APOSTILA DE QUÍMICA APLICADA

Curso Superior de Tecnologia em Automação Industrial

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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.

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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.

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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 – C12H22O11, 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.

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.).

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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 elemento2 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.

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.

2 Substância que contêm átomos do mesmo tipo.

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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)

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.

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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 (fluorescente3) 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).

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)

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).

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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

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.

(2.1)

Sendo, c = velocidade da luz.

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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 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 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:

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.

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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., sendo E = energia, h =

constante de Max Planck e = 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 = mc2. 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 () e

salta para a sua órbita normal, que é a mais estável.

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 = mc2, segundo Einstein e a energia

de uma onda é E = h, de acordo com Planck.

1924 – De Broglie

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De Broglie resolveu combinar as expressões de Einstein e Planck, obtendo: m = h/c,

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/v).

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.

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 (), 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.

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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.

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 Isótopos Representação No de Prótons No de NêutronsHidrogênio Comum

DeutérioTrítio

1H1

2H1

3H1

111

012

Cloro Cloro 35Cloro 37

35Cl17

37Cl171717

1820

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).

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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

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

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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).

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.

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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.

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

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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.

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.

16

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 Número de Orbitais Número Máximo de Elétrons Diagrama Orbitals 1 2 _p 3 6 _ _ _d 5 10 _ _ _ _ _ f 7 14 _ _ _ _ _ _ _

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.

17

Figura 2.6 – Diagrama de Linus Pauling.

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: 3p5, 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, ns2 para o hélio e os

elementos do grupo IIA, ns2np1 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 (terras-

raras) e actnóides (terras-raras pesadas).

4 A palavra valência significa capacidade de combinação.

18

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.

19

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, é uma sucessão de máximos e mínimos,

demonstrando uma relação entre o ponto de fusão 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

estrutura eletrônica e elevada afinidade eletrolítica. Os não-metais

tendem a receber elétrons e se tornarem carregados negativamente:

M + e- M- (2.3)

20

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 semimetais são elementos com propriedades

intermediárias entre os metais e os não-metais, são bons

semicondutores e quando sofrem dopagem5, 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

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

5 É quando o semicondutor puro recebe pequenas quantidades de outros elementos.21

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

Carbono Carbono 12Carbono 14

12C6

14C666

68

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

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.

22

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 6,02.1023 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 6,02.1023 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, 6,02.1023, 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 6,02.1023 átomos do mesmo elemento

em gramas. Ou, a massa molar de uma substância é a massa de 6,02.1023 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

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.

23

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 molécula de oxigênio ____ 1 molécula de dióxido de

carbono

1 mol de carbono ____ 1 mol de oxigênio ____ 1 molde dióxido de carbono

6,02.1023 átomos de carbono ____ 6,02.1023 moléculas de oxigênio ____ 6,02.1023 moléculas de carbono

12 g de carbono ____ 32 g de oxigênio ____ 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.”

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.

24

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:

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,

25

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

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,

26

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

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

27

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 Diâmetro das Partículas

Exemplo

homogênea ou solução homogênea

< 10 Å água e cloreto de sódio

coloidal ou solução coloidal

10 a 1000 Å gelatina, goma arábica, algumas dispersões de proteínas (como albumina bovina), fumaça

grosseira > 1000 Å leite de magnésia (aglomerados de Mg+2 e OH-

em água)

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.

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 Soluto em Solvente Exemplo

gás em gás ar, O2 e gases nobres em N2 (g) a 250C e 1 atm

Gasosa líquido em gás gás nitrogênio úmido H2O (líq.) em N2(g) a 250C e 1 atm

sólido em gás iodo, I2 (g) em nitrogênio em N2(g) a 250C e 1 atm

gás em líquido amoníaco, NH3 (g) em água H2O (líq.)

Líquida líquido em líquido ácido acético (H3CCOOH) em água

gás em líquido nitrato de potássio em água

gás em Sólido hidrogênio H2 (g) em paládio Pd (s)

Sólido líquido em sólido mercúrio [Hg (líq.)] em cobre [Cu (s)]

sólido em sólido ligas metálicas. Ex.: Cu em Ag

28

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 + H2O Na+ (aq.) + Cl- (aq.)

A água solvata6 os íons cátions e ânions separando-os.

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:

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.

29

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:

(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

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).

30

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.

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,

31

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 acrescente-se

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

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;

%;

32

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.

(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 (H2SO4 líquido), ou seja, 100 g do ácido

comercial contém 98 g de H2S04 e ± 2g de água.

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 1-1N03 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.

(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

33

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:

(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:

M+ + H2O 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- + H2O 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 NH4Cl + H2O

ácido forte base fraca sal ácido água

Assim, esse sal quando é dissolvido em água produz um meio ácido cujo pH < 7.

H2ONH4Cl NH4

+ + Cl-

OH-

34

- Sofre hidrólise: NH4+ + H OH NH4OH + H+

- Sofre hidratação: Cl-

O 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 + NaOH NaCH3COO + H2O

ácido fraco base forte sal básico água

Assim, esse sal quando é dissolvido em água produz um meio básico cujo pH > 7.

H2ONaCH3COO Na+ + CH3COO-

- Sofre hidratação: Na+

H+

- Sofre hidrólise: CH3COO- + HOH HCH3COO + OH-

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.35

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.

Regra

Aplica-se aos íons

Enunciado Exceções

1 Li+, Na+, K+, NH4

+compostos do grupo IA e do íon amônio são solúveis

-

2 C2H3O2-, NO3

- acetatos e nitratos são solúveis -3 Cl-, Br-, I- cloretos, brometos e iodetos são

solúveiscloretos, brometos e iodetos de Ag, Hg e Pb

4 SO42- sulfatos são solúveis sulfatos de Ca, Ba, Sr, Ag, Hg

e Pb5 CO3

2- carbonatos são insolúveis carbonatos do grupo IA e NH4+

6 PO43- fosfatos são insolúveis fosfatos do grupo IA e NH4

+

7 S2- sulfetos são insolúveis sulfetos do grupo IA e NH4+

8 OH- hidróxidos são insolúveis hidróxidos do grupo IA, Ca, Ba e Sr

Como exemplos, tem-se as seguintes reações:

AgNO3 + HCl AgCl + HNO3

Na2CO3 + HCl NaCl + 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 + HCl NaCl + H2O

Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + 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

36

(Figura 2.11), é necessário que se escolha o pH adequado para cada ponto de equivalência

da titulação.

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;

37

9o Passo: Verificar as quantidades de átomos dos elementos químicos diferentes do

hidrogênio e oxigênio;

10o 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

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

38

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.

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.

39

2.8.4. Energia Livre

A energia livre de Gibbs (G) é outra função termodinâmica de estado, definida

como:

(2.10)

A variação da energia livre depende das variações de entalpia e entropia, na qual

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.

40

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.

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.

7 Significa perder elétrons e tornar-se positivo.8 Significa ganhar elétrons e tornar-se negativo.

41

Figura 2.15 – Redução no eletrodo negativo (cátodo).

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- Cl2 + 2 e- oxidação

Eletrodo negativo (cátodo): Na+ + 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- () Cl2 (g)+ 2 e-

2 Na+ () + 2 e- 2 Na ()2 Na+ () + 2 Cl- () Cl2 (g) + 2 Na ()

Desta forma, foram-se:

no cátodo: sódio metálico líquido;

42

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-

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) Cl2 (g) + 2 e-

2 H2O () + 2 e H2 (g) + 2 OH- (aq)2 Cl- (aq) + H2 (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.

43

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 SO42- da solução de

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 Cu2+ 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 SO42-,

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) Zn2+ (aq)+ 2 e- (oxidação – ânodo)Cu2+ (aq) + 2 e- Cu (s) (redução – cátodo)

Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq)+ Cu (s)

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.

44

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 Eo (V) Semi-Reação Eo (V)Li Li+ + e- + 3,04 Fe Fe2+ + 2e- + 0,44K K+ + e- + 2,29 Co Co2+ + 2e- + 0,27Rb Rb+ + e- + 2,29 Ni Ni2+ + 2e- + 0,25Cs Cs+ + e- + 2,29 Sn Sn2+ + 2e- + 0,13Ba Ba2+ + 2e- + 2,90 Pb Pb2+ + 2e- + 0,12Sr Sr2+ + 2e- + 2,89 H2 2 H+ + 2e- 0,00Ca Ca2+ + 2e- + 2,87 Cu Cu2+ + 2e- - 0,34Na Na+ + e- + 2,71 Ag Ag+ + e- - 0,80Mg Mg2+ + 2e- + 2,37 Pd Pd2+ + 2e- - 0,98Al Al3+ + 3e- + 1,66 Pt Pt2+ + 2e- - 1,20Mn Mn2+ + 2e- + 1,18 Au Au+ + e- - 1,68Zn 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)

45

Assim, o potencial de uma pilha galvânica é:

(2.11)

No exemplo do sistema Zn - Cu, tem-se:

(2.12)

(2.13)

(2.14)

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;

46

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

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 Compostos InorgânicosBaseados no carbono Baseados em outros elementosPredominância de ligações covalentes Predominância de ligações iônicasNúmero de átomos na molécula relativamente grande

Poucos átomos na unidade fórmula

Baixo ponto de ebulição e fusão Alto ponto de ebulição e fusãoBaixa solubilidade em água Alta solubilidade em águaNão eletrolíticos EletrolíticosInflamáveis 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 deLigações:

4 ligações 3 ligações e

1 ligações

2 ligações e2 ligações

1 ligações e3 ligações

Geometria: tetraédrica trigonal plana

linear linear

Hibridação: sp3 sp2 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.

47

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;

- 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.

48

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).

Número de Carbono

Nomenclatura

1 C MET2 C ET3 C PROP4 C BUT5 C PENT6 C HEX7 C HEPT8 C OCT9 C NON

10 C DEC

Tabela 2.12 – Nomenclatura de acordo com o número de carbonos da cadeia

(Fonte: CARVALHO, 2006).

Tipo de Ligação

Nomenclatura

Simples ANDupla ENTripla 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 Grupo funcional Exemplo Nomenclaturaalcanos CH3-CH3 Etano

alquenos CH3CH=CH2 Propeno

49

(homo) aromáticos Tolueno

(hetero) aromáticos 3-Metilpiridina

alcinos CH3-CC-CH3 2-Butinohaletos de alquila halogênio CH3-CH2-Br Brometo de etila

álcooisfenóis

OH CH3-CH2-OHPh-OH

EtanolFenol

éteres O CH3-CH2-O-CH2-CH3 Dietiléteraminas primárias NH2 CH3-NH2 Metilamina

aminas secundarias NH (CH3)2NH Dimetilaminaaminas terciárias (CH3)3N Trimetilamina

tióis SH CH3-CH2-SH Etiltiolcompostos sulfurados S - (CH3)2S Dimetilsulfeto

boranos (CH3)3B Trimetilborano

organometálicos metal(Li, Mg, Al, etc.)

CH3Li(CH3)2Mg(CH3)3Al

MetillítioDimetilmagnésio

Trimetilalanoaldeídos Etanal

cetonas Propanona

aminas Metilamina propanona

ácidos carboxílicos Ácido acético

ésteres Acetato de etilo

amidas Acetamida

haletos de acetileno anidridos

AcetilenocloretoAnidrido acético

nitrilas -CN CH3CN Acetonitrila

nitroderivados -NO2 CH3NO2 Nitrometanosulfonas -SO2- CH3SO2CH3 Dimetilsulfona

ácidos sulfônicos -SO2-OH CH3CH2CH2SO2OH 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).

50

Fórmula Molecular

Isômero

Constitucional ou Estrutural

C4H10

C5H11Cl

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;

51

alcenos;

alcinos;

cíclicos;

derivados halogenados.

2.10.3.2.1 - Alcanos: ou parafinas, são os compostos orgânicos mais simples, constituídos

por carbono em hibridação sp3 e hidrogênio, cujo ângulo de ligação é 109,5o, a

distância C C é 1,54 Å e a distância C H é 1,09 Å (BRUNET, 2003). Podem

ser de cadeia linear ou ramificada (Figura 2.26. A cadeia linear, não significa

que a ligação C C seja de 180o, na realidade significa cadeia não ramificada,

em forma de zigue-zague. São pouco reativos e apolares, sendo utilizados como

solventes. Estão presentes no gás natural, petróleo e seus derivados. O alcano

mais simples é o gás metano.

Os alcanos são bons combustíveis, pois a ligação sigma () quando quebrada

libera grande quantidade de calor, produzindo CO2 e H2O. Exemplos: metano

(gás natural), propano (gás de botijão), butano (gás de isqueiro), octano e

outros (componentes da gasolina) e alcanos superiores (componentes do

querosene).

O ponto de ebulição dos alcanos aumenta com o número de carbonos (Figura 2.22). Isto se deve as

forças intermoleculares (forças de Van der Walls e de London) são mais efetivas quanto maior é a

superfície da moléculas. Portanto, os isômeros com mesmo número de carbonos e hidrogênios, o

ponto de ebulição será maior para uma cadeia linear, pois quanto mais ramificada for a molécula, a

superfície efetiva de contato diminui; assim as forças intermoleculares são menores em alcanos

ramificados, resultando em pontos de ebulição mais baixos. O heptano (23 átomos) tem ponto de

ebulição próximo ao da água (3 átomos), pois as forças de Van der Walls são muito mais fracas que

as pontes de hidrogênio da águas que são mais fortes.

Figura 2.22 – Ponto de ebulição dos alcanos (Fonte: BRUNET, 2003).

Os alcanos apresentam densidade menor que 1 (Figura 2.23).

52

Figura 2.23 – Densidade dos alcanos (Fonte: BRUNET, 2003).

Os principais alcanos e seus respectivos nomes estão apresentados na Tabela

2.15.

Tabela 2.15 – Principais alcanos (Adaptação: BRUNET, 2003).

n Nombre (-ano) Fórmula (CnH2n+2) n Nombre (-ano) Fórmula (CnH2n+2)

1 metano* CH4 10 decano CH3(CH2)8CH3

2 etano* CH3CH3 11 undecano CH3(CH2)9CH3

3 propano* CH3CH2CH3 12 dodecano CH3(CH2)10CH3

4 butano* CH3(CH2)2CH3 13 tridecano CH3(CH2)11CH3

4 isobutano (CH3)3CH 14 tetradecano CH3(CH2)12CH3

5 pentano CH3(CH2)3CH3 15 pentadecano CH3(CH2)13CH3

5 isopentano (CH3)2CHCH2CH3 20 eicosano CH3(CH2)18CH3

5 neopentano (CH3)4C 21 heneicosano CH3(CH2)19CH3

6 hexano CH3(CH2)4CH3 22 docosano CH3(CH2)20CH3

7 heptano CH3(CH2)5CH3 30 triacontano CH3(CH2)28CH3

8 octano CH3(CH2)6CH3 40 tetracontano CH3(CH2)38CH3

9 nonano CH3(CH2)7CH3 50 pentacontano CH3(CH2)48CH3

2.10.3.2.2 - Alcenos: ou olefinas, possuem ligação dupla C C. A nomenclatura dos alcenos

é muito semelhante a nomenclatura dos alcanos, trocando apenas o “ano” por

“eno”. Os pontos de ebulição e fusão são parecidos com os alcanos

correspondentes, aumentam com o peso molecular, mais ao contrário dos

alcanos são bastante reativos (RUSSEL, 1994). O alceno mais simples é eteno

(etileno).

2.10.3.2.3 - Alcinos: possuem ligação tripla C C, são compostos não-polares ou levemente

polares, apresentam ponto de fusão e ebulição que aumentam com o peso

molecular, sendo bastante reativos. A nomenclatura dos alcinos também é

semelhante a nomenclatura dos alcanos, substituindo o sufixo ano por ino. O

alcino mais simples é etino (acetileno). Exemplos comuns de alcinos são os

anticoncepcionais e antibióticos orais.

A Figura 2.24 ilustra as moléculas mais simples de alcano, alceno e alcino.

53

Figura 2.2 – Metano, etileno e acetileno (Fonte: SILVA, 2006).

2.10.3.2.4 - Cíclicos: são hidrocarbonetos que formam um anel de átomos de carbono.

Existem basicamente 3 tipos: cicloalcanos, cicloalcenos e hidrocarbonetos

aromáticos.

O alcano cíclico mais comum em moléculas orgânicas encontradas no seres

vivos é o ciclohexano. Outro exemplo de cicloalcano é o ciclopropano, um gás

incolor de aroma adocicado (UCKO, 1992).

Dentre os cicloalcenos mais importantes estão os terpenos (principais

componentes dos óleos essenciais), contendo de 10, 15, 20 ou 30 átomos de

carbono, são derivados da unidade do isopreno (alceno). A maioria dos terpenos

são voláteis. As plantas e árvores exalam terpenos e são fontes naturais de

hidrocarbonetos para atmosfera. O escapamento dos automóveis constitui a

maior fonte artificial de terpenos. Outro cicloalceno importante é o caroteno,

também derivado do isopreno, presentes em quase todas as plantas verdes

(UCKO, 1992). Os esteróides (componentes dos hormônios) integram a lista de

importantes cicloalcenos.

Os hidrocarbonetos aromáticos9 são uma classe especial de hidrocarbonetos

cíclicos insaturados. O hidrocarboneto aromático mais simples é o benzeno,

altamente tóxico, possui a fórmula C6H6, nas quais 3 ligações pi () são

deslocalizadas sobre o anel, em ressonância eletromagnética. Os

hidrocarbonetos aromáticos são pouco reativos. Alguns exemplos são ilustrados

na Figura 2.35.

Figura 2.25 – Benzeno, naftaleno, antraceno e fenantreno (Fonte: BRUNET, 2003).

2.10.3.2.5 – Derivados Halogenados: são hidrocarbonetos formados por átomos de

carbono, hidrogênio e halogênios (cloro, flúor, bromo ou iodo). São mais densos

que a água e estão presente no cotidiano como inseticidas, anestésicos,

solventes e intermediários de sínteses.

2.12.4. Compostos Orgânicos Oxigenados

São os compostos orgânicos que contêm um ou mais átomos de oxigênio e estão

classificados nas seguintes famílias:

9 Termo empregado porque muitos dos compostos possuem odores pronunciados (RUSSELL, 1994).

54

Tabela 2.16– Compostos orgânicos oxigenados (Adaptação: CARVALHO, 2006).

Função Fórmula Geral Nomenclatura IUPAC Exemplos

ÁLCOOL R OHOH ligado a C saturado nome de

R H o+ ol

CH3 CH2 CH2 OH1-propanol

FENOL Ar OHhidroxi +

nome deAr H OH

hidroxibenzenoÉTER

R1 O R2

nome deR1 O +

R1 R2nome

deR2 H

CH3 O CH2 CH3

metoxietano

ALDEÍDOnome deR CH3

o+ al

O||

CH3 CH2 C|

Hpropanal

CETONAnome de

R CH2 R1

o+ ona

propanonaÁCIDO

CARBOXÍLICO ácidonome deR CH3

o+ oico

O||

CH3 CH2 C|

OHácido propanóico

ÉSTERnome de

O||

R C|

OH

ácido ico+ ato+ nome de R1

O||

CH3 CH2 C|

O CH3

propanoato de metila

2.10.4.1. Álcoois

São moléculas que contêm um grupo hidroxila ( OH) ligado a um radical alquila. Os

álcoois formam ponte de hidrogênio porque o oxigênio do grupo hidroxila é mais

eletronegativo que o carbono, deslocando as cargas na molécula formando um dipolo, por

isso os álcoois são solúveis em água. Exemplos: metanol (álcool metílico – álcool de

madeira, venenoso), etanol (álcool etílico – de bebidas), 2-propanol (álcool isopropílico –

álcool para fricção, usado como anti-séptico, pois age como adstringente, enrijecendo a pele

e limitando as secreções).

O fenol não age como álcool típico, é ligeiramente ácido, pode ser ionizado, é muito

corrosivo podendo causar queimaduras na pele, é usada como germicida em solução de 2%

para desinfetar instrumentos médicos.

Dois grupos hidroxilas em uma mesma molécula é denominada de diol (etileno glicol

– agente anticongelante e refrigerante usado em radiadores de automóveis) e três grupos

hidroxilas em uma mesma molécula é denominada de triol (glicerol ou glicerina – líquido

55

incolor, viscoso, não tóxico e higroscópico, usado em hidratantes e supositórios).

2.10.4.2. Éteres

São moléculas que contêm um átomo de oxigênio ligado a dois radicais alquilas (R1

O R2). Os éteres são relativamente estáveis e geralmente não reagem com: ácidos,

bases ou metais ativos. Tendem a se oxidar lentamente se transformando em peróxidos (

O O ). Os peróxidos orgânicos são muito explosivos, por isso, os éteres devem ser

manipulados cuidadosamente (UCKO, 1992). Muitos éteres são usados como anestésicos

gasosos.

2.10.4.3. Aldeídos

São moléculas que contêm um átomo de carbono fazendo duas ligações: uma ligação

simples com hidrogênio ( H), de um lado, e uma dupla ligação com o oxigênio , o grupo

carbonila , do outro lado .

Como exemplos de aldeídos, tem-se:

acroleína, composto mau cheiroso formado pela decomposição da

gordura depois de ser queimado, devido à desidratação do glicerol;

formalina (formaldeído ou metanal), gás incolor, usado como

desinfetante e germicida em solução de 37 %;

benzaldeído, composto aromático, usado na fabricação de drogas,

corantes, perfume e aromatizantes;

vanilina, derivado do benzaldeído, usado como aromatizante de odor

baunilha.

2.10.4.4. Cetonas

São moléculas que contêm um grupo carbonila ligado a dois radicais alquilas.

Como exemplos de cetonas, tem-se:

acetona (propanona ou dimetil cetona), de odor adocicado, usada

como removedor de esmalte de unha e encontrada em pequenas quantidades no sangue

decorrente da degradação de gorduras;

cânfora, anti-séptico suave;

acetofenona (metil fenil cetona), cetona aromática, substância

empregada para induzir o sono.

2.10.4.5. Ácidos Carboxílicos

São moléculas que contêm um grupo carboxílico e constituem-se em ácidos

fracos.

Como exemplos de ácidos carboxílicos, tem-se:

56

ácido fórmico (ácido metanóico), substância irritante proveniente da

picada de alguns insetos;

vinagre, solução diluída de 5 % de ácido acético;

ácido láctico (ácido propanóico), presente no leite azedo e nos

músculos, após intensa atividade física;

ácido cítrico, presente nas frutas cítricas, auxilia na degradação do

açúcar no corpo;

ácidos graxos, tais como: ácido esteárico, ácido palmítico, ácido oléico

e ácido linoléico;

ácidos aromáticos, como: ácido benzóico – anti-séptico e diurético,

ácido salicílico.

2.10.4.6. Ésteres

São moléculas que contêm um grupo funcional carbonila ligado a um átomo de

oxigênio . Um éster é produzido (sintetizado) pela reação de esterificação entre um

ácido carboxílico e um álcool. A reação inversa restitui o ácido carboxílico e o álcool.

O éster pode sofrer saponificação (produção de sabão), quando exposto a uma base

forte.

Os éteres são comercialmente importantes na fabricação de fragrâncias e

aromatizantes, como por exemplo: acetato de amila (aroma da banana), acetato de octila

(aroma da laranja), acetato de isoamila (aroma da pêra), butirato de etila (aroma do

abacaxi), formato de isobutila (aroma da framboesa), formato de etila (aroma do rum), etc.

Os éteres também são responsáveis por odores, como por exemplo, benzoato de

metila (odor de feno ceifado) entre outros.

Dois ésteres importantes são: o salicilato de metila (óleo de gualtéria, usado como

medicamento untoso para alívio de dores musculares) e ácido acetilsalicílico (aspirina,

usado como analgésico, antipirético e antiinflamatório).

2.10.5. Compostos Orgânicos Sulfonados

São parecidos como os compostos orgânicos oxigenado, pois o enxofre está no

mesmo grupo do oxigênio da tabela periódica, com 6 elétrons no nível mais externo e

contêm um ou mais átomos de enxofre.

Como exemplos de compostos orgânicos sulfonados, tem-se:

tiol, tioálcool, metil mercaptana ou mercaptana (CH3SH), parecido

como o metanol (CH3OH), é um dos odores inseridos nos butijões de gás. O cheiro das

mercaptanas estão presentes em lagoas de estabilização anaeróbias ou camadas

betônicas;

metanodiol, parcialmente responsável pelo odor das fezes;

57

butanotióis, cheiro exalado pelas jaguatiricas;

fenolsulfonftaleína (fenol vermelho), corante. Certos compostos

orgânicos sulfurados tem cores características.

2.10.6. Compostos Orgânicos Nitrogenados

São os compostos orgânicos que contêm átomos de nitrogênios em sua estrutura

molecular. Depois do hidrogênio, oxigênio e carbono, o nitrogênio são os átomos mais

abundantes nos seres vivos. As famílias nitrogenadas orgânicas são classificados em:

aminas;

amidas;

alcalóides.

2.10.6.1. Aminas

São moléculas de amônia (NH3), na qual o átomo ou átomos de hidrogênios são substituídos por

compostos orgânicos. A substituição de um átomo de hidrogênio produz uma amina primária, a substituição de dois

átomos de hidrogênio produz uma mina secundária e substituição de três átomos de hidrogênios produz uma amina

terciária (Figura 2.31).

(a) metilamina(amina primária)

(b) dimetilamina(amina secundária)

(c) trimetilamina(amina terciária)

Figura 2.26 – Tipos de aminas.

Como exemplos de aminas, tem-se:

anilina (fenilamina – amina aromática), corante;

glicina, um aminoácido (molécula de proteína composta por uma

amina e um grupo carboxílico);

adrenalina (epinefrina), hormônio que aumenta a pressão cardíaca e a

pulsação, secretado em momentos de tensão. Administrado para abrir os canais

pulmonares em casos de bronquite asmática e em paradas cardíacas, injetada

diretamente no coração;

lidocaína, usado como anestésico local;

fenilefrina, usado como descongestionante nasal;

e outros.

Existem três tipos de aminas: as de cadeia linear, as de cadeia ramificadas e as heterocíclicas. As aminas

heterocíclicas ou aromáticas, cujo átomo de nitrogênio está ligado a dois ou três átomos de carbono, são as

estruturas básicas dos alcalóides, como por exemplo:

ou

58

(a) pirrol (b) imidazol (c) indol (d) piridina (e) quinolina (f) purina

Figura 2.26 – Importantes aminas heterocíclicas ou aminas aromáticas.

2.10.6.2. Amidas

São moléculas que contém um grupo funcional resultante da combinação de uma

amina com um grupo carbonila .Existem aminas de cadeia linear, cadeia

ramificadas e amidas aromáticas.

Como exemplos de amidas, tem-se:

uréia, um componente da urina, resultante da degradação de

moléculas nitrogenadas;

acetanilida, acetaminofen ou p-hidroxiacetanilida (Tylenol), amida

aromática, um substituto da aspirina. É um analgésico e antipirético, mas não tem efeito

antiinflamatório como a aspirina;

antibióticos contém as lactamas (amidas cíclicas – anéis cíclicos)

2.10.6.3. Alcalóides

São compostos orgânicos encontrados em produtos naturais (raízes, folhas, córtex,

frutos e bagas de plantas). Essas moléculas são nitrogenadas, no qual o átomo de nitrogênio

geralmente faz parte de um anel heterocíclico (amina aromática); além do nitrogênio, fazem

parte da fórmula o carbono, hidrogênio e oxigênio.

Como exemplos mais comuns de alcalóides, tem-se:

nicotina, encontradas nas folhas de tabaco e conseqüentemente nos

cigarros, é um alcalóide derivado da amina aromática piridina;

atropina, solução 0,5 a 1 %, empregada para dilatar as pupilas;

cocaína, estimulante que causa dependência, alcalóide derivado da

piperidina;

morfina, droga eficaz contra dor, retirada da papoula;

estricnina, estimulante do sistema nervoso central, derivado da amina

aromática indol;

e outros.

2.10.7. Polímeros

São os compostos orgânicos formados por macromoléculas, moléculas muito

grandes. Estas moléculas são formadas por pequenas unidades moleculares, denominadas

de monômeros, que se repetem e se ligam umas as outras. A reação pela qual os

monômeros se interligam é chamada de polimerização. Existem dois tipos de polímeros: os

naturais e os sintéticos. Os polímeros são muito resistentes à rupturas e desgastes, muito

elásticos e resistentes à ação dos agentes atmosféricos.

59

Como exemplos de polímeros naturais, tem-se:

celulose, polímero de glucose, encontrado nas plantas;

látex, seiva da seringueira que se transforma em borracha;

alguns carboidratos;

e outros.

Como exemplos de polímeros sintética, tem-se:

celulóide, plástico de importância comercial, usado para películas

fotográficas e de cinema;

plásticos, são geralmente rígidos à temperatura ambiente, embora se

tornem moles e flexíveis ao elevar a temperatura;

elastômeros, são polímeros de cadeias lineares interligadas que podem

mudar de forma a baixa tensão, se a temperatura é suficientemente elevada, porém

recuperam a forma primitiva ao fazer desaparecer a tensão. Podem ser estirados sem se

romper até um comprimento muito superior ao primitivo;

resinas, são polímeros de estrutura tridimensional formados por

moléculas rígidas de pesos moleculares não muito altos, mais que produzem substâncias

duras;

poliuretanos, empregados para fabricar espumas de almofadas e

almofadões;

nylon, uma poliamida;

e outros.

Química Aplicada à

Tecnologia da Automação Industrial

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Profa. Dra. Orlene Silva da Costa

Revisada por

Prof. Msc. Sérgio Botelho de Oliveira

GOIÂNIAGoiás2006

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