerda para a direita em linhas horizontais, de acordo com o número atômico (Z) de cada elemento, que fica acima de seu símbolo.

Observe a tabela acima. Na tabela há sete linhas horizontais, que são denominadas períodos.

Os períodos indicam o número de camadas ou níveis eletrônicos que o átomo possui. Por exemplo, o potássio (K) está localizado no quarto período, e o césio (Cs), no sexto. Isso significa que na distribuição eletrônica o potássio possui quatro camadas ou níveis eletrônicos e o césio possui seis.

O paládio (Pd) é uma exceção: apesar de estar na quinta linha horizontal, só possui quatro camadas ou níveis eletrônicos.

Os elementos de um mesmo período possuem o mesmo número de camadas eletrônicas, que por sua vez é coincidente com o número do período. Por exemplo:

Período	Nº de camadas	Camadas
1	1	K
2	2	K	L
3	3	K	L	M
4	4	K	L	M	N
5	5	K	L	M	N	O
6	6	K	L	M	N	O	P
7	7	K	L	M	N	O	P	Q

As famílias

Observe que na tabela periódica existem 18 linhas verticais ou colunas. Elas representam as famílias ou os grupos de elementos químicos.

Acima das colunas existem números (1, 2, 3 etc.).

Cada coluna representa uma família; por exemplo:

• 1 é a família dos metais alcalinos;
• 2 é a família doa alcalinos terrosos;
• 18 é a família dos gases nobres.

Cada família química agrupa seus elementos de acordo com a semelhança nas propriedades. Por exemplo, a família 11 é composta pelos elementos químicos cobre (Cu), prata (Ag) e ouro (Au). Eles fazem parte do grupo dos metais e apresentam características comuns: brilho metálico, maleabilidade, ductibilidade, são bons condutores de calor e de eletricidade.

Assim com esses outros elementos, de uma mesma família possuem semelhanças em suas propriedades.

O número de algumas famílias indica quantos elétrons o elemento químico possui na última camada de sua elétrosfera. Acompanhe a seguir, alguns exemplos.

• O sódio (Na) está na família 1, isto é, possui um elétron na última camada de sua eletrosfera.
• O magnésio (MG) está na família 2, isto é, possui um elétron na última camada de sua elétrosfera.
• O alumínio (Al) encontra-se na família 3, pois esse elemento possui três elétrons na última camada de sua elétrosfera.

Família Nº de elétrons na última camada 1 1 2 2 13 3 14 4 15 5 16 6 17 7 18 8

Os elementos químicos situados nas famílias 1 e 2 possuem o número de elétrons na última camada igual ao número da família a qual pertencem. Para os das famílias 13 até 18, obtêm-se o número de elétrons na última camada, subtraindo-se 10 do número da família. Nas demais famílias essa regra não pode ser aplicada. O hélio, apesar de estar na família 18, apresenta apenas dois elétrons na última camada, pois esse elemento possui apenas dois elétrons.

Metais, não-metais e semimetais

Na tabela periódica da pagina anterior, os elementos destacados em amarelo formam substâncias simples com algumas propriedades razoavelmente semelhantes. Essas substancias, de modo geral, conduzem bem a corrente elétrica e o calor, são facilmente transformadas em lâminas e em fios e são sólidas nas condições ambientes (isto é, 25ºC de temperatura e pressão equivalente ao valor médio da pressão atmosférica ao nível do mar), exceção feita àquela substância formada pelo mercúrio (Hg), que é líquida. Esses elementos são denominados metais.

Os elementos destacados em rosa e em azul formam substâncias simples que, ao contrário, não conduzem bem o calor nem a corrente elétrica (exceto o carbono na forma da substância simples o grafite), não são facilmente transformadas em lâminas ou em fios. Tais elementos são denominados não-metais (alguns os chamam de ametais). Dos não-metais, onze foram substâncias simples gasosas nas condições ambientes (hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, flúor, cloro e gases nobres) uma forma substância líquida (bromo) e os demais formam substâncias simples sólidas.

Os elementos dos quadrinhos amarelos são os semimetais, assim denominados porque apresentam propriedades “intermediárias” entre a dos metais e a dos não-metais. Eles formam substâncias simples sólidas nas condições ambientes. Dois semimetais de muita importância prática são o silício e o germânio, empregados em componentes eletrônicos.

Gases nobres: modelo de estabilidade

Todas as substâncias químicas são formadas por átomos de elementos químicos. Os cientistas observaram que a imensa maioria das substâncias conhecidas é formada por átomos combinados, unidos. Ás vezes são átomos de um mesmo elemento, às vezes de elementos diferentes.

Dos milhões de substâncias conhecidas, sabe-se de apenas seis nas quais existem átomos não combinados. Essas substâncias são o hélio, o neônio, o xenônio, o argônio, o criptônio e o radônio, gases presentes em pequena quantidade na atmosfera terrestre. Esses gases são formados por átomos não combinados dos elementos do grupo 18 da tabela periódica (He, NE, Ar, Kr, Xe, RN), chamado grupo dos gases nobres.

Além disso, até hoje não foi descoberta sequer uma substância natural na qual átomos de gases nobres estejam combinados entre si ou com átomos de outros elementos.

Essas observações forneceram pistas aos cientistas, no final do século XIX e no início do século XX, para começarem a esclarecer como os átomos se combinam. Já que a eletrosfera é a parte mais externa dos átomos e o núcleo é muito pequeno, parece razoável ser a eletrosfera que atua na combinação dos átomos. E já que os gases nobres não tendem a se combinar, tudo indica que possuir uma eletrosfera semelhante à de gás nobre permite a um átomo estabilizar-se.

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Cálculo estequiométrico

O cálculo estequiométrico, apesar de temido por muitos vestibulandos, deixa de ser um problema se os seguintes passos forem seguidos:

1.° passo – Montar e balancear a equação química.

2.° passo – Escrever a proporção em mols (coeficientes da equação balanceada).

3.° passo – Adaptar a proporção em mols às unidades usadas no enunciado do exercício (massa, volume nas CNTP, n.° de moléculas etc).

4.° passo – Efetuar a regra de três com os dados do exercício.

Equações químicas

As reações que os elementos têm entre si para formar um composto são representadas por equações químicas. Exemplo da reação do hidrogênio com o oxigênio para formar água:



As substâncias no lado esquerdo são chamadas reagentes e, no lado direito, produtos. Os números antes dos símbolos (omitido se for 1) indicam a quantidade de moléculas. Os símbolos entre parênteses indicam o estado físico: (s) sólido, (l) líquido, (g) gasoso e (aq) solução aquosa (muitas substâncias só reagem em solução aquosa). Lembrar que a equação química indica a possibilidade de uma reação. Isto significa que a reação nem sempre ocorrerá com o simples contato físico das substâncias. Algumas precisam de aquecimento, outras,de meio aquoso, outras,de ignição (é o caso do exemplo),etc.

Uma equação química deve ser balanceada, isto é, cada elemento deve ter o mesmo número de átomos em ambos os lados da equação. No exemplo dado, esta condição está satisfeita. O balanceamento significa a necessária igualdade de massas entre os dois lados da equação uma vez que não pode haver perda ou ganho de massa.

Massa atômica, massa molecular

Em química, no lugar das unidades convencionais, a massa de um átomo é expressa em unidades de massa atômica (u) que equivale exatamente a 1/12 da massa do isótopo 12C (carbono 12). Na unidade comum, corresponde a 1,6605402 x 10-27 kg . Pelo fato de o carbono 12 possuir 6 prótons e 6 nêutrons, concluímos que a unidade de massa atômica é, aproximadamente, a massa de um próton ou de um nêutron(1 próton=1,0081u; 1 nêutron=1,0090u). O átomo de 12C foi escolhido como átomo padrão na construção das escalas de massas atômicas. Sua massa atômica foi fixada em 12u.

Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de 12C.

Massa atômica de um átomo – É a massa desse átomo expressa em u. Indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa de 12C.

Massa atômica de um elemento – A massa atômica de um elemento é a massa média dos átomos desse elemento expressa em u. É igual à média ponderada das massas atômicas dos isótopos constituintes do elemento.
Aplicação

Na reação N2 + H2 NH3, qual é a massa de H2 que reage, quando são obtidos 3 mols de NH3?

Solução:

Fórmula molecular (ou bruta) e fórmula empírica

A fórmula química para um composto obtido por análise de composição sempre é a fórmula empírica. Podemos obter a fórmula molecular da fórmula empírica se nós soubermos a massa molecular do composto. A fórmula molecular sempre será algum múltiplo inteiro da fórmula empírica (isto é, múltiplos inteiros das subscrições da fórmula empírica).

Ex: a Vitamina C (ácido ascórbico) contém 40,92% de C; 4,58% de H e 54,50% de O, em massa. A massa molecular experimentalmente determinada é 176u. Quais são as fórmulas empírica e molecular para o ácido ascórbico?

Em 100 gramas de ácido ascórbico, temos: 40,92 gramas de C; 4,58 gramas de H; 54,50 gramas de O. Isto nos dá os mols de cada elemento:

(40,92g C) x (1mol/12,011g)=3,407moles de C.

(4,58g H) x (1mol/1,008g)=4,544mols de H.

(54,50g O) x (1mol/15,999g)=3,406mols de O.

Determina-se a relação com menor número inteiro, dividindo-se cada valor pelo de menor quantidade de mols (3.406 moles do Oxigênio):

A quantidade relativa de mols de carbono e oxigênio parece ser igual, mas a quantia relativa de hidrogênio é mais alta. Considerando que não podemos ter “átomos fracionários” em um composto, nós precisamos normalizar a quantia relativa de hidrogênio para ser igual a um inteiro. 1.333 é 1 + 1/3, assim se multiplicarmos as quantias relativas de cada átomo por ‘3’, deveremos obter valores inteiros para cada átomo.

C = (1.0) x 3 = 3

H = (1.333) x 3 = 4

O = (1.0) x 3 = 3

ou, C3H4O3

Esta é a fórmula empírica para o ácido ascórbico. E a fórmula molecular? Falamos que, experimentalmente, foi determinada uma massa molecular de 176u.Qual é a massa molecular dafórmula empírica?

(3 x 12,011) + (4 x 1,008) + (3 x 15,999) = 88,062u.

A massa molecular da fórmula empírica é menor que a experimentalmente determinada. Qual é a relação entre os dois valores?

(176u /88,062u) = 2,0

Se multiplicarmos a fórmula empírica por ‘2’, então a massa molecular estará correta. Assim, a fórmula molecular é:

2 x C3H4O3 = C6H8O6
extraido de www.colaweb.com.br

Ácidos Nucléicos

Os ácidos nucléicos são moléculas com extensas cadeias carbônicas, formadas por nucleotídeos: um grupamento fosfórico (fosfato), um glicídio (monossacarídeo com cinco carbonos / pentoses) e uma base nitrogenada (purina ou pirimidina), constituindo o material genético de todos os seres vivos.

Nos eucariontes ficam armazenados no núcleo das células, e nos procariontes dispersos no hialoplasma.

Podem ser de dois tipos: ácido desoxirribonucléico (DNA) e ácido ribonucléico (RNA), ambos relacionados ao mecanismo de controle metabólico celular (funcionamento da célula) e transmissão hereditária das características.

As primordiais diferenças e características entre os ácidos nucléicos são:

Além do peso molecular, relativa à quantidade de nucleotídeos (tamanho da molécula), existem outras diferenças estruturais, como por exemplo:

- A diferença das bases nitrogenadas: púricas e pirimídicas

No filamento de DNA → Purinas (adenina e guanina) e Pirimidinas (timina e citosina).
No filamento de RNA → Purinas (adenina e guanina) e Pirimidinas (uracila e citosina).

- A essencial disposição (a seqüência) dos nucleotídeos, implicando na diferença mantida entre os genes no filamento de DNA e dos códons e anti-cóndons no filamento de RNA;

- A conformação linear ou circular dos filamentos;

- E a duplicidade complementar (fita dupla) observada no DNA, diferenciada da unicidade (fita única / simples) do RNA.
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Classificação dos ácidos

Líria Alves

Ácidos fortes liberam H+ como maior facilidade

Ácido é toda substância que se ioniza em presença de água e origina íons H+.

Como podemos classificar os ácidos? De acordo com vários critérios, vejamos alguns:

Classificação quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:

Dependendo da quantidade de íons H+ liberados por molécula ionizada, os ácidos se classificam em:

Monoácidos: liberam um íon H+ por molécula.
Diácidos: dois íons H+ são liberados por molécula.
Triácidos: liberam três íons H+ por cada molécula.
Tetrácidos: até quatro íons H+ por molécula.

Classificação quanto à força ácida:

O meio ácido é caracterizado pela presença de íons H+ que são gerados pela ionização. A facilidade com que os ácidos se ionizam em água e outros solventes é medida pela força do ácido, sendo que, ácidos fortes liberam H+ com maior facilidade. Veja os exemplos:

Ácidos fortes: HI (ácido iodídrico), HBr (ácido bromídrico) e HCl (ácido clorídrico).
Ácido semiforte: HF (ácido fluorídrico).
Ácido fraco: HCN (ácido cianídrico).

Distribuição Eletrônica de Elétrons

Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Admite-se a existência de 7 camadas eletrônicas, designados pelas letras maiúsculas:

K,L,M,N,O,P e Q. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados.

As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas K,L,M,N,O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente.

Por meio de métodos experimentais, os químicos concluíram que o número máximo de elétrons que cabe em cada camada ou nível de energia é:

Nível de energia	Camada	Número máximo de elétrons
1º	K	2
2º	L	8
3º	M	18
4º	N	32
5º	O	32
6º	P	18
7º	Q	2 (alguns autores admitem até 8)

Em cada camada ou nível de energia, os elétrons se distribuem em subcamadas ou subníveis de energia, representados pelas letras s,p,d,f, em ordem crescente de energia.

O número máximo de elétrons que cabe em cada subcamada, ou subnivel de energia, também foi determinado experimentalmente:

energia crescente
---------------------------------->

Subnível	s	p	d	f
Número máximo de elétrons	2	6	10	14

O número de subníveis que constituem cada nível de energia depende do número máximo de elétrons que cabe em cada nível. Assim, como no 1ºnível cabem no máximo 2 elétrons, esse nível apresenta apenas um subnível s, no qual cabem os 2 elétrons. O subnível s do 1º nível de energia é representado por 1s.

Como no 2º nível cabem no máximo 8 elétrons, o 2º nível é constituído de um subnível s, no qual cabem no máximo 2 elétrons, e um subnível p, no qual cabem no máximo 6 elétrons. Desse modo, o 2º nível é formado de dois subníveis, representados por 2s e 2p, e assim por diante.
Resumindo:

Nível	Camada	Nº máximo de elétrons	Subníveis conhecidos
1º	K	2	1s
2º	L	8	2s e 2p
3º	M	18	3s, 3p e 3d
4º	N	32	4s, 4p, 4d e 4f
5º	O	32	5s, 5p, 5d e 5f
6º	P	18	6s, 6p e 6d
7º	Q	2 (alguns autores admitem até 8)	7s 7p

Linus Carl Pauling (1901-1994), químico americano, elaborou um dispositivo prático que permite colocar todos os subníveis de energia conhecidos em ordem crescente de energia. É o processo das diagonais, denominado diagrama de Pauling, representado a seguir. A ordem crescente de energia dos subníveis é a ordem na seqüência das diagonais.


Acompanhe os exemplos de distribuição eletrônica:

1 - Distribuir os elétrons do átomo normal de manganês (Z=25) em ordem de camada.

Solução:

Se Z=25 isto significa que no átomo normal de manganês há 25 elétrons. Aplicando o diagrama de Pauling, teremos:

K - 1s²
L - 2s² 2p⁶
M - 3s² 3p⁶ 3d⁵
N - 4s² 4p 4d 4f
O - 5s 5p 5d 5f
P - 6s 6p 6d
Q - 7s 7p

Resposta: K=2; L=8; M=13; N=2

2 - Distribuir os elétrons do átomo normal de xenônio (Z=54) em ordem de camada.

Solução:

K - 1s²
L - 2s² 2p⁶
M- 3s² 3p⁶ 3d¹⁰
N- 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f
O- 5s² 5p⁶ 5d 5f
P- 6s 6p 6d
Q- 7s 7p

Resposta: K=2; L=8; M=18; N=18; O=8

Há alguns elementos químicos cuja distribuição eletrônica não “bate” com o diagrama de Pauling.
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Gás carbônico

Gás carbônico

Sabe do que são formadas aquelas bolhas que aparecem nos refrigerantes? De gás carbônico. E são também de gás carbônico as bolhas que se desprendem em comprimidos efervescentes.

O gás carbônico compõe apenas 0,03% do ar. Ele aparece na atmosfera como resultado da respiração dos seres vivos e da combustão. É a partir do gás carbônico e da água que as plantas produzem açucares no processo da fotossíntese.

A partir dos açucares, as plantas produzem outras substâncias - como as proteínas e as gorduras - que formam o seu corpo e que vão participar também da formação do corpo dos animais.

Agora veja na figura como o carbono circula pela natureza: a respiração, a decomposição (que é a respiração feita pelas bactérias e fungos) e a combustão liberam gás carbônico no ambiente. Esse gás carbônico é retirado da atmosfera pelas plantas durante a fotossíntese.

Como outros gases, o gás carbônico pode passar para o estado líquido ou para o estado sólido se baixarmos suficientemente sua temperatura (a quase 80ºC negativos). O gás carbônico sólido é conhecido como gelo-seco e é usado na refrigeração de vários alimentos.



O Nitrogênio

É o gás presente em maior quantidade no ar. Essa substância é fundamental para a vida na Terra, pois faz parte da composição das proteínas, que são moléculas presentes em todos os organismos vivos.

O nitrogênio é um gás que dificilmente se combina com outros elementos ou substâncias. Assim, ele entra e sai de nosso corpo durante a respiração (e também do corpo dos outros animais e plantas) sem alterações. Assim, os animais não conseguem obter o nitrogênio diretamente do ar, somente algumas bactérias são capazes de utilizar diretamente o nitrogênio, transformando-o em sais que são absorvidos pelas plantas. Os animais obtêm o nitrogênio somente por meio dos alimentos.

Essa transformação é feita por bactérias que vivem na raiz das plantas conhecidas como leguminosas (feijão, soja, ervilha, alfafa, amendoim, lentilha, grão-de-bico). É por isso que essas plantas não tornam o solo pobre em nitratos, como costuma ocorrer quando outras espécies vegetais são cultivadas por muito tempo no mesmo lugar.

Com sais de nitrogênio, as plantas fabricam outras substâncias que formam seu corpo. Os animais, por sua vez, conseguem essas substâncias ingerindo as plantas ou outros seres vivos. Quando os animais e as plantas morrem, essas substâncias que contêm nitrogênio sofrem decomposição e são transformadas em sais de nitrogênio, que podem ser usadas pelas plantas. Uma parte dos sais de nitrogênio, porém, é transformada em gás nitrogênio por algumas bactérias do solo e voltam para a atmosfera. Desse modo o nitrogênio é reciclado na natureza.

Saiba mais sobre o ciclo do nitogênio.



O nitrogênio e os Fertilizantes

A produção de sais de nitrogênio pode ser feita em indústrias químicas, a partir do nitrogênio do ar. Combina-se o nitrogênio com o hidrogênio, produzindo-se amoníaco, que é então usado para fabricar sais de nitrogênio.

O amoníaco tem ainda outras aplicações: ele é usado em certos produtos de limpeza e também para fabricar muitos outros compostos químicos.
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Hidrocarbonetos

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Hidrocarbonetos são compostos formados exclusivamente de carbono e hidrogênio, que também são chamados hidrocarburetos, carboidretos, carbetos, carburetos ou carbonetos de hidrogênio.

Os fogos sagrados de Baku, capital do Azerbaijão, situada à beira do mar Cáspio, assombraram seus antigos habitantes, que ignoravam a origem do fenômeno. Modernamente sabe-se que se devem à constante combustão dos vapores de metano e outros hidrocarbonetos.

Classificação e ocorrência

Os hidrocarbonetos se classificam de acordo com a proporção dos átomos de carbono e hidrogênio presentes em sua composição química. Assim, denominam-se hidrocarbonetos saturados os compostos ricos em hidrogênio, enquanto os hidrocarbonetos ditos insaturados apresentam uma razão hidrogênio/carbono inferior e são encontrados principalmente no petróleo e em resinas vegetais.

Os grupos de hidrocarbonetos constituem as chamadas séries homólogas, em que cada termo (composto orgânico) difere do anterior em um átomo de carbono e dois de hidrogênio. Os termos superiores da série homóloga saturada, de peso molecular mais alto, encontram-se em alguns tipos de petróleo e como elementos constituintes do pinho, da casca de algumas frutas e dos pigmentos das folhas e hortaliças.

Os hidrocarbonetos etilênicos, primeiro subgrupo dos insaturados, estão presentes em muitas modalidades de petróleo em estado natural, enquanto os acetilênicos, que compõem o segundo subgrupo dos hidrocarbonetos insaturados, obtêm-se artificialmente pelo processo de craqueamento (ruptura) catalítico do petróleo. Os hidrocarbonetos aromáticos foram assim chamados por terem sido obtidos inicialmente a partir de produtos naturais como resinas ou bálsamos, e apresentarem odor característico. Com o tempo, outras fontes desses compostos foram descobertas. Até a segunda guerra mundial, por exemplo, sua fonte mais importante era o carvão. Com o crescimento da demanda, durante e após a guerra, outras fontes foram pesquisadas. Atualmente, grande parte dos compostos aromáticos, base de inúmeros processos industriais, se obtém a partir do petróleo.

Estrutura e nomenclatura

A estrutura das moléculas dos hidrocarbonetos baseia-se na tetravalência do carbono, isto é, em sua capacidade de ligar-se, quimicamente, a quatro outros átomos, inclusive de carbono, simultaneamente. Assim, as sucessões de átomos de carbono podem formar cadeias lineares, ramificadas em ziguezague, que lembram anéis e estruturas de três dimensões.

Hidrocarbonetos saturados

A fórmula empírica molecular dos hidrocarbonetos saturados, também chamados alcanos ou parafinas, é CnH2n+2, segundo a qual n átomos de carbono combinam-se com 2n + 2 átomos de hidrogênio para formarem uma molécula. Valores inteiros sucessivos de n dão origem aos termos distintos da série: metano (CH4), etano (C2H6), propano (C3H8), butano (C4H10) etc.

A partir do quarto termo da série, o butano, os quatro carbonos podem formar uma cadeia linear ou uma estrutura ramificada. No primeiro caso, o composto se denomina n-butano. Na estrutura ramificada, um átomo de carbono se liga ao carbono central da cadeia linear formada pelos outros três, formando o iso-butano, ou pode dar origem a uma estrutura cíclica, própria do composto chamado ciclobutano, em que os átomos de carbono das extremidades estão ligados entre si. A existência de compostos com mesma fórmula molecular, mas com estruturas diferentes, é fenômeno comum nos hidrocarbonetos, designado como isomeria estrutural. As substâncias isômeras possuem propriedades físicas e químicas semelhantes, mas não idênticas, e formam, em certos casos, moléculas completamente diferentes.

Os termos da série saturada são nomeados a partir do butano com o prefixo grego correspondente ao número de átomos de carbono constituintes da molécula: penta, hexa, hepta etc., acrescidos da terminação "ano". Nos cicloalcanos, hidrocarbonetos de cadeia saturada com estrutura em anel, a nomenclatura faz-se com a anteposição da palavra "ciclo" ao nome correspondente ao hidrocarboneto análogo na cadeia linear. Finalmente, os possíveis isômeros presentes na série saturada cíclica se distinguem por meio de números, associados à posição da ramificação no ciclo.

Hidrocarbonetos insaturados

O primeiro grupo de hidrocarbonetos insaturados, constituído pelos compostos etilênicos, também chamados alcenos, alquenos ou olefinas, tem como característica estrutural a presença de uma dupla ligação entre dois átomos de carbono. Sua fórmula molecular é CnH2n e os primeiros termos da série homóloga correspondente recebem o nome de etileno ou eteno (C2H4), propileno ou propeno (C3H6), butileno ou buteno (C4H8) etc. Os termos seguintes têm uma nomenclatura análoga à dos hidrocarbonetos saturados, acrescidos da terminação "eno".

A posição da dupla ligação na molécula dos alcenos pode dar origem a diferentes isômeros. Para distingui-los, o número do primeiro carbono a conter essa ligação precede o nome do hidrocarboneto na nomenclatura desses compostos. Existem, ainda, hidrocarbonetos etilênicos com mais de uma dupla ligação -- denominados dienos, quando possuem duas ligações, e polienos, com três ou mais. O grupo mais importante dessa classe de hidrocarbonetos constitui-se de compostos com duplas ligações em posições alternadas, os dienos conjugados. A nomenclatura dos alcenos de estrutura anelar, ditos cicloalquenos, é formalmente análoga à dos cicloalcanos.

Os alcinos ou alquinos (de fórmula molecular CnH2n-2), também conhecidos como hidrocarbonetos acetilênicos e componentes do segundo grupo dos compostos insaturados, apresentam ligação tripla em sua estrutura e sua nomenclatura é similar à dos alcenos, com a terminação "ino" que lhes é própria. Os cicloalquinos inferiores (de baixo peso molecular) são instáveis, sendo o ciclo-octino, com oito átomos de carbono, o menor alcino cíclico estável conhecido.

Hidrocarbonetos aromáticos

A estrutura do benzeno, base dos hidrocarbonetos aromáticos, foi descrita pela primeira vez por Friedrich August Kekulé, em 1865. Segundo ele, a molécula do benzeno tem o formato de um hexágono regular com os vértices ocupados por átomos de carbono ligados a um átomo de hidrogênio. Para satisfazer a tetravalência do carbono, o anel benzênico apresenta três duplas ligações alternadas e conjugadas entre si, o que lhe confere sua estabilidade característica.

Os hidrocarbonetos da série homóloga benzênica subdividem-se em três grupos distintos. O primeiro constitui-se de compostos formados pela substituição de um ou mais átomos de hidrogênio do anel pelos radicais de hidrocarbonetos. Esses compostos têm seus nomes derivados do radical substituinte, terminado em "il", e seguidos da palavra "benzeno". Alguns, no entanto, apresentam denominações alternativas (ou vulgares), mais comumente empregadas. Assim, o metil-benzeno é conhecido como tolueno, o dimetil-benzeno como xileno etc.

No segundo grupo, encontram-se os compostos formados pela união de anéis benzênicos por ligação simples entre os átomos de carbono, como a bifenila, ou com um ou mais átomos de carbono entre os anéis. Por último, o terceiro grupo de hidrocarbonetos aromáticos constitui-se de compostos formados por condensação de anéis benzênicos, de modo que dois ou mais átomos de carbono sejam comuns a mais de um anel, tais como o naftaleno, com dois anéis, e o antraceno, com três.

Propriedades e aplicações

Os hidrocarbonetos em geral são insolúveis em água, mas se solubilizam prontamente em substâncias orgânicas como o éter e a acetona. Os primeiros termos das séries homólogas são gasosos, enquanto os compostos de maior peso molecular são líquidos ou sólidos. Graças a sua capacidade de decompor-se em dióxido de carbono e vapor d'água, em presença de oxigênio, com desprendimento de grande quantidade de energia, torna-se possível a utilização de vários hidrocarbonetos como combustíveis.

Os hidrocarbonetos saturados, ou parafinas, caracterizam-se sobretudo por ser quimicamente inertes. Industrialmente, são empregados no processo de craqueamento (cracking) ou ruptura, a elevadas temperaturas, e produzem misturas de compostos de estruturas mais simples, saturados ou não. A hidrogenação catalítica dos alcenos é utilizada, em escala industrial, para a produção controlada de moléculas saturadas. Esses compostos são usados ainda como moderadores nucleares e como combustíveis (gás de cozinha, em automóveis etc.).

Os hidrocarbonetos insaturados com duplas ligações têm a capacidade de realizar reações de adição com compostos halogenados e formam importantes derivados orgânicos. Além disso, com a adição de moléculas de alcenos, é possível efetuar a síntese dos polímeros, empregados industrialmente no fabrico de plásticos (polietileno, teflon, poliestireno etc) e de fibras sintéticas para tecidos (orlon, acrilan etc.). Além disso, faz parte da gasolina uma importante mistura de alquenos. Metade da produção de acetileno é utilizada, como oxiacetileno, na soldagem e corte de metais. Os hidrocarbonetos aromáticos, além de bons solventes, são empregados na produção de resinas, corantes, inseticidas, plastificantes e medicamentos.

©Encyclopaedia Britannica do Brasil Publicações Ltda

Autoria: Daniel Salomão Carvalho

Halogenetos de Alquila

Propriedades dos Halogenetos de Alquila

As propriedades físicas de alguns halogenetos de alquila representativas são dadas na tabela abaixo.

Nome


Fórmula


PF (ºC)


PE (ºC)


Densidade (líquido)

Fluoreto de metila


CH3F


- 142


- 79


0,877

Cloreto de metila


CH3Cl


- 97


-23,7


0,920

Brometo de metila


CH3Br


- 93


4,6


1,732

Iodeto de metila


CH3I


- 64


42,3


2,279

Cloreto de etila


CH3CH2Cl


- 139


13,1


0,910

Brometo de etila


CH3CH2Br


- 119


38,4


1,430

Cloreto de n-propila


CH3CH2CH2Cl


- 123


46,4


0,890

Cloreto de isopropila


(CH3)2CHCl


- 117


36,5


0,860

Brometo de n-butila


CH3(CH2)3Br


- 112


101,6


1,275

Brometo de isobutila


(CH3)CHCH2Br


- 120


91,3


1,250

Brometo de s-butila


CH3CH2CHBrCH3


- 112


68


1,259

Brometo de t-butila


(CH3)3CBr


- 20


73,3


1,222

Brometo de n-octadecila


CH3(CH2)17Br


34


170


-

Muitos dos halogenetos são líquidos. Os brometos, iodetos e poli-halogenetos tem, em geral, densidade maior que 1,00 g/ml. Os halogenetos de alquila são insolúveis em água mas são miscíveis em todas as proporções com os hidrocarbonetos líquidos.


Usos dos Halogenetos de Alquila

Cloretos de Alquila são bons solventes para muitos materiais orgânicos. Muitos solventes policlorados, estáveis e disponíveis com facilidade, são usados para finalidades gerais e industriais em química.

Dentre os mais importantes estão o cloreto de metileno (Cl2CH2), o clorofórmio (Cl3CH) e o tetracloreto de carbono (CCl4). Este último tem sido usado em extintores de incêndio, o que não é, aliás, muito recomendável, já que em temperaturas elevadas o tetracloreto de carbono pode reagir com o oxigênio do ar para dar fosfogênio (COCl2), que é um gás altamente tóxico.

O Teflon F(CF2)nF, onde n é um número inteiro muito grande, é um material muito útil graças a sua extrema estabilidade térmica e química. Ele é escorregadio ao tato e é, por isso, utilizado na fabricação de peças móveis que não necessitam de lubrificação. Um de seus empregos mais curiosos está na construção de edificações à prova de terremotos, pois, sapatas deslizantes de Teflon, incluídas nas fundações, permite que o prédio se movimente sem desgastar os seus suportes.

Frigideira feita com teflon
Também é utilizado no revestimento interno de frigideiras já que as frituras tendem a não aderir à superfície de Teflon.

Muitos fluorocarbonetos, conhecidos como Freons, são utilizados como fluídos refrigerantes não tóxicos em sistemas de refrigeração e como propelentes em aerossóis.

Autoria: Rodrigo Belmonte Cascalles

Lei de Avogadro

Do número de Avogadro, sabemos que há aproximadamente 6,02 x 1023 átomos/mol. Então, em 0,0142 mol temos :

(0,0142 mol) x (6,02 x 1023 átomos/mol) = 8,55 x 1021átomos

Volume molar de um gás

CNTP: temperatura = 0 °C e pressão =1atm.

É o volume ocupado pelo mol de moléculas de um gás qualquer nessas condições. Verifica-se, experimentalmente, que seu valor é praticamente o mesmo para qualquer gás, e situa-se em torno de 22,4 litros.

Essa constância no volume molar de um gás explica-se pelo fato de os tamanhos das moléculas gasosas serem desprezíveis quando comparados com o espaço vazio que há entre elas. Assim, se um balão de gás for enchido com 2g de gás hidrogênio (massa de 1mol de moléculas H2) e submetido à pressão externa de 1 atm e à temperatura de 0°C, ele adquirirá o volume de 22,432 litros. Substituindo o gás hidrogênio por 28g de gás nitrogênio(massa de 1mol de moléculas N2),o volume será de 22,403 litros, e assim por diante.

Logo: 1mol de gás 6,02 x 1023 moléculas 22,4 litros (CNTP)

Lei de Avogadro

Volumes iguais de dois gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, possuem o mesmo número de moléculas. Essa lei que foi a origem do conceito de molécula está implícita no conceito de volume molar (a CNTP), pois 22,4 litros de qualquer gás possuem 6,02 x 1023 moléculas.

Fórmula empírica (ou mínima)

Uma fórmula empírica conta as relações relativas de átomos diferentes em um composto (proporção). Assim, H2O é composto de dois átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio. Igualmente, 1.0 mol de H2O é composto de 2.0 mols de hidrogênio e 1.0 mol de oxigênio. Se sabemos as quantias molares de cada elemento em um composto, então podemos determinar a fórmula empírica.

Ex: o mercúrio forma um composto com o cloro que é 73,9% de mercúrio e 26,1% de cloro em massa. Qual é a fórmula empírica?

Digamos que temos uma amostra de 100 gramas deste composto. Então, a amostra contém 73,9 gramas de mercúrio e 26,1 gramas de cloro. Quantos moles de cada átomo representam as massas individuais?

Para o Mercúrio:(73,9 g) x (1 mol/200,59 g) = 0,368 mol

Para o Cloro:(26,1 g) x (1 mol/35,45 g) = 0,736 mol

Qual é a relação molar entre os dois elementos?

(0,736 mol Cl/0,368 mol Hg) = 2,0

Assim, nós temos duas vezes mais moles (isto é, átomos) de Cl que de Hg. A fórmula empírica seria assim (lembre-se de colocar o cátion primeiro e o ânion por último): HgCl2 .
Massa molecular de uma substância – É a massa da molécula dessa substância expressa em u. Indica quantas vezes a massa da molécula dessa substância é maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C.

A massa molecular de uma substância é numericamente igual à soma das massas atômicas de todos os átomos da molécula dessa substância.

Exemplo: para a molécula C12H22O11 (açúcar), a massa molecular será:

12 átomos de carbono = 12 x 12,0111 u = 144,133 u

22 átomos de hidrogênio = 22 x 1,0079 u = 22,174 u

11 átomos de oxigênio = 11 x 15,9994 = 175,993 u e a soma 342,3 u.

Mol

Um mol é definido como a quantia que contém tantos objetos quanto o número de átomos em exatamente 12 gramas de 12C.

Várias experiências determinaram que este número é 6,0221367 x 1023, ou simplesmente 6,022 x 1023, e é conhecido como o número de Avogadro. Um mol de átomos, carros, pessoas, etc... – contém 6,022 x 1023 destes objetos. Mas quão grande é este número? Um mol de gesso cobrindo a Terra resultaria em uma capa com 5 quilômetros de espessura.

Massa molar

Um único átomo 12C tem uma massa de 12u. Um único átomo de 24Mg (magnésio - 24) tem uma massa de 24u, ou duas vezes a massa de um átomo 12C. Assim, um mol de átomos 24Mg deveria ter a massa de duas vezes um mol de átomos 12C. Se um mol de átomos 12C tem massa 12 gramas (por definição), um mol de átomos 24Mg tem massa de 24 gramas.

Note que a massa de um átomo em unidades de massa atômica (u) é numericamente igual à massa de um mol dos mesmos átomos em gramas (g). A massa em gramas de 1 mol de uma substância é chamada massa molar. A massa molar (em gramas) de qualquer substância sempre é numericamente igual à sua massa de fórmula (em u).

Exs.: a) Uma molécula de H2O tem massa de 18,0 u; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramas

b) Um íon NaCl tem massa de 58,5 u; 1 mol de NaCl tem massa de 58,5 gramas

c) Suponha uma amostra de 1,5 mol de cloreto de cálcio (a fórmula química do cloreto de cálcio é CaCl2). A massa atômica do Ca = 40,078u. A massa atômica do Cl = 35,453u. Então, a massa de fórmula do CaCl2 = (40,078) + 2 x (35,453) = 110,984u, (este composto é iônico, assim não há nenhuma “massa/peso molecular”). Então, um mol de CaCl2 tem uma massa de 110,984 gramas. Assim, 1,5 mol de CaCl2 vale:

(1,5 mol)x(110,984 gramas/mol) = 166,476 gramas

d) Em uma amostra de 2,8 gramas de ouro, quantos átomos existem ?

A fórmula molecular do ouro é: Au.

O Peso/Massa molecular do Au = 196,9665u.

Então, 1 mol de ouro tem massa de 196,9665 gramas. Assim, em 2,8 gramas de ouro temos:

196,9665g –––––––––– 1 mol

2,8g –––––––––––––––– X

X=0,0142mol
extraido de www.colaweb.com.br

Ácidos

Professor de Matemática e Ciências Antonio Carlos Carneiro Barroso

Colégio Estadual Dinah Gonçalves

email accbarroso@hotmail.com

Blog HTTP://ensinodematemtica.blogspot.com

Ácidos

Características e propriedades

Este texto apresenta algumas contribuições para o estudo dos ácidos, destacando características, propriedades e algumas reações químicas.

Ao buscarmos uma definição preliminar sobre o termo ácido, recorrendo para isto a um dicionário, podemos nos deparar com uma ampla lista de terminologias e definições paralelas. Tal análise preliminar deixaria, sem dúvida, qualquer estudante confuso e perplexo com a gama de informações.

Entretanto, o caráter experimental da química permite-nos conhecer melhor as características dessas substâncias analisando conceitos e definições a respeito do assunto.

A palavra "ácido" é originária do termo em latim acidu, que significa "azedo". Esta talvez seja uma das características mais facilmente encontrada nas soluções de ácidos. A evolução do termo tem nos permitido elaborar conceitos mais amplos e úteis.

Teorias

Três teorias se destacaram para a definição destes compostos.

Em 1887, o químico sueco Svante Arrhenius propôs o conceito de dissociação. De acordo com ele, um ácido é uma substância que, dissociado em água, libera íons de hidrogênio (por outro lado, apenas explorando a proposição de Arrhenius, uma base seria uma substância capaz de liberar íons hidroxila quando em solução). Por exemplo:

(Esquema 1)

Íons hidrogênio reagem com a água para formar íons hidrônio:


Embora esta seja a representação mais correta da presença de íons hidrogênio em água, para simplificar, usaremos o termo H⁺ neste texto.

Em 1923, Bronsted, na Dinamarca, e Lowry, na Inglaterra, agindo independentemente, sugeriram uma definição bastante interessante. Na definição de Bronsted-Lowry, ácido é uma espécie que tende a dar um próton, enquanto uma base seria uma espécie capaz de receber o próton. Esta definição permite entender, por exemplo, a atuação da água na reação abaixo:

(Esquema 2)

No mesmo ano em que Bronsted e Lowry apresentavam seus trabalhos, o químico norte-americano G. N. Lewis fez sua proposição. De acordo com Lewis, ácido é uma espécie com um orbital vazio capaz de receber um par de elétrons, enquanto uma base seria uma espécie capaz de doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada. Assim, o ácido seria um receptor de par de elétrons.

Propriedades

Tais definições nos ajudarão a entender uma série de propriedades dos ácidos. Note que na dissociação apresentada no Esquema 1 são fornecidos íons à solução. Sempre que uma espécie química apresenta tal comportamento, definimos tais solutos como eletrólitos. Vale lembrar que uma solução de um eletrólito conduzirá melhor a eletricidade que o solvente puro.

É importante realizarmos tal comentário, deixando claro que somente quando os íons provenientes do ácido estiverem presentes é que temos uma solução condutora. O exemplo citado acima deixa claro que apesar de o HCl ser um composto molecular, trata-se de um eletrólito. (Sugestão: ler o texto Soluções aquosas - Estudo qualitativo e quantitativo das concentrações.)

Para o caso dos ácidos, poderíamos afirmar que quando o ácido está presente somente como íons em solução (completamente dissociado, por exemplo, HCl), tem-se um eletrólito forte. Quando a solução é constituída por íons e moléculas não-dissociadas (por exemplo, HF) trata-se de um eletrólito fraco. Vale ressaltar que esta nossa aproximação foi construída considerando-se soluções não muito concentradas.

A seguir, enumeramos alguns ácidos comuns.

Tabela 1 - Ácidos comuns
Ácido forte (eletrólito forte)		Ácido fraco (eletrólito fraco)
HCl	Ácido clorídrico	H3PO4	Ácido fosfórico
HBr	Ácido bromídrico	H2CO3	Ácido carbônico
HI	Ácido iodídrico	CH3CO2H	Ácido acético
HNO3	Ácido nítrico	H2C2O4	Ácido oxálico
HClO4	Ácido perclórico	C4H6O6	Ácido tartárico
H2SO4	Ácido sulfúrico	C6H8O7	Ácido cítrico
		C9H8O4	Aspirina
Fonte: KOTZ; TREICHEL Jr., 2006.

Classificações

Dos exemplos citados na tabela, destacaremos alguns para introduzir algumas classificações.

É fácil perceber que o átomo de hidrogênio é comum a todas as espécies citadas acima. Contudo, a presença do átomo de oxigênio não é geral. Ácidos que apresentam o átomo de oxigênio na fórmula são classificados como ácidos oxigenados, enquanto que aqueles que não apresentam o oxigênio são chamados de ácidos não-oxigenados ou hidrácidos.

Talvez a propriedade mais conhecida dos ácidos esteja associada à sua reação com hidróxidos metálicos, formando sal e água. Alguns exemplos são apresentados a seguir:

(Esquema 3)

Tais reações são conhecidas como reações de neutralização.

Além destes exemplos, é possível estender tais reações para o campo da química orgânica, analisando a reação entre ácidos e alguns corantes orgânicos.

Alguns corantes podem sofrer protonação (receptor de H⁺) ou desprotonação (doador de H⁺) de grupos funcionais específicos, geralmente sem que ocorra (mas não necessariamente) a destruição da molécula. Trata-se de um princípio químico, que permite acompanhar a mudança de cor do corante, dependendo das características ácidas ou básicas do meio.

Esses compostos são conhecidos como indicadores, bastante utilizados em procedimentos analíticos de titulação. Por exemplo, a fenolftaleína é um composto que apresenta características distintas quando na presença de soluções de ácidos ou bases. Quando em meio básico, esse composto apresenta-se na coloração rosa, enquanto que em meio ácido torna-se incolor.

Talvez a compreensão fique mais clara se analisarmos o comportamento dos indicadores por meio da escala de pH. Neste texto, a escala será apenas apresentada, sem discussões sobre sua construção e potencialidades de análise:

0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14
Ácido							neutro	Básico
Esquema 4: Escala simplificada de PH

Um dos indicadores mais comuns para os ácidos é o tornassol. O tornassol azul muda para vermelho em presença de um ácido. Outros indicadores podem ser citados, mas vale ressaltar que suas características serão dependentes do pH de viragem, ou seja, a simples mudança de cor não será suficiente para classificar a espécie como ácida.

Tabela 2 - Alguns indicadores ácido-base
Indicador	Transição de cor	pH de viragem
Violeta de metila	Amarelo - azul	0 - 1,6
Azul de bromofenol	Amarelo - azul	3,0 - 4,6
Alaranjado de metila	Vermelho - amarelo	3,1 - 4,4
Azul de bromotimol	Amarelo - azul	6,0 - 7,6
Timolftaleína	Incolor - azul	9,4 - 10,6
Amarelo de alizarina	Amarelo - vermelho	10,1 - 12,0
Fonte: BACAN et.al., 1979.

Ácidos e metais

Para encerrar as discussões propostas neste texto, finalizamos com a reação dos ácidos com metais. A série de atividade dos metais (Tabela 3) apresenta os metais em ordem decrescente de atividade. O hidrogênio foi propositalmente incluído na série, para que possamos compreender a reação dos ácidos com metais. Qualquer metal acima do hidrogênio nessa série deslocará o hidrogênio de um ácido (SACKHEIM; LEHMAN, 2001). Os metais superiores seriam aqueles que promoveriam tal reação com maior facilidade:

Tabela 3 - Série de atividade dos metais
K	Potássio
Ca	Cálcio
Na	Sódio
Mg	Magnésio
Al	Alumínio
Zn	Zinco
Fe	Ferro
Sn	Estanho
Pb	Chumbo
H	Hidrogênio
Cu	Cobre
Hg	Mercúrio
Ag	Prata
Au	Ouro

Para qualquer metal acima do hidrogênio, teríamos reação com ácidos, produzindo um sal e hidrogênio gasoso. Por exemplo:

(Esquema 5)

Note porque os ácidos não podem ser armazenados em recipientes desses metais ativos. Materiais cirúrgicos ou dentários, geralmente de aço inoxidável, não podem ser deixados na presença de ácidos, uma vez que estes materiais contêm ferro.

Já os metais abaixo do hidrogênio na Tabela 3, não são capazes de substituir o hidrogênio no ácido. Ou seja, podemos esperar que a mistura de cobre com ácido clorídrico não produza hidrogênio, e isso realmente ocorre:

(Esquema 6)

É importante ressaltar que o fato de o cobre não reagir com ácido clorídrico não generaliza seu comportamento frente ao ataque ácido. Embora não liberem hidrogênio, eles reagem com ácidos oxidantes para formar produtos de redução dos ácidos oxidantes, os sais do respectivo metal e água:

(Esquema 7)

A reatividade (espontânea) de certo metal com ácido (H⁺) oxidante para liberar H é determinada pela posição do metal na série eletromotriz. Quanto mais eletropositivo e combinado com condições extremas, que combinem temperatura, superfície de contato, concentração do ácido, dentre outras, podemos interferir na velocidade da reação entre as espécies, como destacamos a seguir:

(Esquema 8)

Curiosidades

Ácidos fortes atacam as roupas e a pele. Fibras vegetais (algodão, linho), animais (seda, lã) e sintéticas são rapidamente destruídas por ácidos fortes. O amarelamento da pele em contato com ácido nítrico é um teste específico para proteínas.

Áreas da pele atacadas por ácido devem ser lavadas com água em abundância. Em seguida, devem ser tratadas com bicarbonato de sódio, para neutralização de qualquer porção de ácido remanescente. Já ácidos diluídos e/ou fracos, podem ser até utilizados no interior do corpo.

A absorção de um medicamento está bastante associada ao seu caráter eletrolítico. Em geral, os medicamentos são mais bem absorvidos através do trato gastrointestinal quando se apresentam na forma não-ionizada. Assim, medicamentos fracamente ácidos serão mantidos, na forma não-ionizada, no estômago, fracas ao seu pH ácido, facilitando sua absorção.

Já um medicamento fracamente básico será bastante ionizado no estômago e, portanto, pouco absorvido. Um exemplo seria a aspirina (ácido acetilsalicílico). Quando em solução ácida, como no estômago, ela se apresenta mais de 90% na forma não ionizada; enquanto que em solução neutra, apenas 1%. Assim, podemos concluir que ela seria facilmente absorvida no estômago (pH próximo de 2) e mais lentamente no intestino delgado, onde o pH é superior a 7.

Bibliografia

BACAN, N. et al. Química analítica quantitativa elementar. 2ª ed. São Paulo: Edgard Blucher, 1979.

KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr, P. M. Química geral e reações químicas. 5ª ed. São Paulo: Thomson Learning, 2006.

RUSSEL, J. B. Química geral. 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994. V.1.

SACKHEIM, G. I.; LEHMAN, D. D. Química e bioquímica para ciências biomédicas. 8ª ed. São Paulo: Manole, 2001.

Soluções Soluto, solvente, concentração e curva de solubilidade

Aproximadamente 90% das reações químicas acontecem com os reagentes dissolvidos em algum líquido. Muitas das coisas que consumimos também são soluções. Daí a importância de entendermos algumas coisas sobre soluções.

Uma solução é sempre composta de duas coisas: uma que dissolve, que chamaremos de solvente, e outra que é dissolvida, que chamaremos de soluto. Assim, quando tomamos um susto e nossa avó prepara um copo de água com açúcar para que nos acalmemos, ela prepara uma solução onde a água é o solvente e o açúcar é o soluto. O que talvez ela não saiba é que água com açúcar não tem o mínimo efeito calmante...

Nosso "calmante da vovó" pode estar muito ou pouco doce. Quimicamente falando, o que está variando é a concentração. Quanto mais doce estiver, mais açúcar encontra-se dissolvido e mais concentrada a solução estará.

Concentração
A concentração é a relação entre a quantidade de soluto e o volume da solução. É bastante óbvio que se colocarmos uma colher de chá de açúcar em um copo com água o resultado será menos doce do que se colocarmos uma colher de sopa de açúcar no mesmo copo com água. A primeira solução é menos concentrada que a segunda, ou seja, possui menos massa de soluto do que a segunda, para o mesmo volume de solvente.

Matematicamente podemos escrever uma expressão para calcular a concentração:

Todos sabemos que a quantidade de soluto que pode ser adicionado a um solvente não é infinita. Se nossa avó, ao preparar nosso copo de água com açúcar, exagerar no açúcar, parte dele não será dissolvido, permanecendo sólido no fundo do copo. Podemos então concluir que existe um limite para a quantidade de soluto. É o que chamamos de coeficiente de solubilidade.

As coisas agora podem parecer meio confusas, mas leia com atenção que você entenderá esses conceitos com clareza:

Concentração máxima
Temos um certo volume de solvente puro, ou seja, não adicionamos nada nele - ainda. Começamos a colocar vagarosamente pequenas quantidades de soluto. À medida que isso é feito, a concentração começa a aumentar. Continuamos adicionando soluto, a concentração continua aumentando até que colocamos uma pitada do soluto e este não mais se dissolve. Atingimos a máxima concentração que essa solução pode ter e, mesmo que adicionemos mais soluto, a concentração não se alterará mais.

Entenda que a concentração é a relação da massa do soluto dissolvido em um certo volume de solução. Se colocamos soluto em excesso e ele não se dissolver, ele não fará parte da solução, ficará depositado no fundo do recipiente no estado sólido e portanto não influenciará na concentração.

Perceba que isso nos remete a algo muito interessante: se gostamos de café bem doce, existe um limite de quantidade de açúcar que podemos colocar no café para que ele dissolva. Toda a quantidade que colocarmos a mais ficará depositada no fundo da xícara e não tornará o café mais doce, apenas desperdiçará mais açúcar.

Concentração e densidade

Algum leitor deve ter batido os olhos na figura da lousa e se perguntado: A relação da massa e volume não é a densidade?

É sim, mas fique atento ao seguinte detalhe: embora possamos escrever as duas expressões como m/V, na concentração "m" representa a massa apenas do soluto, enquanto que na densidade o "m" representa a massa total da solução (soluto + solvente). Perceba também que quando a concentração aumenta (adição de soluto), a densidade também aumenta, pois estamos adicionando mais massa à solução.

Tipos de soluções
Dependendo da quantidade de soluto que uma solução contém, podemos classificar as soluções. Tenha novamente em mente que existe um limite para a quantidade de soluto que pode ser adicionado a um determinado volume de solvente e que chamamos isso de coeficiente de solubilidade.

Quando uma solução contém soluto abaixo do coeficiente de solubilidade, dizemos que essa solução é insaturada. Quando a quantidade de soluto é igual ao coeficiente de solubilidade, ou seja, está no limite, dizemos que ela é saturada. Finalmente, quando a quantidade de soluto supera o limite, dizemos que ela é super-saturada.

Você deve estar se perguntando como é possível ter uma quantidade de soluto superior ao limite. Afinal é o limite ou não? As soluções ditas super-saturadas, que contêm uma quantidade de soluto superior ao coeficiente de solubilidade são extremamente difícies de preparar e muito instáveis.

Imagine a seguinte situação: você quer empilhar latas de refrigerante e, o máximo que consegue empilhar são quatro latas. Você tentou empilhar milhões de vezes e o limite é quatro latas. De repente, você utiliza toda concentração e cuidado dignas de um monge budista e consegue empilhar a quinta lata. Nesse momento alguém bate a porta do seu laboratório e a quinta lata cai, restando apenas quatro empilhadas. Você se concentra novamente e consegue empilhar não cinco, mas seis latas! Nesse momento vem se aproximando da sua pilha um mosquito e pousa em cima dela, derrubando duas delas e restando novamente quatro empilhadas.

É isso que acontece nas soluções super-saturadas. Em condições especiais conseguimos dissolver uma quantidade de soluto superior ao coeficiente de solubilidade (CS) mas, na primeira perturbação o excedente se precipita restando dissolvida apenas a quantidade limite, o que torna a solução saturada.

Curva de solubilidade
A solubilidade varia de soluto para soluto e também com o tipo de solvente. Além disso, o principal fator que influencia na solubilidade é a temperatura. O coeficiente de solubilidade varia com a temperatura, podendo aumentar ou diminuir com a elevação de temperatura, depedendo do soluto em questão. A variação do coeficiente de solubilidade em função da temperatura é representado em um gráfico que chamamos de curva de solubilidade.


Página 3


Na curva de solubilidade podemos identificar ainda:


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Como alterar a concentração?
Se você preparar uma solução qualquer, sua concentração não se altera se você, por exemplo, dividi-la em dois frascos. Se isso fosse verdade e tivéssemos adoçado demais uma xícara de café, bastaria dividir o conteúdo em duas xícaras que o café ficaria menos doce.

Para alterar a concentração de uma solução, podemos:

* Aumentar a quantidade de soluto, aumentando a concentração;
* Aumentar a quantidade de solvente, diminuido a concentração;
* Diminuir a quantidade de solvente, aumentando a concentração.



Estranhou o terceiro método? Como podemos diminuir a quantidade de solvente? Evaporá-lo pode ser um excelente método. Coloque uma colher de chá de sal de cozinha em um copo com água. Você verá que todo o sal se dissolve. Coloque sua solução em uma panela e leve ao fogo. Você verá que, à medida que a água (solvente) evapora, a solução vai se tornando mais concentrada, até tornar-se saturada e posteriormente começar a precipitar sal, indicando que a concentração está acima do limite. Você já deve ter estudado ou até presenciado esse procedimento em laboratório, muito conhecido como destilação simples e utilizado para separar os componentes de uma solução.
* Fábio Rendelucci é professor de química e física e diretor do cursinho COC-Universitário de Santos (SP).

Cetonas

Líria Alves

Grupo funcional carbonila ligado a dois átomos de carbono.

Cetonas são substâncias orgânicas onde o grupo funcional carbonila se encontra ligado a dois átomos de carbono. Apresentam-se como um líquido de odor irritante e se dissolvem tanto em água como em solventes orgânicos.

As características das cetonas permitem a sua utilização como solvente de tintas, vernizes e esmaltes. Na indústria alimentícia, desempenham um importante papel: extração de óleos e gorduras de sementes de plantas. Essas plantas são em geral a soja, girassol e amendoim.

A comercialização de cetonas é feita sob o controle do Departamento de entorpecentes da Polícia Federal, por ser usada para extrair cocaína em folhas de coca.
Exemplo: uma cetona bastante conhecida é a Propanona, cuja estrutura é a seguinte:

O
║
H3C ─ C ─ CH3

As cetonas mostram o grupo carbonila (C = O), sendo esse carbono secundário. O sufixo -ona é usado para indicar a função.

Tabela Periódica Multimídia

A Fundação Oswaldo Cruz disponibiliza um site com uma Tabela Periódica com informações, sobre os elementos químicos, com recursos multimídia, como vídeos. Estes são da Universidade de Nottingham, no entanto, foram elaboradas legendas em português.

Reações quimicas

Reações químicas

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Amidas

Líria Alves

Compostos orgânicos nitrogenados derivados da amônia

As amidas são compostos orgânicos nitrogenados e derivam da amônia (NH₃). Todas as amidas possuem em sua fórmula geral, além de carbonos, o grupo carbonila (C=O) e o grupo amino (NH₂). As amidas podem ser encontradas na fase sólida ou líquida. Na sua forma mais simples ela é denominada de metanamida, enquanto amidas com cadeias carbônicas mais extensas são sólidas e incolores. As amidas apresentam o grupo funcional amida:

O
║
─ C ─ NH₂

Uma das propriedades químicas das amidas é a polaridade, elas são polares devido à presença do grupo C=O. As amidas não ocorrem na natureza e por isso é preciso prepará-las em laboratório, o processo se baseia no aquecimento de sais de amônio seguido de desidratação, veja a equação:

R- COONH₄ → R – COONH₂ + H₂O

As amidas são empregadas em sínteses orgânicas e representam compostos importantes como náilon. O náilon é uma poliamida que se destaca entre os polímeros.

Nomenclatura das amidas:

Uso do prefixo + AMIDA.

Exemplo:

O
║
H₃C ─ C ─ NH₂
etanamida

Prefixo: etan + AMIDA.