1. APOSTILA DE QUÍMICA
APLICADA
Curso Superior de Tecnologia em Automação Industrial
1

2. REVISÃO DE QUÍMICA
A Química é uma ciência natural1 que estuda a composição, a estrutura e as
propriedades das substâncias e suas transformações.
Os conhecimentos de Química são empregados na explicação e resolução de muitos
problemas, com base em aspectos científicos e técnicos. Por exemplo: o efeito da chuva
ácida nas obras civis; os riscos ao meio ambiente da utilização de certos produtos químicos
em estações de tratamento de águas de abastecimento ou residuária; produção de
materiais alternativos na construção civil; contaminação por metais pesados provenientes
de tintas e vernizes; etc.
A
Química
é
uma
ciência
quantitativa
e
suas
relações
são
expressas
satisfatoriamente em linguagem matemática.
A Química pode ser dividida em:
•
Química Orgânica: estuda os compostos do elemento carbono.
•
Química Inorgânica: estuda os compostos dos demais elementos químicos.
•
Físico - Química: relaciona a física com a química.
•
Química Analítica: trata das análises qualitativa e quantitativa de um sistema químico,
definindo quais as espécies químicas presentes no sistema e quais as suas quantidades.
2.1. MATÉRIA, SUBSTÂNCIA, ELEMENTO, COMPOSTO E MISTURAS
Todos os corpos que nos rodeiam, fazem parte da matéria do universo. Cada espécie
de matéria é uma substância. A substância é constituída de elementos. E a união de duas
ou mais substâncias forma uma mistura.
2.1.1. Matéria
Tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço. A matéria é descrita através de uma
especificação de uma extensão ou quantidade.
1
As ciências naturais são: química, física, biologia, geologia, astronomia, etc., e estudam de forma sistemática os
fatos e idéias que descrevem nosso mundo. Ciência é uma palavra latina que significa conhecimento.
2

3. 2.1.1.1 – Estados da Matéria
A matéria pode ser apresentada em 5 estados físicos:
•
sólido
•
líquido
•
gasoso
•
4o estado (plasma)
•
5o estado
No estado sólido, a matéria apresenta forma própria e volume definido. No estado
líquido, a matéria apresenta volume constante mas, a forma é aquela do recipiente que a
contém. No estado gasoso, a matéria não apresenta forma própria e nem tem volume
constante. No 4o estado, o plasma, os átomos da matéria encontram-se ionizados
(exemplo: bolhas de plasma da coroa solar, constituída basicamente de gás hélio ionizado).
No 5o estado, os átomos estão com uma temperatura próxima do zero absoluto, ficam
praticamente imóveis e muito concentrados (exemplo: supercondutores).
2.1.1.2 – Propriedades da Matéria
As propriedades da matéria podem ser: físicas e químicas:
2.1.1.2.1 - Propriedades Físicas: são utilizadas para identificar a substância (ex.: ponto de
fusão, ponto de ebulição, densidade, solubilidade, calor
específico, massa, volume, etc.).
2.1.1.2.2 - Propriedades Químicas: não são utilizadas para identificar a substância, são
usadas para prever transformações (ex.: reatividade,
eletronegatividade,
afinidade
eletrônica,
energia
de
ionização).
2.1.2. Substância
É a matéria formada por moléculas iguais entre si. Um só tipo de molécula constitui a
substância pura (ex.: água, sal, ferro, açúcar e oxigênio, etc.). As substâncias puras podem
ser formadas de elementos e de compostos, são denominadas substâncias simples ou
substâncias compostas, respectivamente.
As substâncias são reconhecidas pelas suas características ou propriedades. As
propriedades de uma substância informam o emprego a que se destinam.
3

4. 2.1.2.1 - Substância Simples
Formada por um único elemento químico, um só tipo de átomo na molécula (ex.:
ferro metálico – Fe, gás oxigênio – O2, gás ozônio – O3, etc.).
2.1.2.2 - Substância Composta
Formada por átomos de mais de um elemento químico, mais de um tipo de átomo na
molécula (ex.: gás clorídrico – HCl, gás carbônico – CO2, etc.).
2.1.3. Elemento
É uma substância pura, simples, fundamental e elementar (ex.: sódio, cloro,
hidrogênio, oxigênio, ferro, etc.). Um elemento não pode ser separado ou decomposto em
substâncias mais simples. Cada elemento pode ser representado por um símbolo. Assim, a
palavra elemento normalmente é relacionada ao símbolo químico da substância simples.
A primeira tentativa de relacionar os diferentes elementos químicos da natureza foi
realizada por Lavoisier, em 1789, compondo uma lista de 33 substâncias tomadas como
elementos, porém um pouco mais de 20 eram realmente elementos. Hoje em dia se
conhecem 111 elementos.
2.1.4. Composto
É uma substância pura constituída de dois ou mais elementos combinados sempre
nas mesmas proporções (ex.: sal de cozinha - NaCl, açúcar – C 12H22O11, sal de sulfato de
cobre pentahidratado – CuSO4.5H2O, etc.). Os compostos são representados por fórmulas.
Um composto pode ser separado ou decomposto em substâncias mais simples.
Proust elaborou a Lei das Proporções Definidas ou Lei da Composição Constante cujo
enunciado é:
“um composto puro, qualquer que seja sua origem,
contém sempre as mesmas proporções definidas, ou constantes,
dos elementos que os constituem”
2.1.5. Mistura
É a composição de duas ou mais substâncias misturadas fisicamente. As misturas
podem ser identificadas através do “olho nu”, lupas ou microscópios. Exemplo: granito
(observa-se a “olho nu” os grânulos de quartzo branco), mica preta, feldspato rosa
concreto, madeira, óleo de motor e ligas metálicas). Algumas misturas são difíceis de serem
caracterizadas, como por exemplo a água salgada, que é uma mistura de água e sal. As
misturas podem ser classificadas em: homogêneas e heterogêneas.
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5. 2.1.5.1 – Misturas Homogêneas
São uniformes em relação a todas as propriedades, são monofásicos e são chamadas
de solução (ex.: ar, água salgada, gasolina, vidro, etc.).
2.1.5.2 – Misturas Heterogêneas
São constituídos de misturas homogêneas (fases) separadas por superfícies bem
definidas (interface), onde ocorrem mudanças bruscas de propriedades (ex.: água e óleo;
areia e água, água gaseificada - água e dióxido de carbono, etc.).
2.1.5.3 – Diferença entre Substância Pura e Mistura
Uma diferença importante entre substância pura e mistura é o comportamento no
aquecimento ou resfriamento, a pressão constante. A substância pura quando muda o seu
estado físico, a temperatura se mantém constante, enquanto que a mistura apresenta uma
variação de temperatura durante a mudança do estado físico.
Algumas misturas especiais se comportam como substância pura durante a fusão (e
solidificação) ou a ebulição (e condensação). Estas misturas são conhecidas como misturas
eutéticas e misturas azeotrópicas. As misturas eutéticas apresentam ponto de fusão (ou
solidificação) constante, por exemplo: algumas ligas metálicas, e as misturas azeotrópicas
apresentam ponto de ebulição (ou condensação), por exemplo: água e álcool.
2.2. ESTRUTURA ATÔMICA
O átomo é a menor parte de um elemento 2 que ainda preserva as propriedades
daquele elemento. Desta forma, existe uma inter-relação entre a estrutura atômica,
estrutura da matéria e suas propriedades físicas e químicas.
A estrutura do átomo irá determinar como os átomos vão interagir entre si, e essa
interação irá definir o comportamento físico e químico da matéria.
2.2.1. Evolução do Modelo Atômico
 450 – 500 a.C. – Demócrito de Abdera e Leucipo de Mileto (filósofos gregos).
Demócrito e Mileto imaginaram que se um corpo qualquer fosse dividido sucessivas
vezes, haveria um certo momento em que essa divisão não seria mais possível. Assim, se
chegaria ao átomo. Este pensamento filosófico não tinha base experimental.
Em grego, a palavra tomo significa parte e a significa não, assim, átomo quer dizer
indivisível.
2
Substância que contêm átomos do mesmo tipo.
5

6. Demócrito aceitava a idéia da existência de apenas quatro elementos: terra, ar, fogo
e água. Esta idéia foi rejeitada algum tempo depois por Aristóteles, que acreditava no
modelo da matéria contínua.
 1800 – Comunidade Científica
Nesta época, os cientistas já conheciam uma grande quantidade de informações
(fatos isolados) sobre as propriedades físicas e químicas dos elementos conhecidos.
Becker e Stahl relataram que “alguma coisa” era perdida pelas substâncias quando
queimadas, o produto era menos denso que a substância original, e denominaram este
fenômeno de flogístico.
William
Nicholson
e
Anthony
Carlisle
(químicos
ingleses)
demonstraram
a
decomposição da água nos gases hidrogênio e oxigênio por eletrólise, surgindo a primeira
evidência da relação entre matéria e eletricidade.
 1803 – John Dalton (cientista inglês)
Dalton propôs uma teoria para explicar as leis: da conservação da massa (postulada
por Lavoisier) e da composição definida (enunciada por Proust).
A Lei da Conservação da Massa estabelece que a massa não se modifica quando a
matéria sofre uma transformação. E a Lei da Composição Definida estabelece que as
matérias ao sofrerem uma transformação, elas o fazem sempre numa mesma proporção.
A Teoria Atômica de Dalton criou um modelo atômico retomando o antigo conceito
dos filósofos gregos, com base no seguinte modelo:
1. Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos;
2. Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados e nem
destruídos;
3. Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um dado
elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes elementos têm
diferentes propriedades;
4. As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de
átomos;
5. Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão
fixa.
Toda matéria é formada por átomos.
Os átomos são esferas maciças,
homogêneas, indivisíveis e indestrutíveis.
(Modelo Bola de Bilhar)
6

7. Como o modelo de Dalton explicava naquela época muitos dos fenômenos
observados experimentalmente, a idéia de usar modelos para compreender melhor a
constituição elementar da matéria foi muito bem aceita pelos cientistas (Brady e Humiston,
1986).
 1832 – Michael Faraday (químico inglês)
Faraday relatou que uma transformação química podia ser causada pela passagem
de eletricidade através de soluções aquosas de compostos químicos. Estas experiências
demonstraram que a matéria apresentava natureza elétrica.
 1850 – William Crookes (físico inglês)
Os físicos começaram a investigar a condição da corrente elétrica em tubos de
descarga de gás.
Os tubos de descarga em gás eram de vidros, totalmente vedados e com uma peça
de metal (eletrodos) em cada extremidade.
Os tubos de descarga de gás ou tubos Crookes eram construídos com pouco ar
atmosférico (vácuo parcial) ou completamente sem ar atmosférico (vácuo). Quando uma
alta voltagem, 20.000 volts, era aplicada através dos eletrodos, podia-se observar uma
corrente elétrica (descarga elétrica) e o ar residual no interior do tubo se iluminava ou não
havia iluminação na ausência de ar.
Exemplos de tubos de descarga em gases são:
•
Letreiros e anúncios luminosos de néon: onde o gás residual é o neônio;
•
Lâmpadas de sódio: o gás residual é o vapor de sódio, que confere uma luz amarela
característica. São usadas na iluminação de vias públicas e de túneis;
•
Lâmpadas fluorescentes de mercúrio: utilizam o vapor de mercúrio, que emite luz
violeta e ultravioleta. O tubo é revestido com uma tinta especial (fluorescente 3) cuja
função é absorver a luz emitida e reemiti-la como luz branca. São usadas em
residências, escritórios e algumas vias públicas;
•
Tubo de imagem da televisão: é um tubo de alto vácuo com mudanças complexas
capazes de dar origem às imagens na tela.
Observou-se que, ao se colocar um anteparo coberto de sulfeto de zinco entre os
eletrodos dentro de tubo de descargas sem ar, o anteparo brilhava do lado que estava o
eletrodo negativo (cátodo). Isto significava que a descarga elétrica se originava no cátodo e
fluía para o eletrodo positivo (ânodo). Essa descarga elétrica foi chamada de raios catódicos
(Brady e Humiston, 1986).
3
Alguns materiais, quando absorvem luz ultravioleta, emitem de volta luz visível. Esse fenômeno é chamado
genericamente de luminescência. Quando a emissão ocorre imediatamente após a incidência da luz ultravioleta, o
fenômeno é chamado de fluorescência; se, por outro lado, a emissão demorar alguns segundos ou até mesmo
horas, denomina-se de fosforescência (ex.: interruptores).
7

8. Os raios catódicos:
a) Caminham em linha reta,
b) Delineiam sombras,
c) Giram pequenos moinhos,
d) Aquecem uma folha metálica,
e) Curvam-se sob campo magnético ou elétrico.
f) São sempre os mesmos independente da natureza do material dos eletrodos ou do gás
residual no interior do tubo.
 1869 – Dmitri Mendeleev (químico russo) e Julius Lothar Meyer (químico alemão)
Os químicos Mendeleev e Meyer, independentemente, ordenaram os elementos
químicos conhecidos em tabelas periódicas similares.
 1874 – G. J. Stoney
Stoney propôs a existência de partículas de eletricidade, os elétron.
 1886 – E. Goldstein (físico alemão)
Usou um tubo Crookes modificado, o cátodo tinha uma fenda afastada da
extremidade do tubo. Durante uma descarga elétrica, os elétrons emitidos do cátodo
colidiam com os átomos neutros do gás residual, arrancando-lhes os elétrons. Os átomos,
pela perda dos elétrons, tornavam-se íons positivos. Estes íons positivos eram atraídos em
direção ao cátodo. Alguns colidiam com o cátodo e outros atravessavam a fenda e um fluxo
incandescente surgia na parte de trás do cátodo. Esse fluxo foi denominado como raios
canais.
 1887 – Joseph Thomson (físico inglês)
As observações nos tubos Crookes sugeriram que os raios catódicos eram formados
de partículas energéticas, carregadas negativamente e que faziam parte da constituição de
todas substâncias. Estas partículas foram chamadas de partículas fundamentais, e eram na
verdade, os elétrons descritos por Stoney.
O elétron foi descoberto quantitativamente por Thomson.
 1896 – Henri Becquerel
Becquerel descobre a radiatividade. Os átomos de alguns elementos não são
estáveis. Eles emitem espontaneamente, radiações naturais por desintegração de seus
núcleos, de vários tipos, denominadas de radiatividade. A partir do elemento químico
chumbo (Pb), de número atômico 82, o núcleo dos elementos seguintes começam a
tornarem-se instáveis. As radiações também podem ser geradas artificialmente.
 1898 – Joseph Thomson
8

9. Fundamentado na descoberta do elétron e na descoberta da radiatividade, Thomson
sugeriu que:
O átomo deveria ser formado por uma esfera positiva,
não maciça e incrustada de elétrons (carga negativa),
de modo que a carga total fosse nula.
(Modelo Pudim de Passas)
 1905 – Albert Einstein (físico alemão)
Einstein mostrou que existe uma relação entre massa e energia.
E = mc 2
(2.1)
Sendo, c = velocidade da luz.
Variações de energia que ocorrem durante as reações químicas, são acompanhadas
por variação de massa, as variações na massa são extremamente pequenas para serem
detectadas experimentalmente.
 1911 – Ernest Rutherford, E. Marsden e H. Geiger (físicos ingleses)
Rutherford atribuiu a dois dos seus estudantes a tarefa de medir o espalhamento das
partículas alfa que se projetavam contra a uma lâmina.
As partículas alfa foram emitidas por uma pequena quantidade do elemento radiativo
polônio em várias folhas finas de diversos materiais como mica, papel e ouro. Observou-se
que embora muitas partículas atravessassem as folhas em linha reta, algumas foram
espalhadas, ou desviadas da linha reta. As partículas foram detectadas através de pontos
luminosos em um anteparo revestido com uma película de sulfeto de zinco fosforescente.
Rutherford e seus discípulos esperavam que as partículas α passassem através da
folha sem serem perturbadas, já que o “Modelo Pudim de Passas” previa uma distribuição
mais ou menos uniforme das cargas positivas e negativas. Entretanto, o que se verificou foi
que a maioria das partículas α atravessou facilmente as lâminas, algumas partículas foram
defletidas com ângulos extremamente grandes de sua trajetória original e, poucas foram
refletidas em ângulo oposto ao choque.
Rutherford e seus discípulos concluíram que o átomo:

Era formado de grandes espaços vazios,

Possuía um núcleo central pequeno e denso, e

O núcleo apresentava carga positiva.
Assim, o átomo assemelhava-se ao Sistema Solar, como os elétrons localizados ao
redor do núcleo. Este modelo atômico foi denominado modelo planetário.
 1913 – Niels Bohr (físico dinamarquês)
O modelo planetário de Rutherford apresentava duas falhas:
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10. a) Se os elétrons estivessem parados ao redor do núcleo, eles seriam atraídos pelo núcleo,
fazendo com que o sistema entrasse em colapso. Esta hipótese foi rejeitada.
b) Se os elétrons estivessem em movimento ao redor do núcleo, eles precisariam modificar
a direção constantemente para se manterem em órbita do núcleo. Uma carga negativa
colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, sofre uma
aceleração. Essa carga em movimento perde energia, emitindo radiação. Os elétrons ao
perderem energia gradualmente adquiririam um movimento espiralado em direção ao
núcleo, acabando por colidir com ele. Esta hipótese também foi rejeitada.
O átomo no seu estado normal não emite radiação.
O modelo de Rutherford não explicava os espectros atômicos.
Para tentar explicar os espectros atômicos, Bohr formulou uma série de postulados
fundamentados nas idéias de Max Planck e Albert Einstein. Planck defendia a idéia que a luz
possuía propriedades ondulatórias, representada por E = h.ν, sendo E = energia, h =
constante de Max Planck e ν = freqüência. Já Einstein acreditava na dualidade entre matéria
e energia, em que uma se transformava em outra dependendo da condições; assim a luz,
apresentava propriedades de partícula, obedecendo a lei da relatividade, E = mc 2. A série
de postulados formulados por Bohr foram os seguintes:
•
Os elétrons nos átomos movimentam-se ao redor do núcleo em trajetória circulares
(camadas ou níveis),
•
Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia,
•
Um elétron não poderia permanecer entre dois níveis,
•
Um elétron poderia passar de um nível de menor energia para um de maior energia,
absorvendo energia externa - elétron excitado,
•
O retorno do elétron ao nível inicial se faz acompanhar da liberação de energia na forma
de ondas eletromagnéticas (luz visível ou ultravioleta).
Assim, um elétron num átomo só pode ter certas energias específicas – energia
quantizada, e cada uma delas corresponde a uma órbita particular. Todos os elétrons estão
nos níveis de energia mais baixo – estado fundamental. Quanto maior a energia do elétron,
mais a sua órbita estará afastada do núcleo. Este é o Modelo Orbital.
O elétron ao receber energia externa, de uma chama ou descarga elétrica, salta para
uma órbita mais afastada do núcleo, o átomo fica no estado excitado. Quando a energia
externa cessa, o elétron irradia essa energia (fóton), em certo comprimento de onda (λ) e
salta para a sua órbita normal, que é a mais estável.
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11. 2.2.2. Mecânica Quântica ou Mecânica Ondulatória
A Mecânica Clássica ou Mecânica Newtoniana explica com sucesso a influência de
várias forças no movimento dos objetos e falha na descrição dos movimentos de pequenas
partículas, tais como os elétrons. A mecânica clássica pode ser considerada como uma
versão simplificada da mecânica quântica quando aplicada para explicar e prever o
movimento de objetos grandes.
A Mecânica Ondulatória ou Mecânica Quântica explica o comportamento dos elétrons
no átomo através de sua natureza dual onda - partícula.
Como a energia total de qualquer partícula é E = mc 2, segundo Einstein e a energia
de uma onda é E = hν, de acordo com Planck.
 1924 – De Broglie
De Broglie resolveu combinar as expressões de Einstein e Planck, obtendo: m =
h/λc, que relaciona os dois aspectos da natureza dualística da luz. Diferentemente da luz, os
elétrons movimentam-se em diferentes velocidades, onde c é substituído por v (m = h/λv).
Assim, De Broglie concluiu que os elétrons se movimentavam ao redor do núcleo
como uma onda estacionária tridimensional.
2.2.2.1 – Ondas Estacionárias
Contrariamente a uma onda corrente ou onda viajante, uma onda estacionária não
movimenta em uma única direção, a onda se movimenta dentro de uma região (RUSSEL,
1982). Existem três tipos de ondas estacionárias:
2.2.2.1.1 - Onda Estacionária Unidimensional: é exemplificada pela onda produzida por um
toque de uma corda de guitarra, onde a corda se movimenta
para cima e para baixo; portanto, a onda se movimenta em
uma única dimensão (z).
2.2.2.1.2 - Onda Estacionária Bidimensional: é exemplificada pela onda produzida pela
vibração da parte superior do tambor, semelhante também
pela ondulação formada por uma pedra lançada em um lago,
com propagação de duas frentes de onda (x, z).
2.2.2.1.3 - Onda Estacionária Tridimensional: é exemplificada pela onda produzida por sino
soando, no ar de uma sala fechada com alto - falante em seu
interior, na terra durante a ocorrência de um terremoto e na
vibração de recipientes contendo gelatina.
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12.  1924 – Erwin Schrödinger
Em 1926, Erwin Schrödinger aplicou a matemática para investigar as ondas
estacionárias no átomo de hidrogênio, este novo campo de estudo foi denominado de
mecânica ondulatória ou mecânica quântica.
Schrödinger resolveu uma equação chamada de equação de onda e obteve um
conjunto de funções matemáticas denominadas de funções de onda (ψ), que descrevem as
formas e as energias das ondas eletrônicas.
Cada uma das diferentes ondas possíveis é chamada de um orbital. Cada orbital em
um átomo possui uma energia característica, que é a descrição espacial da região em torno
do núcleo onde se espera encontrar o elétron.
2.3. PERIODICIDADE QUÍMICA
A idéia dos quatros elemento (fogo, ar, terra e água) foi mudando com o tempo.
Lavoisier definia a substância elementar como aquela que não podia ser decomposta por
meio dos processos químicos conhecidos na época.
Somente após a descoberta dos prótons é que foi possível formular um critério
para a identificação das substâncias simples, que são substâncias formadas por átomos
iguais, no qual esses átomos possuem o mesmo número de prótons em seu núcleo.
Porém antes da descoberta dos prótons, Mendeleev e Lothar Meyer (1869)
ordenaram os elementos conhecidos na época, em uma tabela, de acordo com as suas
propriedades físicas e químicas.
2.3.1. Representação do Elemento Químico
Por simplicidade, na prática, um único átomo é denominado de Elemento Químico,
onde a quantidade de prótons contido em seu núcleo passou a ser designado como Número
Atômico (Z) ou Número de Prótons. Assim, o Número Atômico é usado para identificar o
Elemento Químico.
Outro número característico do Elemento Químico é a sua massa atômica (A), assim
o elemento é representado na Tabela Periódica com:
Figura 2.1 – Representação do elemento químico.
12

13. Como núcleo de um átomo é constituído de prótons e nêutrons, para um mesmo
elemento químico, o número de prótons é o mesmo, porém o número de nêutrons pode
variar. Esse fenômeno é conhecido como isotopia (Tabela 2.1).
Tabela 2.1 – Exemplos de Isótopos.
Elemento Químico
Hidrogênio
Cloro
Isótopos
Comum
Deutério
Trítio
Cloro 35
Cloro 37
Representação
1
1H
H1
2
1
3H
17
35Cl
17
37Cl
No de Prótons
No de Nêutrons
1
1
1
17
17
0
1
2
18
20
Outro número significativo é o número de massa, que expressa a massa do átomo
através da somatória do número de prótons (igual ao número atômico - Z) com o número
de nêutrons (A = Z + N).
A maioria dos elementos químicos ocorre na natureza sob a forma de isótopos, as
formas mais abundantes são aquelas dispostas na Tabela Periódica.
Atualmente são conhecidos mais de 100 elementos químicos, mas nem todos são
naturais. Os elementos encontrados na natureza têm número atômico variando entre 1 e
92. A partir de 1940, começaram a ser obtidos, artificialmente, elementos com números
atômicos maiores que 92.
Apesar da grande quantidade de elementos químicos, muitos deles apresentam
propriedades semelhantes. Durante o século XIX ocorreram varias tentativas de se
agruparem os elementos de acordo com essas propriedades em comum. A questão chave
para essa organização era o critério a ser utilizado.
2.3.2. Disposição dos Elementos Químicos na Tabela Periódica
A Tabela Periódica atual tem sua origem na proposta lançada por Mendeleev, na
metade do século XIX, época em que eram conhecidos aproximadamente 60 elementos.
Mendeleev tinha um grande conhecimento das propriedades físicas e químicas desses
elementos e organizou a tabela colocando-os em ordem crescente de suas massas atômicas
(A), procurando agrupar os elementos que possuíam propriedades semelhantes, uns
debaixo dos outros. Por isso a tabela ficou conhecida como tabela periódica, uma vez que as
propriedades se repetiam periodicamente.
O número de elementos conhecidos não era suficiente para que Mendeleev
preenchesse todos os espaços da tabela, obrigando-o a deixar alguns espaços em branco. O
poder organizativo do quadro de Mendeleev permitia prever as propriedades desses
13

14. elementos ainda não conhecidos, e forneceu um verdadeiro ”mapa da mina” para suas
descobertas.
Antigamente, a listagem dos elementos químicos era feita em ordem crescente de
massa atômica (A), ordenação efetuada por Mendeleev e Lothar Meyer (1869), em função
das propriedades físicas e químicas das substâncias simples.
Atualmente, a periodicidade é feita em ordem crescente de número atômico (Z),
número de prótons existentes no núcleo atômico. Esta classificação periódica foi possível
após o enunciado da Lei de Moseley (1913), que conceituou o número atômico.
Analisando as freqüências dos raios-X de vários elementos, Moseley descobriu que
essas freqüências podiam ser relacionadas à localização dos elementos na tabela periódica.
Assim, Moseley atribuiu um número inteiro, o número atômico (Z), que era igual ao número
da posição na Tabela Periódica.
A partir do modelo atômico de Rutherford e seus discípulos (1911), modelo
planetário, na qual concluíram que o átomo era formado de grandes espaços vazios, possuía
um núcleo central pequeno e denso, e o núcleo apresentava carga positiva. Moseley
concluiu que o número atômico representava o número de prótons no núcleo.
A lei periódica estabelece quando os elementos são listados seqüencialmente em
ordem crescente de número atômico, que é observada uma repetição periódica em suas
propriedades físicas e químicas.
2.3.2.1. Famílias e Períodos
A Tabela Periódica é organizada em colunas verticais chamadas grupos ou famílias e
filas horizontais chamadas de períodos.
2.3.2.1.1 - Famílias ou Grupos: a classificação dos grupos segue regras diferentes de
acordo com dois órgãos científicos de química – o Chemical Abstract
Service Group e, a IUPAC (International Union of Pure and Applied
Chemistry - União Internacional de Química Pura e Aplicada).
De acordo com Chemical Abstract Service Group, os grupos são divididos nos
seguintes grupos (Figura 2.2):
• elementos representativos (grupos A) e;
• elementos de transição (grupos B).
14

15. Figura 2.2 – Classificação do Chemical Abstracts Service Group.
Os grupos A são conhecidos por nomes especiais como:
•
Grupo IA (ou Grupo 1): metais alcalinos
•
Grupo IIA (ou Grupo 2): metais alcalinos terrosos
•
Grupo IIIA (ou Grupo 13): família do boro
•
Grupo IVA (ou Grupo 14): família do carbono
•
Grupo VA (ou Grupo 15): família do nitrogênio
•
Grupo VIA (ou Grupo 16): família dos calcogênios (os que geram calor)
•
Grupo VIIA (ou Grupo 17): família dos halogênios (os que geram sais)
•
Grupo 0 (ou Grupo 18): família dos gases nobres ou inertes
Já a IUPAC recomenda uma numeração de 1 até 18 para designar os grupos.
Os grupos reúnem elementos de configurações eletrônicas, distribuição dos elétrons
ao redor do núcleo, semelhantes; portanto, com propriedades semelhantes.
2.3.2.1.2 – Períodos: Os períodos ou linhas são enumerados de 1 a 7, onde representa os
níveis de energia ocupados pelos elétrons. Reúnem elementos de
configurações eletrônicas diferentes; portanto, com propriedades
diferentes.
2.3.2.2. Tabela Periódica
Os elementos se distribuem na tabela periódica como ilustrado na Figura 2.3.
15

16. Figura 2.3 – Tabela periódica.
2.3.3. Distribuição dos Elétrons nos Orbitais
A disposição dos elétrons nos orbitais de um átomo em estado fundamental é
chamada de configuração eletrônica. Os elétrons se distribuem segunda a regra de Hund, o
que significa que os elétrons se encontram nos menores níveis de energia disponível.
A localização do elétron é indicada pelos seguintes números quânticos:
•
Número Quântico Principal
•
Número Quântico Secundário ou Azimutal
•
Número Quântico Magnético
•
Número Quântico Spin
2.3.3.1. Número Quântico Principal (n)
O número quântico principal designa o nível em que o elétron se encontra, sendo n =
1, 2, 3, ..... O número quântico principal indica a distância média entre o elétron e o núcleo
do átomo. Quanto maior n maior a energia média dos níveis (Figura 2.4).
Figura 2.4 – Níveis de energia contendo elétrons.
16

17. 2.3.3.2. Número Quântico Secundário ou Azimutal (ℓ)
O número quântico secundário designa a subcamada em que o elétron se encontra,
sendo ℓ = 0, 1, ...., n-1. O número quântico secundário indica a forma espacial do orbital,
em que: ℓ = 0 designa o subnível s (sharp), ℓ = 1 designa o subnível p (principal), ℓ = 2
designa o subnível d (diffuse) e ℓ = 3 designa o subnível f (fundamental). O número de
subníveis em qualquer nível é simplesmente igual ao seu valor n (Figura 2.5).
Figura 2.5 – Subníveis de energia contendo elétrons.
2.3.3.3. Número Quântico Magnético (m)
O número quântico magnético indica a orientação no espaço em relação aos outros
orbitais, onde m assume os valores inteiros no intervalo de –l até +l. Os orbitais de um
determinado subnível possuem diferentes energias quantizadas, ou seja, diferentes
orientações no espaço, na presença de um campo magnético.
2.3.3.4. Número Quântico de Spin (s)
O número quântico spin indica o sentido da rotação do elétron no orbital, onde s
pode ser igual a +1/2 e –1/2.
A cada elétron em um átomo poderá ser associado um conjunto de 4 números
quânticos que determinarão o orbital no qual o elétron será encontrado e a direção na qual
o elétron estará girando. O princípio de exclusão de Pauli estabelece que dois elétrons em
um átomo não podem ter todos os 4 números quânticos iguais. Assim, o número máximo
de elétrons nos orbitais s, p, d e f são: 2, 6, 10 e 14, como demonstrado na Tabela 2.3.
Tabela 2.3 – Número máximo de elétrons nos orbitais s, p, d e f.
Orbitais
s
p
d
f
Número de Orbitais
1
3
5
7
Número Máximo de Elétrons
2
6
10
14
17
Diagrama Orbital
_
___
_____
_______

18. O movimento circular de carga elétrica faz com que o elétron atue como um
eletroímã da mesma forma como uma corrente elétrica, passando através de um fio
enrolado em torno de um prego, faz com que o prego se torne magnetizado.
Os elétrons podem girar no sentido horário e anti-horário. Dois elétrons próximos
apresentando
spins
contrários
se
repelem
eletricamente,
porém
se
atraem
magneticamente; e dois elétrons próximos apresentando spins iguais se repelem elétrica e
magneticamente.
O spin do elétron é também responsável pela maioria das propriedades magnéticas
que se encontram associadas aos átomos e moléculas. Os materiais podem apresentar as
seguintes propriedades magnéticas:
• diamagnetismo;
• paramagnetismo, e;
• ferromagnetismo.
Os materiais que são diamagnéticos não sofrem atração quando submetidos a um
campo magnético (são repelidos ligeiramente). Nestas substâncias, existem números iguais
de elétrons de cada spin. Os materiais paramagnéticos são fracamente atraídos em
presença de um campo magnético. As substâncias paramagnéticas são fortemente atraídas
em presença de um campo magnético.
A distribuição dos elétrons nos orbitais é feita através de um método gráfico
chamado de Diagrama de Linus Pauling (Figura 2.6). O preenchimento dos orbitais, formado
pelos subníveis (s, p, d, f), com elétrons, é realizado seguindo as flechas diagonais
descendentes.
Verifica-se que o subnível s do orbital 4 é menos energético que o subnível 3d, assim
como o 5s é menos energético que o 4d e o 6s possui menor energia que o 4f, e assim
sucessivamente.
Figura 2.6 – Diagrama de Linus Pauling.
18

19. A configuração eletrônica é realizada através de uma notação cujo número quântico
principal (n) é escrito antes da letra indicativa do subnível, a qual possui um “expoente” que
indica o número de elétrons contidos nesse subnível. Como por exemplo: 3p 5, que significa:
no nível 3 (número quântico principal = 3, ou seja camada M ), existe o subnível p,
contendo 5 elétrons.
Como exemplo, tem-se a configuração eletrônica do ferro cujo número atômicos é Z
= 26, ilustrada na Figura 2.7.
Figura 2.7 – Configuração eletrônica do ferro.
Observa-se que, 4 elétrons giram sozinhos no mesmo sentido, isto gera um campo
magnético, conferindo a propriedade de ferromagnetismo.
2.3.4. Periodicidade na Configuração Eletrônica
A periodicidade na distribuição eletrônica justifica a periodicidade nas propriedades
dos elementos químicos.
A Figura 2.8 ilustra as configurações eletrônicas do nível mais externo (camada de
valência4) do átomo dos elementos apresentados na Tabela Periódica, na qual se dispõem
da seguinte forma: ns1 para o hidrogênio e os elementos do grupo IA, ns 2 para o hélio e os
elementos do grupo IIA, ns 2np1 e ns2np6 para os elementos dos grupos IIIA a 0, (n-1)d para
os elementos dos grupos B e (n-2)f para os elementos das séries de lantanóides (terrasraras) e actnóides (terras-raras pesadas).
4
A palavra valência significa capacidade de combinação.
19

20. Figura 2.8- Periodicidade nas distribuições eletrônicas dos átomos (Fonte: BRADY
e HUMISTON, 1986).
2.3.5. Periodicidade nas Propriedades
A
periodicidade
nas
propriedades
das
substâncias
simples
(ou
elementos)
apresentadas na tabela periódica podem ser: atômicas, físicas e químicas.
2.3.5.1. Periodicidade nas Propriedades Atômicas
As propriedades raio atômico, energia de ionização e afinidade eletrônica variam
periodicamente em função do número atômico.
2.3.5.1.1 - Raio Atômico: Nos grupos, o aumento do raio atômico ocorre de cima para
baixo, pois a adição de camadas faz com que os elétrons fiquem mais
distantes do núcleo. Nos períodos, o aumento do raio atômico ocorre
da esquerda para direita, pois ao longo do período ocorrem as
adições dos elétrons na mesma camada e o aumento simultâneo dos
prótons no núcleo, aumentando a carga nuclear. A carga nuclear atrai
mais efetivamente a camada de elétrons.
2.3.5.1.2 – Energia de Ionização: Energia de ionização é a
mínima
energia
necessária
para remover um elétron de um átomo isolado, no seu estado
fundamental. A energia de ionização aumenta da direita para a
esquerda,
pois
a
carga
nuclear
aumenta
através
do
período
dificultando a remoção do elétron
2.3.5.1.3 – Afinidade Eletrônica: Afinidade eletrônica é a quantidade de energia necessária
para um átomo isolado, no seu estado fundamental, receber um
elétron formando um íon negativo.
20

21. 2.3.5.2. Periodicidade nas Propriedades Físicas
As propriedades físicas densidade e ponto de fusão variam periodicamente em
função do número atômico.
2.3.5.2.1 – Densidade: Por definição densidade é a razão entre a massa da substância e seu
volume. Esta propriedade física é uma propriedade intensiva. A
periodicidade na densidade em função do número atômico é uma
sucessão de máximos e mínimos, porém estas variações não são
muito regulares devido as diferentes características estruturais da
substância.
2.3.5.2.2 – Ponto de Fusão: A periodicidade do ponto de fusão em função do número
atômico,
também,
demonstrando
uma
é
uma
relação
sucessão
entre
o
de
máximos
ponto
de
e
fusão
mínimos,
com
a
configuração eletrônica. As propriedades químicas são: reatividade e
configuração eletrônica que variam também com o número atômico.
2.3.5.3. Periodicidade nas Propriedades Químicas
As propriedades químicas estão relacionadas aos metais, não-metais e metalóides.
2.3.5.3.1 – Dos Metais: A maioria dos elementos químicos são metais e estão posicionados
à esquerda da tabela periódica, são bons condutores de calor e de
eletricidade, maleáveis, dúcteis, possuem alta refletividade e brilho
metálico característico. Os metais tendem a ceder elétrons e se
tornarem carregados positivamente:
M → M+ + e-
(2.2)
em que são denominados de cátions (Russel, 1994). A carga do íon
metálico cátion depende do número de elétrons perdidos pelo átomo,
como por exemplo: Na+, Mg2+, Al3+, Fe2+, Fe3+, etc, sendo esta carga
chamada
de
número
de
valência,
número
de
oxidação
ou,
simplesmente, nox.
2.3.5.3.2 – Dos Não-Metais: Os não-metais são na maior parte gases (exemplos: cloro e
oxigênio) e são caracterizados por serem pobres condutores térmicos
e elétricos, no estado sólido são duros e quebradiços (exemplos:
enxofre e fósforo), e não apresentam alta refletividade e nem brilho
metálico. O bromo é o único não-metal líquido à temperatura
ambiente. Suas principais características são explicadas devido a sua
21

22. estrutura eletrônica e elevada afinidade eletrolítica. Os não-metais
tendem a receber elétrons e se tornarem carregados negativamente:
M + e- → M-
(2.3)
em que são denominados de ânions. A carga do íon não-metálico
ânion depende do número de elétrons ganhos, como por exemplo:
Cl-, O2-, OH-, F-, etc, sendo esta carga também chamada de número
de valência ou nox.
2.3.5.3.3 – Dos Semimetais:
Os
intermediárias
semimetais
entre
os
são
metais
elementos
e
os
com
propriedades
não-metais,
são
bons
5
semicondutores e quando sofrem dopagem , se transformam em
bons condutores de eletricidade.
2.4. ESTEQUIOMETRIA
A estequiometria é a parte da química em que se investigam as proporções dos
elementos que se combinam ou dos compostos que reagem. Essas proporções são
determinadas por meio de cálculos estequiométricos.
RUSSEL (1994) define estequiometria como:
“Estudo quantitativo da composição química (composto e
fórmula estequiométrica) e transformações químicas (reação
e equação estequiométrica).”
Os cálculos estequiométricos têm importância fundamental em todos os campos da
química, especialmente na análise quantitativa e na síntese de compostos.
Na Química Aplicada à Engenharia do Meio, o profissional precisa freqüentemente
conhecer ou deduzir relações entre as quantidades de substâncias que participam de
reações químicas em meios aquáticos, atmosfera e solo. Para tanto, os conceitos de massa
atômica, massa molecular, mol, entre outros, devem ser revistos.
2.4.1. Conceitos Fundamentais da Estequiometria
A seguir serão revistos os conceitos de fórmulas químicas, massa atômica, massa
molecular, mol, número de Avogadro, massa molar.
2.4.1.1. Fórmulas Químicas
As fórmulas químicas são empregadas para representar compostos ou agregados de
5
É quando o semicondutor puro recebe pequenas quantidades de outros elementos.
22

23. átomos. Existem basicamente 2 tipos de fórmulas: as moleculares e as estruturais.
As fórmulas moleculares são formadas pelos símbolos dos átomos e um subíndice
para indicar a quantidade de átomos existente na molécula, dando a quantidade real de
átomos, como por exemplo, a molécula da glicose representada pela fórmula C6H12O6.
As fórmulas estruturais são aquelas que mostram as ligações entre os átomos, como
por exemplo, a fórmula estrutural do sabão (Figura 2.9).
Figura 2.9 - Fórmula estrutural do sabão.
2.4.1.2. Massa Atômica
Como é impossível fisicamente se determinar a massa ou peso de um átomo foi
necessário criar um padrão de unidade (teórico), denominada de “unidade de massa
atômica”, simbolizada por “uma” ou “u”.
A “uma – unidade de massa atômica” foi estabelecida em função de 1/12 da massa
do átomo de carbono (C) isótopo 12, como demonstrado na Tabela 2.4.
Tabela 2.4 – Composição dos isótopos de carbono.
Elemento Químico Isótopos Representação Números de Prótons Números de Nêutrons
6
Carbono
Carbono 12
6
6
12C
6
Carbono 14
6
8
14C
que equivale a:
1/12 da massa de C = 1 uma = 1 u = 1,66.10-24 g
Portanto, a massa atômica é a massa de um átomo expresso em unidades de massa
atômica (uma), como por exemplo, massa atômica do flúor = 18,998 uma.
2.4.1.3. Massa Molar
Como
os átomo
podem se agrupar
para formar conjuntos
bem definidos,
denominados moléculas. Assim, molécula é a menor parte da matéria que caracteriza uma
substância pura.
Aqui cabe lembrar a definição de elemento químico ou substância simples, que é um
conjunto de átomos iguais, de mesma espécie. E substância pura é um conjunto de
moléculas iguais.
É sabido que os átomos que reagem, sempre guardando entre si relações simples de
números inteiros, como por exemplo, átomos de hidrogênio e de oxigênio, combinam-se
23

24. numa proporção de 2:1 para formar moléculas de água; átomos de enxofre, carbono e
nitrogênio, por outro lado, formam o íon tiocianato (SCN -), quando se combinam numa
razão de 1:1:1.
A massa molecular é a soma das massas atômicas de todos os átomos constituintes
da molécula. Como por exemplo, a massa molecular da propanona é igual a 58,09 u; a
massa molecular do perclorato de potássio = 122,44 u.
2.4.1.4. Mol
A palavra mol vem do latim e significa um amontoado ou pilha de pedras para conter
as águas do mar (quebra-mar). Por analogia, o termo mol representa um amontoado de
átomos, moléculas, elétrons, íons ou outras partículas.
Esse amontoando contém sempre 6,02.10 23 unidades, do mesmo modo de 1 dúzia
que corresponde a 12 unidades. Por conseguinte, como uma dúzia de ovos contém 12
unidades de ovos; um mol de ovos corresponde a 6,02.10 23 unidades de ovos; um mol de
elétrons corresponde a 6,02.1023 unidades de elétrons; um mol de moléculas corresponde a
6,02.1023 unidades de moléculas e assim por diante.
Uma vez que átomos, íons ou moléculas são pequenos de mais para serem tratados
individualmente no laboratório, na prática se trabalha com os moles destas partículas.
Assim, pode-se pesar um mol de qualquer substância em uma balança comum; por
exemplo, 1 mol de limalha de ferro equivale à massa atômica do elemento químico Fe
expresso em gramas. Logo,
1 mol de ferro (Fe) = 6,02.1023 átomos de ferro = 55,845 g
2.4.1.5. Número de Avogrado
O número de Avogrado, 6,02.10 23, foi instituído para expressar quantas partículas
(átomos, íons, moléculas, etc) existem em 1 mol. O número de Avogrado significa a
presença de 6,02.1023 partículas de átomos, íons, moléculas, etc.
2.4.1.6. Massa Molar
A massa molar de um elemento é a massa de 6,02.10 23 átomos do mesmo elemento
em gramas. Ou, a massa molar de uma substância é a massa de 6,02.10 23 de moléculas da
mesma substância em gramas.
A massa molar de qualquer substância química, por sua vez, corresponde à massa
de um mol de partículas daquela substância. Para um mesmo composto, a massa molar é
24

25. numericamente igual à massa molecular com a diferença de que a massa molar é expressa
em g/mol. Logo a massa molar da propanona = 58,09 g/mol e do perclorato de potássio =
122,44 g/mol.
Assim, os termos massa molecular e massa molar podem ser utilizados sem
distinção, para compostos moleculares e não moleculares.
2.4.1.7. Equação Química
A equação química é uma representação simbólica da reação química, como por
exemplo, a combustão do carvão ou coque (carbono) pelo oxigênio para formar o dióxido de
carbono.
C (s)
+
O2 (g)
→
CO2 (g)
em que, C (s) e O2 (g) são os reagente e o CO2 é o produto; (s) e (g) significam o estado
físico dos reagentes e produto, sólido e gasoso, respectivamente. Além dessas abreviações,
existem (ℓ) para líquido, (aq) para substâncias dissolvidas em água (solução aquosa), (↓)
para formação de precipitado e (↑) para geração de gás.
A equação química guarda as seguintes relações de quantidades:
C (s)
+
O2 (g)
→
CO2 (g)
1 átomo de carbono
1 mol de carbono
6,02.1023 átomos de carbono
12 g de carbono
____
____
____
____
1 molécula de oxigênio
1 mol de oxigênio
6,02.1023 moléculas de oxigênio
32 g de oxigênio
____
____
____
____
1 molécula de dióxido de carbono
1 molde dióxido de carbono
6,02.1023 moléculas de carbono
44 g de dióxido de carbono
Uma equação química deve estar sempre balanceada, onde as quantidades de
átomos presentes nos reagentes são correspondentes as quantidades de átomos nos
produtos.
2.5. LIGAÇÕES QUÍMICAS
Os átomos possuem a capacidade de se combinar entre si para produzirem espécies
mais complexas. Eles se combinam para ficarem estáveis, adquirindo a configuração
eletrônica dos gases nobres.
Os gases nobres não fazem ligações químicas com os demais elementos, pois
apresentam grande estabilidade. Esta estabilidade é conseqüência da configuração
eletrônica que apresentam 8 elétrons na camada de valência. Os outros elementos
estabelecem as ligações químicas para adquirirem a configuração eletrônica idêntica a dos
gases nobres. Desta forma, a Regra do Octeto dita que:
“Os átomos tendem a ganhar ou perder elétrons
até que existam oito elétrons
em sua camada de valência.”
25

26. Assim como os átomos, as moléculas de algumas substâncias também são capazes
de reagir com outras moléculas para formar novas substâncias. Estas combinações são
ocasionadas pelos diferentes tipos de ligações químicas.
As ligações químicas são forças que unem os átomos formando agrupamento de
átomos, agrupamentos de partículas carregadas (os íons) ou moléculas. Os tipos de ligações
químicas determinam as propriedades características das substâncias.
2.5.1. Principais Tipos de Ligações Químicas
Basicamente existem 3 tipos de ligações químicas mais importantes:
• ligação iônica;
• ligação metálica;
• ligação covalente.
Entretanto, existem algumas interligações moleculares que conseguem explicar
determinadas propriedades peculiares de algumas substâncias. Vale lembrar, que um tipo
de ligação química não predomina sozinha, ocorre uma ligação intermediária entre os tipos
puros definidos pelos modelos, pois entendê-los isoladamente se torna mais simples e mais
didático.
2.5.1.1. Ligação Iônica
A ligação iônica ocorre quando um ou mais elétrons são transferidos da camada de
valência de um átomo para a camada de valência de outro, resultando na atração
eletrostática entre uma partícula de carga positiva (íon positivo) e outra de carga negativa
(íon negativo).
As substâncias iônicas são caracterizadas pelas seguintes propriedades:
• possuem elevados ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE);
• são solúveis em solventes polares;
• conduzem a corrente elétrica quando fundidos (fase líquida) ou em solução aquosa,
situações onde existem íons livres na solução;
• sólidos em temperatura ambiente;
• formam cristais quebradiços.
2.5.1.2. Ligação Metálica
A ligação metálica consiste na formação de uma rede cristalina onde estão
localizados os íons positivos circundados por uma nuvem de elétrons livres.
As substâncias metálicas são caracterizadas pelas seguintes propriedades:
26

27. • possuem elevados ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE) (exceção: mercúrio,
césio e frâncio);
• na forma metálica são insolúveis em solventes polares e apolares;
• ótimos condutores de corrente elétrica, mesmo na fase sólida devido a presença dos
elétrons livre;
• são dúcteis e maleáveis;
• são ótimos condutores de calor.
2.5.1.3. Ligação Covalente
A ligação covalente é uma das ligações mais resistentes e mais energéticas,
consistindo no compartilhamento de um par de elétrons entre os átomos.
As substâncias formadas por ligações covalentes são caracterizadas pelas seguintes
propriedades:
• possuem pontos de fusão e ponto de ebulição variáveis;
• não conduzem corrente elétrica (exceção: grafita)
• podem ser sólidos (glicose), líquidos (água) ou gasosos (oxigênio) em temperatura
ambiente;
• moléculas polares são solveis em solventes polares, moléculas apolares são solúveis em
solventes apolares.
2.5.2. Tipos de Ligações Químicas Intermoleculares
As outras ligações, menos energética e uma pouco mais fraca que as ligações citadas
anteriormente, são:
• forças de Van der Waals, forças de London ou dipolo induzido;
• forças dipolo permanente;
• ligações de hidrogênio.
2.5.2.1. Forças de Van der Waals, Forças de London ou Dipolo Induzido - Dipolo Induzido
As forças de Van der Waals, forças de London ou dipolo induzido - dipolo induzido
ocorrem entre moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres, quando por um motivo
qualquer ocorre uma assimetria na nuvem eletrônica, gerando um dipolo que induz as
demais moléculas ou átomos a também formarem dipolos. São de intensidade fraca. Ex.:
H2; N2; O2; I2; Br2; CO2; BF3; He; Ne; Ar.
2.5.2.2. Forças Dipolo Permanente - Dipolo Permanente
Ocorrem em moléculas polares, de modo que a extremidade negativa do dipolo de
27

28. uma molécula se aproxime da extremidade positiva do dipolo de outra molécula. São mais
fortes que as forças de London; Ex.: HCl; HBr; HI; H2S; PH3.
2.5.2.3. Pontes de Hidrogênio
As pontes de hidrogênio são forças de natureza elétrica do tipo dipolo permanente dipolo permanente, porém bem mais intensas. O corre quando a molécula é polar e possui
H ligado a elemento muito eletronegativo e de pequeno raio (F, O, N), de modo que o
hidrogênio de uma molécula estabelece uma ligação com o átomo muito eletronegativo de
outra molécula. Ex.: H2O; HF; NH3.
Na prática as forças intermoleculares podem atuar em conjunto, e a interação entre
as moléculas é calculada pela soma dos diversos tipos de forças intermoleculares atuantes.
Por exemplo na água a principal força de interação molecular são as pontes de hidrogênio,
embora também haja interações do tipo dipolo permanente. Entre as moléculas com
interações do tipo dipolo permanente existem também interações do tipo forças de Van der
Waals.
2.6. SOLUÇÕES
A solução é uma dispersão ou mistura uniforme de átomos, íons ou moléculas de
duas ou mais substâncias. Freqüentemente, uma das substâncias numa solução é um
líquido. Os componentes de uma solução podem ser misturados em varias proporções. Cada
porção de uma dada solução apresenta composição e propriedades idênticas. Por exemplo,
quando a sacarose (C12H22O11) é dissolvida em água (H2O), suas moléculas se espalham e se
misturam completamente com a água. Cada gota da solução contém sacarose e água nas
mesmas proporções.
Pelo fato de uma solução ser um tipo de mistura (mistura homogênea), seus
componentes podem ser separados fisicamente. Por exemplo, pode-se separar os
componentes da solução de sacarose acima evaporando a água por fervura. Entretanto, os
componentes de uma solução não se separam por si só, e nem podem ser separados por
filtração.
Estas propriedades podem ser entendidas se imaginarmos uma solução como um
arranjo ao acaso de minúsculas partículas: átomos, íons ou pequenas moléculas. As
partículas de uma solução são pequenas demais para serem puxadas pela gravidade e
sedimentarem, e também para serem retiradas por papel de filtro. As partículas do soluto
não se separam do solvente sob a ação de ultracentrifugas, não são retiradas por ultrafiltros
e não são vistas através de microscópios potentes.
Além disto, soluções líquidas são geralmente transparentes. Pode-se ver através
delas porque as partículas são pequenas demais para bloquearem a transmissão de luz
28

29. através da solução.
2.6.1. Componentes da Solução
Uma solução consiste de dois componentes principais:
•
soluto;
•
solvente.
O soluto é a substância dissolvida e o solvente é a substância que dissolve. Diz-se
que uma solução se forma, dissolvendo-se um soluto num solvente. O soluto pode também
ser definido como a substância presente em menor quantidade na solução. O solvente é a
substância presente em maior quantidade; é o componente mais abundante da solução, que
retém o seu estado físico original após a adição do soluto. Muitas soluções contêm água
como solvente e são chamadas soluções aquosas.
As soluções podem ser preparadas de várias maneiras. Tanto o soluto como o
solvente pode ser um elemento ou um composto, e eles podem estar presentes como
sólidos, líquidos ou gases (com algumas exceções).
2.6.2. Tipos de Dispersão
A solução é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de substâncias
moleculares ou iônicas, na qual apresenta partículas do disperso (soluto) com diâmetro
inferior a 10 Å. Existem outros tipos de dispersões como demonstrado na Tabela 2.5.
Tabela 2.5 – Tipos de dispersão.
Dispersão
homogênea ou solução
homogênea
coloidal
ou
solução
coloidal
grosseira
Diâmetro das Partículas
< 10 Å
10 a 1000 Å
Exemplo
água e cloreto de sódio
gelatina, goma arábica, algumas dispersões
de proteínas (como albumina bovina), fumaça
leite de magnésia (aglomerados de Mg+2 e OHem água)
> 1000 Å
2.6.3. Classificação das Soluções
As soluções são classificadas quanto:
•
ao estado físico da matéria;
•
a condução de corrente elétrica;
•
ao potencial hidrogeniônico;
•
a concentração de soluto.
29

30. 2.6.3.1. Quanto ao Estado Físico da Matéria
As soluções podem existir em qualquer dos três estados da matéria (gasoso, líquido
e sólido), como apresentado na Tabela 2.6.
Tabela 2.6 – Tipos de soluções quanto ao estado físico da matéria.
Solução
Gasosa
Líquida
Sólido
Soluto em Solvente
gás em gás
líquido em gás
sólido em gás
gás em líquido
líquido em líquido
gás em líquido
gás em Sólido
líquido em sólido
sólido em sólido
Exemplo
ar, O2 e gases nobres em N2 (g) a 250C e 1 atm
gás nitrogênio úmido H2O (líq.) em N2(g) a 250C e 1 atm
iodo, I2 (g) em nitrogênio em N2(g) a 250C e 1 atm
amoníaco, NH3 (g) em água H2O (líq.)
ácido acético (H3CCOOH) em água
nitrato de potássio em água
hidrogênio H2 (g) em paládio Pd (s)
mercúrio [Hg (líq.)] em cobre [Cu (s)]
ligas metálicas. Ex.: Cu em Ag
2.6.3.2. Quanto a Condução de Corrente Elétrica
Em 1884, Arrhenius afirmava que a dissolução de certas substâncias em água
produziam íons que se moviam livremente na solução e eram os responsáveis pela
condução da corrente elétrica nas soluções, propondo assim, a Teoria Iônica das Soluções
para explicar a condutividade das soluções.
As soluções são classificadas quanto a condução de corrente elétrica em:
•
soluções eletrolíticas;
•
soluções não eletrolíticas.
As soluções eletrolíticas são formadas pela dissolução de substâncias iônicas ou
moleculares, que produzem íons cátions e ânions e possibilitam a passagem de corrente
elétrica. As soluções eletrolíticas podem ser fortes ou fracas, sendo caracterizadas pelo grau
de dissociação. As substâncias iônicas se dissociam quase totalmente e as substâncias
moleculares produzem poucos íons.
As soluções não eletrolíticas não possuem íons para promover a condução de
corrente elétrica. Geralmente são formadas de substâncias moleculares, onde as moléculas
são eletricamente neutras.
Existem uma diferença conceitual entre os termos técnicos dissociação e ionização. A
dissociação é empregada quando a substância é iônica e se dissocia em íons, isto quer dizer
que os íons já existem (substâncias iônicas – são formadas por íons positivos e negativos,
unidos por atração eletrostática), o solvente apenas os separa. Exemplo:
NaCl
+
H 2O

Na+
(aq.)
+
Cl-
(aq.)
A água solvata6 os íons cátions e ânions separando-os.
6
É a formação de camadas de solvente ao redor da partícula. Quando o solvente é água e ela soltada a partícula
iônica, este fenômeno é denominado de hidratação.
30

31. A ionização é empregada para substâncias moleculares ou átomos que produzem
íons, neste caso, os íons são produzidos, a molécula do soluto apresenta uma certa
polaridade, constituindo-se num dipolo, sendo solvente o promotor da separação desses
pólos. Exemplo:
HCl
+
H2O

H+
(aq.)
+
Cl-
(aq.)
A molecular do ácido clorídrico é polar, a água promove a formação dos íons cátions
+
H e ânions Cl-.
2.6.3.3. Quanto ao Potencial Hidrogeniônico
As soluções podem ser classificadas de acordo com o potencial hidrogeniônico (pH),
ou seja, pela concentração de íons prótons (H+) em solução, em:
•
soluções ácidas;
•
soluções básicas;
•
soluções neutras.
A definição clássica de substância ácida e básica foi proposta pelo químico suíço
Arrhenius. Um ácido é um composto que, dissociado em água, libera íons de hidrogênio
(H+), conhecido também por próton, produzindo uma solução ácido, e bases são compostos
que, dissociam em água, libera íons de hidróxidos (íon hidrônio ou íon hidroxônio, OH -),
produzindo solução básica ou alcalina. A mistura de uma solução ácida com uma solução
básica produz uma solução neutra, formando sal e água.
A grau de acidez ou basicidade de uma solução é determinada pelo método
potenciométrico, na qual se mede o pH através do pHmêtro. O pHmêtro mede a
concentração de íons [H+] na faixa de uma escala de 0 a 14, onde pH = 7 indica solução
neutra, pH < 7 indica solução ácida e pH > 7 indica solução alcalina.
A determinação do pH consiste em medir a concentração de íons H + disperso em
uma solução. Esta determinação está entre as grandezas químicas mais importante e mais
determinadas em todos os processos químicos.
A grandeza pH foi definida pela IUPAC como sendo igual a logaritmo negativo da
atividade do íon hidrogênio:
[ ]
pH = −log H +
(2.8)
O método mais operacional para determinar o pH é o método eletroquímico, que
utiliza eletrodos sensíveis ao íon hidrogênio, como o eletrodo de vidro. Neste método o pH é
determinado pela força eletromotriz produzida em um eletrodo sensível ao pH contra um
eletrodo de referência, mais comumente o Ag +/AgCl. O eletrodo de vidro não é um eletrodo
31

32. reversível ao par H2/2H+ e por isso requer calibrações constantes.
A calibração do pHmêtro consiste na construção de uma curva de calibração do tipo
ilustrados na Figura 2.10.
Figura 2.10 – Curva de calibração de pH (Fonte: Covington et al., 1985).
2.6.3.4. Quanto a Concentração de Soluto
As soluções são classificadas em:
• solução saturada;
• solução não saturada;
• solução supersaturada
• solução diluída;
• solução concentrada.
Solução saturada é aquela em que existe um equilíbrio entre o soluto não dissolvido
(gasoso, líquido ou sólido) e o soluto presente na solução. A concentração do soluto na
solução em equilíbrio é chamada solubilidade do soluto nesse solvente à temperatura
considerada.
A solubilidade de qualquer substância (gás, líquido ou sólido) não depende da
quantidade do soluto em excesso, isto é, em contato com a solução. De fato, a mesma
concentração de equilíbrio é encontrada em uma solução saturada, quer seja pequena ou
grande a quantidade do excesso que está em contato com a solução.
Se a quantidade de soluto na solução corresponde a uma quantidade menor do que a
da concentração de equilíbrio, a solução é não saturada. Em uma solução não saturada a
quantidade do soluto presente em solução pode variar desde um mero traço, até uma
concentração imediatamente inferior à de uma solução saturada.
32

33. Quanto à relação existente entre soluto e solvente, as soluções não saturadas podem
ser diluídas e concentradas.
Solução diluída é aquela que apresenta uma quantidade relativamente pequena do
soluto para uma dada quantidade de solvente., a uma dada temperatura. Ex: 10,0 g de
AgNO3, dissolvidos em 100 g de água a 25oC.
Solução concentrada é aquela que apresenta quantidade relativamente grande do
soluto para uma dada quantidade do solvente, a uma dada temperatura. Ex: 70,0 g de
AgNO3, dissolvidos em 100 g de água a 25oC.
Naturalmente, se há soluto não dissolvido em contato com uma solução não
saturada, ele se dissolve até desaparecer ou até atingir o equilíbrio.
Uma solução que contenha mais soluto do que corresponde a concentração de
equilíbrio é uma solução supersaturada. Ela não é estável e manifesta sua instabilidade
particularmente se entrar em contato com qualquer quantidade de soluto não dissolvido.
Uma
solução
supersaturada
é
portanto,
um
sistema
metaestável.
As
soluções
supersaturadas tendem a atingir um estado de equilíbrio; se ficar em repouso, o excesso de
soluto se separa da solução até que a concentração atinja o valor da saturação. No entanto,
na ausência de perturbações, uma solução supersaturada pode assim permanecer por um
tempo bastante longo.
Uma solução supersaturada e uma não saturada apresentam uma característica em
comum: nenhuma tem a concentração de equilíbrio. No entanto, uma solução não saturada
não pode, por si mesma, atingir o estado de equilíbrio (saturar), a não ser que acrescentese soluto, evapore o solvente ou varie a temperatura, enquanto que uma solução
supersaturada pode, e geralmente o faz, espontaneamente atingir o estado de equilíbrio,
simplesmente cedendo o excesso de soluto dissolvido. Logo, as soluções não saturadas só
existem por não conter soluto suficiente no sistema; as soluções supersaturadas podem se
manter durante algum tempo porque a mudança: solução supersaturada→ solução saturada
+ soluto não dissolvido, embora termodinamicamente favorável, pode envolver uma energia
de ativação elevada e, por isso, ocorrer muito lentamente.
As soluções saturadas podem ser tomadas como padrões de referência, porque tanto
as não saturadas como as supersaturadas tendem a formar uma solução saturada quando
as condições o permitem. Por exemplo, quando cristais do soluto silo adicionados a urna
solução não saturada ou a unia solução supersaturada, ambas tendem a se aproximar das
condições de equilíbrio. A solução não saturada aproxima-se do equilíbrio dissolvendo
cristais, e a solução supersaturada aproxima-se do equilíbrio depositando cristais.
As soluções supersaturadas de gases com líquidos são bastante comuns. Por
exemplo, as bebidas carbonatadas são soluções supersaturadas de dióxido se carbono em
33

34. água sob pressão relativamente elevada. Quando as garrafas são destampadas, escapa
algum gás, mas a solução remanescente pode, por algum tempo, continuar supersaturada
de dióxido de carbono. Pode-se obter soluções supersaturadas de substâncias sólidas,
fazendo-se a evaporação lenta do solvente ou reduzindo-se a temperatura de unia solução
saturada, desde que não haja contato da solução com partículas sólidas que possam agir
como
núcleo
de
cristalização.
Algumas
substâncias
formam
facilmente
soluções
supersaturadas outras somente sob condições experimentais cuidadosamente controladas.
No que se refere a soluções de diferentes sais em água, o efeito da temperatura
sobre a solubilidade varia de um sal para outro. Os sais, geralmente, são mais solúveis a
temperaturas elevadas do que baixas.
2.6.4. Unidades de Concentração
Concentração de uma solução é a relação entre a quantidade do soluto e a
quantidade do solvente ou da solução. Uma vez que as quantidades de solvente e soluto
podem ser medidas em massa, volume ou quantidade de matéria (número de mols), há
diversas unidades de concentração de soluções. As mais utilizadas são:
• mg/L ou g/L;
• %;
• mol/L;
• N.
2.6.4.1. Concentração em Miligramas por Litro ou Gramas por Litro
Esse termo é utilizado para indicar a relação entre a massa do soluto (m), expressa
em gramas, e o volume (V), da solução, em litros.
C=
m( g )
V ( L)
(2.5)
2.6.4.2. Concentração em Composição Percentual
É um método bastante comum de expressar a concentração de uma solução.
Esta unidade de concentração relaciona a massa (m) ou o volume (V) do soluto com
a massa ou o volume do solvente ou da solução, conduzindo a notações tais como:
% (m/m); % (m/V) ou % (V/V)
A relação m/m corresponde a base percentual mais usada na expressão da
concentração de soluções aquosas concentradas de ácidos inorgânicos como ácido
clorídrico, ácido sulfúrico e ácido nítrico. Ex. o ácido sulfúrico encontrado no comércio
contém cerca de 98% (em massa) de soluto (H 2SO4 líquido), ou seja, 100 g do ácido
comercial contém 98 g de H2S04 e ± 2g de água.
34

35. Os termos diluído e concentrado são apenas termos relativos. Uma solução diluída
contém somente uma fração do soluto contido numa solução concentrada. Ex. Uma solução
a 3%(m/m) de ácido nítrico é diluída em comparação com uma solução de 1-1N0 3 a 30%
em massa.
2.6.4.3. Concentração em Quantidade de Matéria
É a relação entre a quantidade de matéria do soluto (n) e o volume da solução (V),
expresso em litros.
C=
n( mol )
V ( L)
(2.6)
No passado, essa unidade de concentração era denominada molaridade ou
concentração molar, que hoje encontra-se em desuso.
Atualmente, de acordo com a International Union of Pure and Applied Chemistry
(IUPAC), o uso desses termos deve ser evitado.
2.6.4.4. Concentração Normal
Denominada de normalidade, no passado esta unidade foi muito utilizada em
cálculos relacionados com titulações. Atualmente, o uso da normalidade não é recomendado
pela IUPAC, uma vez que o emprego desta unidade de concentração não enfatiza a
estequiometria da reação química. Além disso, o valor numérico do equivalente-grama de
alguns compostos químicos varia de uma reação para outra. Está em desuso.
A conversão da concentração normal para mol/L é realizada de acordo com a
seguintes equação:
N = M∆
(2.7)
sendo,
N = concentração normal;
M = concentração mol/L;
∆ = número de oxidação (nox).
2.6.6. Hidrólise
Hidrólise é a reação da água sobre um composto, quebrando este composto, com a
fixação de íons hidrogênio ou de íons hidroxila.
Quando um sal é dissolvido em água ele se dissocia totalmente, para produzir
cátions e ânions, que devem subseqüentemente, reagir quimicamente com o solvente, por
meio de hidrólise.
A hidrólise ocorre para íons provenientes de ácidos ou bases fortes. Por exemplo, o
cátion (proveniente de uma base forte) de um sal sofre a seguinte reação de hidrólise:
35

36. M+
+

H2 O
MOH
H+
+
Assim, tem-se um sal ácido.
Então, um ânion (proveniente de um ácido forte) de um sal, sofre a seguinte reação
de hidrólise:
X-
+

H2 O
HX
HO-
+
tem-se, desta forma, um sal básico.
2.6.6.1. Hidrólise de Sais Ácidos, Básicos e Neutros
Os sais quando dissolvidos em água podem produzir soluções ácidas, básicas ou
neutras.
2.6.6.1.1 – Hidrólise de Sais Ácidos: Um sal é dito ácido quando ele é formado pela reação
de um ácido forte com uma base fraca. Por exemplo, o sal de NH4Cl
(cloreto de amônio).
HCl
+
NH4OH
ácido forte
→
base fraca
NH4Cl
+
H2O
sal ácido
água
Assim, esse sal quando é dissolvido em água produz um meio ácido cujo pH < 7.
H2O
NH4+
NH4Cl
Cl-
+
OH- Sofre hidrólise: NH4+
+
H  OH
NH4OH

+
H+
- Sofre hidratação: ClO íon amônio sofre hidrólise porque é pouco eletropositivo, e o íon coreto sofre
hidratação porque é muito eletro negativo.
2.6.6.1.2 – Hidrólise de Sais Básicos: Um sal é dito básico quando ele é formado pela
reação de uma base forte com um ácido fraco. Por exemplo, o sal de
NaCH3COO (ou NaC2H3O2 – acetato de sódio).
CH3COOH
ácido fraco
+
NaOH

base forte
NaCH3COO
+
sal básico
H 2O
água
Assim, esse sal quando é dissolvido em água produz um meio básico cujo pH > 7.
H2O
NaCH3COO
- Sofre hidratação: Na+
Na+
H+
- Sofre hidrólise: CH3COO-
+
HOH

HCH3COO
36
+
OH-
+
CH3COO-

37. O íon amônio sofre hidrólise porque é pouco eletropositivo, e o íon coreto sofre
hidratação porque é muito eletro negativo.
2.7. REAÇÕES QUÍMICAS
A reação ou transformação química é uma reorganização dos átomos das
substâncias, na qual uma espécie de matéria, ou mais de uma, se transforma em nova
espécie de matéria ou em diversas novas espécies de matéria. O enferrujamento do ferro,
no qual o ferro se combina com o oxigênio da atmosfera para formar a ferrugem, é uma
transformação
química.
As
substâncias
iniciais,
ferro
e
oxigênio,
combinam-se
quimicamente e não podem ser separadas por procedimentos físicos.
As reações químicas ocorrem em nível microscópico, onde a visão humana não
consegue alcançar, por outro lado é necessário apoiar-nos em parâmetros macroscópicos
que evidencie se uma reação ocorreu ou não durante aos procedimentos práticos. Algumas
evidências de ocorrência de uma reação química são: desprendimento de gás, turvação,
mudança de cor, mudança de cheiro e produção de energia.
2.7.1. Tipos de Reações Químicas
Existem basicamente 3 tipos de reações químicas:
• reações de precipitação;
• reações ácido-base;
• reações de oxidação-redução.
2.7.1.1. Reações de Precipitação
As reações de precipitação ocorrem da mistura de duas soluções de substâncias
iônicas para formar uma substância iônica sólida, chamada de precipitado. Precipitado é um
composto sólido insolúvel formado durante a reação química em solução.
Para prever se haverá ou não formação de um precipitado, basta saber as regras de
solubilidade (Tabela 2.7).
Tabela 2.7 – Regras de Solubilidade de Compostos Iônicos.
Regr
1
2
3
Aplica-se aos
íons
Li+, Na+, K+,
NH4+
C2H3O2-, NO3Cl-, Br-, I-
Enunciado
Exceções
compostos do grupo IA e do íon
amônio são solúveis
acetatos e nitratos são solúveis
cloretos, brometos e iodetos são cloretos, brometos e iodetos
solúveis
de Ag, Hg e Pb
37

38. 4
SO42-
sulfatos são solúveis
5
6
7
8
CO32PO43S2OH-
carbonatos são insolúveis
fosfatos são insolúveis
sulfetos são insolúveis
hidróxidos são insolúveis
sulfatos de Ca, Ba, Sr, Ag, Hg
e Pb
carbonatos do grupo IA e NH4+
fosfatos do grupo IA e NH4+
sulfetos do grupo IA e NH4+
hidróxidos do grupo IA, Ca, Ba
e Sr
Como exemplos, tem-se as seguintes reações:
AgNO3
Na2CO3
+
+
HCl
HCl
AgCl


NaCl
↓
+ HNO3
+
H2CO3
2.7.1.2. Reações de Ácido - Base
As reações de ácido - base ocorrem quando uma substância ácida reage com uma
substância básica produzindo sal mais água. Estes tipos de reações também são conhecidas
como reações de neutralização, quando as quantidades de ácido e base são equivalentes.
Por exemplo,
NaOH
Ca(OH)2
+
+
HCl
H2SO4


NaCl
+
CaSO4
H 2O
+
2 H2O
Quando as quantidades de ácido ou base são excedentes no meio, elas podem ser
detectadas utilizando-se indicadores, que são substâncias orgânicas (ácidos ou bases
orgânicas fracas) adicionadas em pequenas quantidades ao meio, dando uma coloração
característica.
Os indicadores são muito empregados nas titulações de ácido – base, para que o
operado consiga visualizar o ponto de viragem (ponto de equivalência) da titulação. Como a
mudança de coloração do meio para cada indicador ocorre em uma determinada faixa de pH
(Figura 2.11), é necessário que se escolha o pH adequado para cada ponto de equivalência
da titulação.
38

39. Figura 2.11 – Indicadores e suas respectivas faixa de mudança de coloração do
meio (Fonte: ROSSETTI, 2004).
2.7.1.3. Reações de Oxidação - Redução
As reações de oxidação - redução ocorrem quando existe a transferência de elétrons
entre os reagentes, onde um elemento químico sofre oxidação e o outro elemento sofre
redução. Oxidação é processo de perda de elétrons e redução é o processo de aquisição de
elétrons.
As reações de oxidação-redução podem ser do tipo: combinação, decomposição,
deslocamento e combustão. Como por exemplos:
a) Combinação: Na (s) + Cl2  2 NaCl
b) Decomposição: CaCO3 CaO (s) + CO2 (g)
c) Deslocamento: Zn (s) + 2 HCl (aq)  ZnCl2 (aq) + H2 (g)
d) Combustão: 4 Fe (s) + 3O2  Fe2O3
O balanceamento de uma equação de oxidação-redução pode ser feito de acordo
com o passo-a-passo a seguir:
1o Passo: Indicar os números de oxidação (nox) de cada elemento químico;
2o Passo: Identificar qual o elemento químico em que ocorre mudança do nox;
3o Passo: Identificar qual o elemento químico sofre redução;
4o Passo: Identificar qual o elemento químico sofre oxidação;
5o Passo: Determinar a quantidade de elétrons para redução;
6o Passo: Determinar a quantidade de elétrons para oxidação;
7o Passo: Balancear as quantidades de elétrons, multiplicando cruzado;
8o Passo: Colocar, como índice no primeiro termo da equação, o número determinado pelo
balanceamento;
o
9 Passo: Verificar as quantidades de átomos dos elementos químicos diferentes do
hidrogênio e oxigênio;
o
10 Passo: Balancear as quantidades de oxigênio e hidrogênio por último.
Exemplos:
a) HI + H2SO4  H2S + I2 + H2O.
Resposta: 8HI + H2SO4  H2S + 4I2 + 4H2O.
b) K2Cr2O7 + HBr → KBr + CrBr3 + Br2 + H2O
Resp.: K2Cr2O7 + 14HBr → 2KBr + 2CrBr3 + 3Br2 + 7H2O
c) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O
Resp.: 3Ag + 4HNO3 → 3AgNO3 + NO + 2H2O
39

40. 2.8. TERMOQUÍMICA
A termoquímica estuda as energias envolvidas nas reações químicas. Toda reação
química implica no rearranjo dos átomos em suas diferentes ligações. Estas transformações
são acompanhadas por absorção ou desprendimento de energia sob a forma de luz,
eletricidade ou calor.
A maioria das reações químicas envolvem as transformações de energia térmica, nas
quais são transferidas sob a forma de calor. Uma reação química acompanhada de
desprendimento de calor para o meio é denominada de reação exotérmica, e uma reação
química acompanhada por absorção de calor do meio é denominada de reação endotérmica.
Estes estudos são fundamentados na termodinâmica, ciência macroscópica que
estuda as relações entre as diferentes propriedades de equilíbrio de um sistema e as trocas
das propriedades de equilíbrio nos processos.
A energia liberada ou absorvida nas reações química são extremamente importantes
nos processos bioquímicos do nosso ecossistema, como por exemplo, a absorção de energia
luminosa pelas plantas durante a fotossíntese.
As energias envolvidas nas reações químicas são:
• energia interna;
• entalpia;
• entropia;
• energia livre.
2.8.1. Energia Interna
A Energia Interna (E) é a energia armazenada nas ligações das moléculas e nos
retículos iônicos e se origina das energias potencial e cinética dos elétrons (Ucko, 1992).
A variação da energia interna (∆E) é uma função termodinâmica que depende do
estado inicial e final da reação, e ocorre quando a reação absorve ou libera de calor em um
sistema com volume constante (V = constante). Se ∆E é positivo, a reação é endotérmica, e
se ∆E é negativo, a reação é exotérmica (Figura 2.13).
O calor liberado (∆E) a volume constante é medido na prática por uma bomba
calorimétrica (ou calorímetro), porém como a maioria das reações químicas ocorrem em
sistemas abertos e à pressão atmosférica constante, é mais prático medir a entalpia do
sistema.
40

41. 2.8.2. Entalpia
A Entalpia (∆H) é uma palavra de origem alemã, enthalen, que significa “conteúdo de
calor”, é o calor absorvido ou liberado à pressão constante (P = constante). Se a entalpia é
negativa (∆H = -), a reação é exotérmica e se a entalpia é positiva (∆H = +), a reação é
endotérmica (Figura 2.12).
Figura 2.12 – Troca de calor entre o sistema e o meio.
A entalpia de formação (ou calor de formação, ∆H0f) de uma substância é o calor
absorvido ou liberado para formação da substância nas condições padrões de temperatura e
pressão, 25oC e 1 atm, cujo valor é tabelado. Em reações químicas entre sólidos, líquidos ou
gases, os valores de ∆E e ∆H são muito próximos.
2.8.3. Entropia
Entropia (S) é o parâmetro que mede o grau de desordem de um sistema (energia
caótica, energia do caos). Quanto maior a quantidade de calor no sistema, maior a é
entropia, maior a é desordem do sistema. Mas, por outro lado, se a desordem já está
instalada, um aumento na temperatura não iria aumentar o caos existente, com esta forma
de pensamento, a temperatura foi considerada inversamente proporcional à entropia.
Um dos enunciados da 2a Lei da Termodinâmica está relacionado à entropia, que diz:
“Em qualquer processo espontâneo,
existe sempre um aumento na entropia do universo
(∆Stotal > 0)”
Se ∆S é positivo, a reação é acompanhada de uma desordem, e se ∆S é negativo, a
reação desencadeia a ordenação.
2.8.4. Energia Livre
A energia livre de Gibbs (∆G) é outra função termodinâmica de estado, definida
como:
∆G = ∆H − T∆S
(2.10)
A variação da energia livre depende das variações de entalpia e entropia, na qual
41

42. indicará se a reação irá ocorrer espontaneamente ou não (Tabela 2.8).
Tabela 2.8 – Espontaneidade das reações químicas.
∆H
(-)
(+)
(+)
(-)
∆S
(+)
(-)
(+)
(-)
∆G
espontânea em qualquer temperatura
não-espontânea independentemente da temperatura
espontânea somente a altas temperaturas
espontânea somente a baixas temperaturas
2.9. ELETROQUÍMICA
A eletroquímica é a parte da química que estuda as conversões de energia elétrica e
química. A conversão de energia elétrica em energia química, é denominada de eletrólise. E
a conversão da energia química em energia elétrica é denominada de galvanometria.
2.9.1. Eletrólise
O processo de eletrólise é a conversão de elétrica em energia química promovida
pela passagem da corrente elétrica através de uma solução contida em uma célula
eletrolítica (Figura 2.13). Neste processo o escoamento de elétrons é forçado por uma fonte
de energia externa ao sistema. A energia fornecida deve ser suficiente para promover uma
reação de oxidação e redução no sentido inverso daquela em que se processaria
espontaneamente.
Figura 2.13 – Célula eletrolítica ou cuba eletrolítica (Fonte: COC, 2006).
2.9.1.1. Célula Eletrolítica
A célula eletrolítica ou cuba eletrolítica é o recipiente onde ocorre a eletrólise na qual
é composta pelos seguinte elementos:
• eletrodos;
• solução eletrolítica;
• circuito metálico externo.
2.9.1.1.1 – Eletrodos: são as superfícies sólidas cujas
interfaces
ocorrem
as
reações
químicas de oxidação e redução. O eletrodo no qual ocorre a
reação de oxidação7 é denominado de ânodo e o eletrodo onde
ocorre a reação de redução8 é denominado de cátodo.
7
8
Significa perder elétrons e tornar-se positivo.
Significa ganhar elétrons e tornar-se negativo.
42

43. Eletrodo Positivo ou Ânodo – a placa positiva do ânodo atrai os íons
ânions do eletrólito. Os íons ânions ao tocarem a placa cedem seus
elétrons, passando para o estado fundamental (Figura 2.14). Este
processo é chamado de oxidação. Os elétrons por sua vez
percorrem o circuito metálico externo, fazendo com que o íons
metálicos formados pela ausência de elétrons na placa, passem
para a solução eletrolítica na forma de íons cátions, promovendo a
corrosão da placa. À passagem dos íons metálicos positivos para a
solução eletrolítica, diz que a corrente elétrica está entrando no
eletrólito.
Figura 2.14 – Oxidação no eletrodo positivo (ânodo).
Eletrodo Negativo ou Cátodo – a placa positiva atrai os íons cátions
do eletrólito. Os íons cátions ao tocarem a placa recebem os
elétrons excedentes, passando para o estado fundamental (Figura
2.15). Este processo é chamado de redução, na qual ocorre a
deposição (incrustação no eletrodo). À passagem dos elétrons da
solução eletrolítica para placa, diz que a corrente elétrica está
saindo do eletrólito.
As leis de Faraday permitem o cálculo da transformação de matéria
que ocorre nos eletrodos.
Figura 2.15 – Redução no eletrodo negativo (cátodo).
43

44. 2.9.1.1.2 – Eletrólito: é a substância condutora de eletricidade por meio de íons móveis, na
qual pode ser obtida por meio da fusão de um sal fundido ou
solução.
2.9.1.1.3 - Circuito Metálico Externo: é o suporte metálico, externo à cuba eletrolítica, que
conduz a corrente elétrica por meio dos elétrons gerados por uma
fonte corrente contínua.
2.9.1.2. Aplicações do Processo Eletrolítico
Diferentes reações químicas do processo eletrolítico são de interesse da área de meio
ambiente, como por exemplo, a produção de cloro empregado na desinfecção das águas; a
produção de sódio usado como transferência de calor para a refrigeração de reatores
nucleares e nas lâmpadas a vapor de sódio; a corrosão; a eletrólise como tratamento
químico alternativo de águas residuárias; e muitos outros.
2.9.1.3. Produção de Cloro a Partir do Sal Fundido de NaCl
O sal de cloreto de sódio (NaCl) é colocado na cuba eletrolítica, onde é fundido
produzindo íons Na+ e íons Cl- (BRADY e HUMISTON, 1996). Os íons cátions Na+ se movem
para o eletrodo negativo (cátodo) e os íons Cl - se movem para o eletrodo positivo (ânodo),
onde ocorrem as seguintes semi-reações em cada eletrodo:
Eletrodo positivo (ânodo):
2 Cl-
Eletrodo negativo (cátodo):
Na+
Cl2
+
2 e-
oxidação
1 e-
→
Na
redução
→
+
A partir das equações de semi-reações pode-se obter a equação de reação global,
após o balanceamento tem-se:
2 Cl- ()
2 Na () + 2 e2 Na+ () + 2 Cl- ()
+
→
→
→
Cl2 (g)+ 2 e2 Na ()
Cl2 (g) + 2 Na ()
Desta forma, foram-se:
• no cátodo: sódio metálico líquido;
• no ânodo: cloro gasoso.
2.9.1.4. Produção de Cloro a Partir de Solução Salina de NaCl
A produção de cloro a partir de solução aquosa de NaCl é bem mais complexa, pois
neste caso podem ocorrer as reações de oxidação ou redução da água. Assim, as reações
que podem ocorrer são as seguintes:
Eletrodo positivo (ânodo):
2 Cl- (aq) →
Cl2 (g) +
2 e-
oxidação
2 H2O () → O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e-
44

45. Eletrodo negativo (cátodo):
Na+ (aq) +
1 e- →
Na (s)
redução
2 H2O () + 2 e- → H2 (g) + 2 OH- (aq)
Somente uma análise qualitativa irá revelar quais os elementos químicos formados
nos eletrodos, uma vez que existem duas reações competindo em cada eletrodo. Assim, a
reação global é:
2 Cl- (aq)
2 H2O () + 2 e
2 Cl- (aq) + H2 (g) + 2 OH- (aq)
→
→
→
Cl2 (g) + 2 eH2 (g) + 2 OH- (aq)
Cl2 (g) + H2 (g) + 2 OH- (aq)
Desta forma, foram-se:
• no cátodo – hidrogênio gasoso;
• no ânodo - cloro gasoso.
2.9.2. Galvanometria
O processo de galvanometria é a conversão química em energia elétrica promovida
pelas transformações químicas desenvolvidas em uma pilha galvânica. As reações de
oxidação e redução ocorrem espontaneamente.
2.9.2.1. Célula Galvânica
O processo de funcionamento de uma célula galvânica ou voltaica é muito parecido
com a de uma célula eletrolítica. Na célula eletrolítica, a corrente elétrica é inserida no
sistema (um sistema externo fornece energia), enquanto que na célula galvânica, a energia
elétrica é gerada no sistema (a célula fornece energia para um sistema externo), como
ilustrado na Figura 2.16.
Fonte: UFPa, 2006.
Figura 2.16 – Célula galvânica ou pilha galvânica.
Cada compartimento da Figura 2.16, recebe o nome de meia-pilha, e quando eles
são conectados adequadamente, o zinco sofre oxidação espontaneamente, perdendo seus
elétrons e produzindo íons cátions Zn2+. Estes íons migram para solução, promovendo a
dissolução do zinco, ocasionando, por conseguinte, a corrosão na placa de zinco. A interface
da placa do eletrodo que ficou carregada positivamente, atrai os ânions SO 42- da solução de
45

46. sulfato de zinco. A solução, por sua vez, vai aumentando a concentração de partículas
positivas. Estas atraem os íons cloretos da ponte salina (RUSSELL, 1994).
Os elétrons perdidos pelo zinco caminham pelo fio do circuito externo até o eletrodo
de cobre, tornando a placa do eletrodo carregada negativamente. Os íons Cu 2+ contidos na
solução de sulfato de cobre são reduzidos, produzindo o cobre metálico, que se deposita no
eletrodo de cobre. A concentração de íons cátions na placa de cobre afasta os íons SO 42-,
tornando a solução de sulfato de cobre carregada negativamente, atraindo os íons K +
contidos na ponte salina.
As semi-reações e a reação global que ocorrem nas semi-pilhas são as seguintes:
Zn (s)
Cu (aq) + 2 eZn (s) + Cu2+ (aq)
2+
→
→
→
Zn2+ (aq)+ 2 eCu (s)
Zn2+ (aq)+ Cu (s)
(oxidação – ânodo)
(redução – cátodo)
O importante fato de eletricidade pode ser produzida por meio de transformações
químicas, permite o estoque de energia elétrica sob a forma de reagentes químicos, os
quais poderão ser usados para gerar energia elétrica e outras formas de energia, quando
houver necessidade.
2.9.2.2. Diferença de Potencial e Potencial Padrão do Eletrodo
A célula eletroquímica (eletrolítica ou galvânica) somente produz energia elétrica se
houve uma diferença de potencial (ddp) entre os eletrodos. Portanto, o potencial de
eletrodo ou potencial de redução pode ser definido como a tendência dos íons de doar ou
receber elétrons, promovendo as reações de oxidação e redução.
Como cada eletrodo está envolvido em uma solução contendo íons, os quais tem
tendência de adquirir elétrons de seu respectivo eletrodo, a fim de reduzir-se.
ÍON CÁTION (aq) + e- → METAL
Quanto maior o potencial de redução, tanto maior será sua facilidade em sofrer
redução (receber elétrons), como expresso na Tabela 2.9.
Tabela 2.9 – Potenciais padrões de redução dos metais (Fonte: HANDBOOK OF
CHEMISTRY AND PHYSICS).
Semi-Reação
Li  Li+ + eK  K+ + eRb  Rb+ + eCs  Cs+ + eBa  Ba2+ + 2eSr  Sr2+ + 2eCa  Ca2+ + 2eNa  Na+ + eMg  Mg2+ + 2eAl  Al3+ + 3eMn  Mn2+ + 2e-
Eo (V)
+ 3,04
+ 2,29
+ 2,29
+ 2,29
+ 2,90
+ 2,89
+ 2,87
+ 2,71
+ 2,37
+ 1,66
+ 1,18
Semi-Reação
Fe  Fe2+ + 2eCo  Co2+ + 2eNi  Ni2+ + 2eSn  Sn2+ + 2ePb  Pb2+ + 2eH2  2 H+ + 2eCu  Cu2+ + 2eAg  Ag+ + ePd  Pd2+ + 2ePt  Pt2+ + 2eAu  Au+ + e-
46
Eo (V)
+ 0,44
+ 0,27
+ 0,25
+ 0,13
+ 0,12
0,00
- 0,34
- 0,80
- 0,98
- 1,20
- 1,68

47. Zn  Zn2+ + 2e-
+ 0,76
A série eletroquímica de metais, lista na Tabela 2.9, também é conhecida como
“escala de nobreza” ou de “fila de reatividade química” (Figura 2.17), que dispõe os
elementos em ordem decrescente de reatividade (cada elemento é mais reativo do que os
vêm depois dele) e em ordem crescente de nobreza (cada elemento é menos nobre do que
os que vêm depois dele), com tendência de perder eletrons.
Figura 2.17 – Fila de reatividade dos metais.
Quanto mais reativo é o elemento, tanto menos nobre ele é. Quanto mais nobre o
elemento, menor será a sua reatividade química. O ouro (Au), a platina (Pt) e a prata (Ag)
têm baixa reatividade química são elementos de metais nobres. São chamados de “nobres”
porque mais dificilmente sofre “ataques” químicos de outras substâncias.
Resumindo, quando dois metais estão próximos, cria-se uma diferença de potencial
entre eles que gera a condução de corrente elétrica. Um desses materiais terá maior
facilidade de receber os elétrons livres do metal adjacente. Essa facilidade de receber
elétrons gera o potencial de redução do metal. Portanto, quanto maior o potencial de
redução, maior será a avidez por elétrons.
Por exemplo, no sistema zinco (Zn) – cobre (Cu), o zinco tem tendência de perder
elétrons, porque seu potencial de redução (-0,76 V) é menor que o potencial de redução do
cobre (0,34 V)
Assim, o potencial de uma pilha galvânica é:
o
o
o
ε pilha = ε redução − ε oxidação
(2.11)
No exemplo do sistema Zn - Cu, tem-se:
o
o
o
ε pilha = ε Cu − ε Zn
(2.12)
ε pilha = 0,34 − (−0,76)
(2.13)
o
o
ε pilha = 1,10V
47
(2.14)

48. 2.10. NOÇÕES DE QUÍMICA ORGÂNICA E BIOQUÍMICA
A Química Orgânica é a parte da Química que estuda as estruturas, propriedades e
reações dos compostos de carbono (compostos orgânicos) e a Bioquímica é a ciência que
estuda a química dos processos biológicos, isto é, as reações que ocorrem em todos os
organismos vivos.
2.10.1. Tópicos Fundamentais
O estudo da Química Orgânica é bastante complexo e seus fundamentos estão
focados nos seguintes tópicos:
•
hidrocarbonetos;
•
compostos orgânicos oxigenados;
•
compostos orgânicos sulfurados;
•
compostos orgânicos nitrogenados;
•
polímeros;
•
carboidratos;
•
lipídios;
•
proteínas;
•
enzimas.
Os principais tópicos abordados pela Bioquímica muitas vezes se fundem aos
fundamentos da Química Orgânica, uma vez que, para entender a Bioquímica é necessário o
conhecimento básico da Química Orgânica. Assim, de acordo com VIEIRA (2006), os
principais tópicos do aprendizado em bioquímica básica são:
•
alimentos: uma abordagem prática ao estudo das biomoléculas;
•
carboidratos:
principais
compostos
energéticos
(estrutura
e
metabolismo);
•
lipídios: os compostos mais calóricos;
•
proteínas: biomoléculas multifuncionais;
•
vitaminas: reguladores bioquímicos;
•
ácidos nucléicos;
•
bioquímica da respiração: mecanismos moleculares do transporte dos
gases respiratórios.;
•
bioenergética: a interação metabólica das moléculas para produzir
energia intracelular.
2.10.2. Introdução à Química Orgânica
Os compostos orgânicos são os compostos formados pelo carbono, excluindo os
48

49. óxidos de carbono, carbonatos, cianetos e carbetos (compostos inorgânicos). As principais
diferenças entre os compostos orgânicos e inorgânicos são as seguintes:
Tabela 2.10 – Principais diferenças entre os compostos orgânicos e inorgânicos
(Fonte: UCKO, 1992).
Compostos Orgânicos
Baseados no carbono
Predominância de ligações covalentes
Número de átomos na molécula relativamente grande
Baixo ponto de ebulição e fusão
Baixa solubilidade em água
Não eletrolíticos
Inflamáveis
Compostos Inorgânicos
Baseados em outros elementos
Predominância de ligações iônicas
Poucos átomos na unidade fórmula
Alto ponto de ebulição e fusão
Alta solubilidade em água
Eletrolíticos
Não inflamáveis
2.10.2.1. Ligações do Átomo de Carbono
O átomo de carbono apresenta 4 elétrons periféricos, proporcionando 4 ligações
covalentes. Assim, ele pode formar vários milhões de diferentes compostos, porque os
átomos de carbono se ligam fortemente a outros átomos de carbono, assim como outros
átomos de não metais. As ligações que o átomo de pode formar são:
Número de
Ligações:
4 ligações σ
Geometria:
tetraédrica
Hibridação:
sp3
3 ligações σ
e
1 ligações π
trigonal
plana
sp2
2 ligações σ e
2 ligações π
1 ligações σ e
3 ligações π
linear
linear
sp
sp
Figura 2.18 – Tipos de ligações do átomo de carbono.
A classificação dessas ligações é:
•
saturada: quando só existem ligações simples;
•
insaturada: quando existem ligações duplas ou triplas.
2.10.2.2. Cadeias Carbônicas
A cadeia carbônica é a ligação seqüencial de átomos de carbono que podem ser
abertas ou fechadas.
a) Cadeias Abertas, Acíclica ou Alifática- a ligação seqüencial de átomos de carbono possui
extremidades, podendo ser dos seguintes tipos:
- Saturadas (C-C-C): todos os carbonos fazem ligações simples;
- Insaturadas (C=C-C=C ≡ C-C): algum carbono faz ligação dupla ou tripla;
- Homogêneas (C-C-C=C-C): não há um elemento diferente ligado entre carbonos;
49

50. - Heterogêneas (C-X-C-C): há um elemento entre carbonos denominado heteroátomo;
- Normais (C-C-C-C): somente há carbonos primários ou secundários;
- Ramificadas (C-C-C-C): há carbonos terciários e quaternários.

b) Cadeias Fechadas ou Cíclica - a ligação seqüencial de átomos de carbono não possui
extremidades, podendo ser dos seguintes tipos:
- Aromática: possui o núcleo benzênico (Figura 2.19);
Figura 2.19 – Formas de representação do núcleo benzênico.
O núcleo benzênico é caracterizado por ter: * 6 carbonos, * 3 ligações duplas
conjugadas, * cadeia fechada, * ressonância.
- Não-aromática: não possui o núcleo benzênico;
Figura 2.20 – Cadeias fechadas não-aromáticas.
c) Cadeia Mista - possui uma cadeia fecha e outra aberta.
Figura 2.21 – Cadeias mista.
2.10.2.3. Nomenclatura
A nomenclatura dos compostos orgânicos pode ser extremamente complexa. Porém,
de um modo geral, a nomenclatura dos compostos orgânicos é feita de acordo com o
número de carbono existentes na cadeia (Tabela 2.11), tipo de ligação (Tabela 2.12) e
grupo funcional (Tabela 2.13).
Tabela 2.11 – Nomenclatura de acordo com o número de carbono da cadeia
(Fonte: CARVALHO, 2006).
50

51. Número de Carbono
1C
2C
3C
4C
5C
6C
7C
8C
9C
10 C
Nomenclatura
MET
ET
PROP
BUT
PENT
HEX
HEPT
OCT
NON
DEC
Tabela 2.12 – Nomenclatura de acordo com o número de carbonos da cadeia
(Fonte: CARVALHO, 2006).
Tipo de Ligação
Simples
Dupla
Tripla
Nomenclatura
AN
EN
IN
2.10.2.4. Funções Orgânicas
São grupos funcionais, de mesma família, que apresentam a mesma estrutura e
propriedades químicas características. O grupo funcional é formado de um átomo ou grupo
de átomos e sofrem as mesmas reações químicas, independentemente da natureza do resto
da molécula, denominada de radical ( R). Entretanto, quanto maior o radical (“esqueleto”
carbônico), menor será a influência do grupo funcional. Os grupos funcionais mais
importantes estão apresentados na Tabela 2.13.
Tabela 2.13 – Importantes grupos funcionais (Adaptação: BRUNET, 2006).
Classe
alcanos
Grupo funcional
Exemplo
CH3-CH3
CH3CH=CH2
alquenos
Nomenclatura
Etano
Propeno
(homo) aromáticos
Tolueno
(hetero) aromáticos
3-Metilpiridina
alcinos
haletos de alquila
álcoois
fenóis
éteres
aminas primárias
aminas secundarias
CH3-C≡C-CH3
CH3-CH2-Br
CH3-CH2-OH
Ph-OH
CH3-CH2-O-CH2-CH3
CH3-NH2
(CH3)2NH
 halogênio
 OH
O
 NH2
 NH 
51
2-Butino
Brometo de etila
Etanol
Fenol
Dietiléter
Metilamina
Dimetilamina

52. aminas terciárias
(CH3)3N
Trimetilamina
tióis
compostos sulfurados
boranos
 SH
 S -
CH3-CH2-SH
(CH3)2S
(CH3)3B
Etiltiol
Dimetilsulfeto
Trimetilborano
organometálicos
 metal
(Li, Mg, Al, etc.)
CH3Li
(CH3)2Mg
(CH3)3Al
aldeídos
Metillítio
Dimetilmagnésio
Trimetilalano
Etanal
cetonas
Propanona
aminas
Metilamina propanona
ácidos carboxílicos
Ácido acético
ésteres
Acetato de etilo
amidas
Acetamida
haletos de acetileno
anidridos
Acetilenocloreto
Anidrido acético
nitrilas
-C≡N
CH3CN
Acetonitrila
nitroderivados
-NO2
CH3NO2
Nitrometano
sulfonas
ácidos sulfônicos
-SO2-SO2-OH
CH3SO2CH3
CH3CH2CH2SO2OH
Dimetilsulfona
Ácido propano sulfônico
2.10.2.5. Isomeria
Um fenômeno muito comum na química orgânica é a existência de compostos
diferentes com a mesma fórmula molecular. Existem dois tipos de isômeros: o isômero
constitucional (ou estrutural) e o esteroisômero.
Tabela 2.14 – Exemplos de isômeros (Adaptação: SILVA, 2006).
Fórmula
Molecular
Isômero
Constitucional ou Estrutural
C4H10
C5H11Cl
52

53. C2H6O
Esteroisômero
BrNSOH4
Enantiômeros ou isômero óptico: são reflexos, porém não se sobrepõem, mas possuem as mesmas propriedades físicas. São
capazes de desviar a luz polarizada: a) para direita (D+), são denominados dextrógiro; e a) para esquerda (L-), são denominados
levógiro. Essa atividade ótica é devido as moléculas serem assimétricas, isto é, possuem carbono quiral (ou estereocentro), todos
os ligantes são diferentes.
C2H2Cl2
Diasteroiômeros: os átomos estão ligados da mesma forma, mas diferem na disposição, não podendo ser convertido um np outro
devido à barreira energética de rotação.
2.10.3. Hidrocarbonetos
São os compostos orgânicos mais simples, formado apenas por átomos de carbono e
hidrogênio. Possuem a capacidade de sofrer combustão.
2.10.3.1. Tipos de Ligações nos Hidrocarbonetos
As ligações carbono – carbono (C  C) podem ser de 2 tipos:
•
saturada ou simples;
•
insaturada ou ligações múltiplas.
2.10.3.2. Classificação dos Hidrocarbonetos
Os hidrocarbonetos são classificados em:
•
alcanos;
•
alcenos;
•
alcinos;
•
cíclicos;
•
derivados halogenados.
2.10.3.2.1 - Alcanos: ou parafinas, são os compostos orgânicos mais simples, constituídos
53