1. MA­TÉ­RIA

Superguia Enem - Química e Biologia - - Sumário -

Ma­té­ria é tu­do que pos­sui mas­sa e ocu­pa lu­gar no es­pa­ço (ou se­ja, tem vo­lu­me). O vá­cuo é a au­sên­cia to­tal de ma­té­ria (REIS, 2004). Mas­sa e vo­lu­me são, por­tan­to, pro­pri­e­da­des ge­rais da ma­té­ria. Ela po­de ser en­con­tra­da em três fa­ses de agre­ga­ção (es­ta­dos fí­si­cos): só­li­da, lí­qui­da e ga­so­sa. Pa­ra pas­sar de uma fa­se pa­ra ou­tra, a ma­té­ria pre­ci­sa li­be­rar (pro­ces­so exo­tér­mi­co, ΔH < 0) ou ab­sor­ver ener­gia (pro­ces­so en­do­tér­mi­co, ΔH > 0). A fi­gu­ra 1 mos­tra o es­que­ma ge­ral de mu­dan­ças de fa­se e se ocor­re exo­ter­mi­ca­men­te ou en­do­ter­mi­ca­men­te.

Qual­quer pro­ces­so ou con­jun­to de pro­ces­sos que mo­di­fi­quem as ca­rac­te­rís­ti­cas dos ma­te­ri­ais re­ce­bem a de­sig­na­ção trans­for­ma­ção/trans­for­ma­ções. Com­bus­tão da ga­so­li­na, eva­po­ra­ção da água ou fer­ro en­fer­ru­jan­do são al­guns exem­plos de trans­for­ma­ções. Al­gu­mas trans­for­ma­ções são re­ver­sí­veis, is­to é, po­dem ser des­fei­tas, a elas de­no­mi­na­mos trans­for­ma­ções fí­si­cas (ou fenô­me­nos fí­si­cos). Por exem­plo: a água se con­ge­la em bai­xas tem­pe­ra­tu­ras, mas se aque­cer­mos um pou­co ela vol­ta à for­ma lí­qui­da; o sal dis­sol­vi­do em água po­de ser re­cu­pe­ra­do atra­vés da eva­po­ra­ção. Ou­tras trans­for­ma­ções são ir­re­ver­sí­veis, ou se­ja, tor­na-se di­fí­cil re­tor­nar à si­tu­a­ção ini­ci­al, es­sas são as cha­ma­das de trans­for­ma­ções quí­mi­cas (ou fenô­me­nos quí­mi­cos).

Por exem­plo: de­pois de co­zi­nhar o ovo é im­pos­sí­vel fa­zer com que ele vol­te à for­ma ori­gi­nal; se um pa­pel é quei­ma­do não con­se­gui­mos re­fa­zê-lo. Em um fenô­me­no quí­mi­co, a com­po­si­ção da ma­té­ria an­tes de a trans­for­ma­ção ocor­rer é to­tal­men­te di­fe­ren­te da que se ob­tém no fi­nal, is­so po­de ser ve­ri­fi­ca­do atra­vés de ob­ser­va­ção vi­su­al (mu­dan­ça de cor, for­ma­ção de um só­li­do, li­be­ra­ção de um gás e apa­re­ci­men­to de cha­ma ou lu­mi­no­si­da­de) ou pe­la mu­dan­ça das pro­pri­e­da­des fí­si­co-quí­mi­cas (USBERCO e SAL­VA­DOR, 2002; REIS, 2004).

A ma­té­ria po­de ser clas­si­fi­ca­da de acor­do com a sua com­po­si­ção em subs­tân­ci­as pu­ras (ou sim­ples­men­te subs­tân­ci­as) e mis­tu­ras. As subs­tân­ci­as são for­ma­das por áto­mos, mo­lé­cu­las ou aglo­me­ra­dos iô­ni­cos, to­dos iguais en­tre si e que apre­sen­tam pro­pri­e­da­des fí­si­cas e quí­mi­cas pró­pri­as e bem de­fi­ni­das, elas são clas­si­fi­ca­das co­mo subs­tân­ci­as sim­ples, for­ma­das por áto­mos de um mes­mo ele­men­to quí­mi­co (ex. O , P , Fe,); e subs­tân­ci­as com­pos­tas,

2 4 for­ma­das por dois ou mais áto­mos (ou íons) de ele­men­tos quí­mi­cos di­fe­ren­tes (ex. HO, H SO , HCN).

2 2 4

As mis­tu­ras são for­ma­das por du­as ou mais subs­tân­ci­as, apre­sen­tam pro­pri­e­da­des (co­mo pon­to de fu­são, pon­to de ebu­li­ção, den­si­da­de) di­fe­ren­tes da­que­las apre­sen­ta­das pe­las subs­tân­ci­as com­pos­tas e clas­si­fi­cam-se em mis­tu­ra ho­mo­gê­nea, apre­sen­tan­do uma úni­ca fa­se (exem­plo: água e ál­co­ol, ar); e mis­tu­ra he­te­ro­gê­nea, apre­sen­tan­do du­as ou mais fa­ses (exem­plo: água e óleo, gra­ni­to, san­gue, lei­te). Mis­tu­ras ho­mo­gê­ne­as de du­as ou mais subs­tân­ci­as são de­no­mi­na­das so­lu­ções (FELTRE, 2004). A den­si­da­de é o quo­ci­en­te da mas­sa pe­lo vo­lu­me do ma­te­ri­al a uma de­ter­mi­na­da tem­pe­ra­tu­ra. Co­mo o vo­lu­me de um ma­te­ri­al mu­da de acor­do com a tem­pe­ra­tu­ra, em­bo­ra a mas­sa per­ma­ne­ça inal­te­ra­da, a den­si­da­de tam­bém va­ria com a tem­pe­ra­tu­ra. A den­si­da­de po­de ser ex­pres­sa pe­la se­guin­te fór­mu­la:

A mai­o­ria dos ma­te­ri­ais en­con­tra­dos na na­tu­re­za são for­ma­dos por mis­tu­ra de subs­tân­ci­as e, pa­ra ob­ter­mos uma de­ter­mi­na­da subs­tân­cia, é ne­ces­sá­rio usar mé­to­dos de se­pa­ra­ção ou aná­li­se ime­di­a­ta (ou des­do­bra­men­to, ou fra­ci­o­na­men­to) (PERUZZO E CAN­TO, 2003; USBERCO E SAL­VA­DOR, 2002; FELTRE, 2004). Pa­ra ca­da ti­po de mis­tu­ra usa­mos mé­to­dos di­fe­ren­tes de se­pa­ra­ção.

1.1. Se­pa­ra­ção de Mis­tu­ras He­te­ro­gê­ne­as com to­das as Fa­ses Só­li­das

a. Ca­ta­ção: os frag­men­tos de um dos só­li­dos são ca­ta­dos com a mão ou pin­ça, por exem­plo, se­pa­rar o fei­jão das pe­dri­nhas.

b. Ven­ti­la­ção: a fa­se mais le­ve é se­pa­ra­da por cor­ren­te de ar, por exem­plo, se­pa­rar o amen­doim tor­ra­do da cas­ca.

c. Le­vi­ga­ção: a fa­se mais le­ve é se­pa­ra­da por cor­ren­te de água, por exem­plo, se­pa­rar o ou­ro da areia.

d. Flo­ta­ção (ou se­di­men­ta­ção fra­ci­o­na­da): usa-se um lí­qui­do de den­si­da­de in­ter­me­diá­ria em re­la­ção aos com­po­nen­tes da mis­tu­ra, no qual não se dis­sol­va, o com­po­nen­te me­nos den­so flu­tua no lí­qui­do e o mais den­so se se­di­men­ta. Por exem­plo, se­pa­rar a ser­ra­gem da areia uti­li­zan­do água, a ser­ra­gem flu­tua e a areia se­di­men­ta.

e. Dis­so­lu­ção fra­ci­o­na­da: a mis­tu­ra é co­lo­ca­da num lí­qui­do que dis­sol­ve um só com­po­nen­te; o com­po­nen­te in­so­lú­vel é se­pa­ra­do por fil­tra­ção; por eva­po­ra­ção, se­pa­ra-se do lí­qui­do o com­po­nen­te dis­sol­vi­do. Exem­plo: se­pa­rar o sal da areia uti­li­zan­do água, por de­can­ta­ção se­pa­ra-se a mis­tu­ra sal e água da areia e por eva­po­ra­ção re­cu­pe­ra-se o sal.

f. Se­pa­ra­ção mag­né­ti­ca: um dos com­po­nen­tes de­ve ser atraí­do por um ímã, por exem­plo, se­pa­rar me­tais em uma usi­na de re­ci­cla­gem.

1.2. Se­pa­ra­ção de ou­tras Mis­tu­ras He­te­ro­gê­ne­as

a. Fil­tra­ção: se­pa­ra a fa­se lí­qui­da ou ga­so­sa da fa­se só­li­da por meio de um fil­tro. O fil­tro re­tém a fa­se só­li­da, de­no­mi­na­da “re­sí­duo”, e dei­xa pas­sar a fa­se lí­qui­da ou ga­so­sa, de­no­mi­na­da “fil­tra­do”. A fil­tra­ção da mis­tu­ra só­li­do/gás é fei­ta por suc­ção do gás. Exem­plo: se­pa­rar água da areia, ou se­pa­rar ar da po­ei­ra.

b. De­can­ta­ção: usa­da pa­ra fra­ci­o­nar mis­tu­ras he­te­ro­gê­ne­as co­mo:

Lí­qui­do/só­li­do: por exem­plo, mis­tu­ra de areia e água, na qual a areia por ser mais den­sa se­di­men­ta-se, ou se­ja, de­po­si­ta-se no fundo do re­ci­pi­en­te len­ta­men­te; no fi­nal, a água po­de ser trans­fe­ri­da pa­ra ou­tro re­ci­pi­en­te por in­cli­na­ção cui­da­do­sa do fras­co (pro­ces­so de de­can­ta­ção) ou, en­tão, por as­pi­ra­ção com au­xí­lio de um si­fão (pro­ces­so de si­fo­na­ção) co­mo mos­tra a FI­GU­RA 2.

Lí­qui­do/lí­qui­do: usa-se o fu­nil de de­can­ta­ção (ou de se­pa­ra­ção, ou de bro­mo) (FI­GU­RA 3). Após a se­pa­ra­ção es­pon­tâ­nea, abre-se a tor­nei­ra e dei­xa es­co­ar ape­nas o lí­qui­do mais den­so.

1.3. Se­pa­ra­ção de Mis­tu­ras Ho­mo­gê­ne­as

a. Des­ti­la­ção: por aque­ci­men­to da mis­tu­ra em apa­re­lha­gem mos­tra­da na fi­gu­ra 4, po­dem-se se­pa­rar so­lu­ções de só­li­dos em lí­qui­dos ( des­ti­la­ção sim­ples, fi­gu­ra 4A), por exem­plo, se­pa­ra­ção

da mis­tu­ra sal e água, ou as so­lu­ções de dois ou mais lí­qui­dos ( des­ti­la­ção fra­ci­o­na­da, fi­gu­ra 4B), por exem­plo, se­pa­ra­ção dos de­ri­va­dos do pe­tró­leo.

De acor­do com Martha Reis (2004), to­da trans­for­ma­ção que mo­di­fi­ca a na­tu­re­za da ma­té­ria (fenô­me­no quí­mi­co) é uma re­a­ção quí­mi­ca. As subs­tân­ci­as que so­frem trans­for­ma­ção são os re­a­gen­tes e as que re­sul­tam da trans­for­ma­ção são os pro­du­tos.

É im­por­tan­te sa­ber as quan­ti­da­des de re­a­gen­tes que de­ve-se usar pa­ra ob­ter a quan­ti­da­de de­se­ja­da de pro­du­tos. Pa­ra is­so, po­de-se fa­zer cál­cu­los de mas­sa, de vo­lu­me, do nú­me­ro de áto­mos ou de mo­lé­cu­las das subs­tân­ci­as que re­a­gem ou são pro­du­zi­das. Es­se pro­ces­so é de­no­mi­na­do cál­cu­lo es­te­qui­o­mé­tri­co.

1.4. Lei da Con­ser­va­ção da Mas­sa

A lei de con­ser­va­ção de mas­sa, tam­bém cha­ma­da de Lei de La­voi­si­er, enun­cia que em re­ci­pi­en­te fe­cha­do, a mas­sa to­tal não va­ria, in­de­pen­den­te de quais­quer que se­jam as trans­for­ma­ções que ve­nham a acon­te­cer, em ou­tras pa­la­vras, em uma re­a­ção a mas­sa dos re­a­gen­tes é igual à mas­sa dos pro­du­tos, ou ain­da, “na na­tu­re­za, na­da se per­de, na­da se cria, ocor­re ape­nas a trans­for­ma­ção da ma­té­ria” (NÓBREGA et al, 2005; FELTRE, 2004).

1.5. Lei das Pro­por­ções Cons­tan­tes

A lei das pro­por­ções cons­tan­tes ou lei de Proust enun­cia que a com­po­si­ção quí­mi­ca das subs­tân­ci­as com­pos­tas é sem­pre cons­tan­te, não im­por­tan­do qual a sua ori­gem. Es­ta lei tam­bém po­de ser enun­ci­a­da da se­guin­te ma­nei­ra: a pro­por­ção em mas­sa das subs­tân­ci­as que re­a­gem e que são pro­du­zi­das nu­ma re­a­ção é fi­xa, cons­tan­te e in­va­riá­vel (REIS, 2004). Mas, pa­ra as mis­tu­ras, a Lei de Proust não va­le.

Os mo­de­los atô­mi­cos são te­o­ri­as fun­da­men­ta­das em ex­pe­ri­men­tos. Di­ver­sos ci­en­tis­tas de­sen­vol­ve­ram su­as te­o­ri­as até che­ga­rem ao mo­de­lo atu­al.

Mo­de­lo atô­mi­co de Dal­ton (1808): to­da ma­té­ria é for­ma­da por par­tí­cu­las in­di­vi­sí­veis, cha­ma­das áto­mos. Os áto­mos de um mes­mo ele­men­to quí­mi­co são iguais em to­das as su­as ca­ra­te­rís­ti­cas; áto­mos de di­fe­ren­tes ele­men­tos apre­sen­tam mas­sa e pro­pri­e­da­des di­fe­ren­tes; os áto­mos não po­dem ser cri­a­dos nem des­truí­dos, são es­fe­ras rí­gi­das e in­di­vi­sí­veis; os com­pos­tos são for­ma­dos pe­la com­bi­na­ção de áto­mos de ele­men­tos di­fe­ren­tes nu­ma mes­ma pro­por­ção.

Mo­de­lo atô­mi­co de Thom­son (1897): Thom­son de­mons­trou que o áto­mo não é in­di­vi­sí­vel, uti­li­zan­do o tu­bo de rai­os ca­tó­di­cos que po­di­am ser in­ter­pre­ta­dos co­mo sen­do um fei­xe de par­tí­cu­las car­re­ga­das ne­ga­ti­va­men­te, de­no­mi­na­das elé­trons (e). Se­gun­do Thom­son, o áto­mo se­ria um flui­do com car­ga elé­tri­ca po­si­ti­va, no qual os elé­trons es­tão dis­per­sos. Co­mo um to­do, o áto­mo se­ria ele­tri­ca­men­te neu­tro. Es­se mo­de­lo fi­cou co­nhe­ci­do co­mo “pu­dim de pas­sas”.

Mo­de­lo atô­mi­co de Ruther­ford (1911): Er­nest Ruther­ford (co­nhe­ci­do co­mo o pai da fí­si­ca nu­cle­ar. No­bel de quí­mi­ca em 1908) es­tu­dou a tra­je­tó­ria de par­tí­cu­las (po­si­ti­vas) emi­ti­das pe­lo ele­men­to ra­di­o­a­ti­vo polô­nio, bom­bar­de­an­do uma fi­nís­si­ma

lâ­mi­na de ou­tro (Fi­gu­ra 5). Ele ob­ser­vou que: a mai­or par­te das par­tí­cu­las atra­ves­sa­va a lâ­mi­na sem so­frer des­vi­os, lo­go a mai­or par­te do áto­mo de­ve ser va­zia. Nes­se es­pa­ço, cha­ma­do ele­tros­fe­ra, de­vem es­tar lo­ca­li­za­dos os elé­trons; – al­gu­mas par­tí­cu­las so­fri­am des­vi­os de tra­je­tó­ria de­vi­do à re­pul­são das car­gas po­si­ti­vas ( pró­tons) exis­ten­tes em uma pe­que­na re­gião, o nú­cleo. Pou­cas par­tí­cu­las não atra­ves­sa­vam a lâ­mi­na e vol­ta­vam, por­tan­to, de­ve exis­tir uma pe­que­na re­gião on­de es­tá con­cen­tra­da sua mas­sa. Os elé­trons es­ta­ri­am em mo­vi­men­tos cir­cu­la­res ao re­dor do nú­cleo, pois se es­ti­ves­sem pa­ra­dos, aca­ba­ri­am por se cho­car com o nú­cleo (po­si­ti­vo). O áto­mo se­ria se­me­lhan­te ao sis­te­ma so­lar (sis­te­ma pla­ne­tá­rio).

Em 1932, Ja­mes Chadwick (No­bel de fí­si­ca em 1935), des­co­briu a exis­tên­cia da ter­cei­ra par­tí­cu­la su­batô­mi­ca, o nêu­tron que es­tá lo­ca­li­za­do no nú­cleo, apre­sen­ta mas­sa apro­xi­ma­da­men­te igual à dos pró­tons, mas não tem car­ga elé­tri­ca.

O nú­me­ro de pró­tons, nêu­trons e de elé­trons cons­ti­tui um da­do im­por­tan­te pa­ra iden­ti­fi­car um áto­mo. Exis­tem al­guns con­cei­tos que es­tão di­re­ta­men­te re­la­ci­o­na­dos a es­ses nú­me­ros. Ve­ja­mos:

Nú­me­ro atô­mi­co (Z): in­di­ca a quan­ti­da­de de pró­tons (p) que exis­tem no nú­cleo de um áto­mo. Ele iden­ti­fi­ca o ele­men­to quí­mi­co.

Nú­me­ro de mas­sa (A): é a so­ma do nú­me­ro de pró­tons e de nêu­trons (N) exis­ten­tes no nú­cleo de um áto­mo, lo­go A = Z + N.

Ele­men­to quí­mi­co: é o con­jun­to de áto­mos que apre­sen­tam o mes­mo nú­me­ro atô­mi­co.

Ao re­pre­sen­tar um ele­men­to quí­mi­co, de­ve-se uti­li­zar a se­guin­te re­pre­sen­ta­ção:

Por exem­plo: ou in­di­ca um áto­mo de po­tás­sio que pos­sui 19 pró­tons e 20 nêu­trons no nú­cleo. Seu nú­me­ro de mas­sa é 39.

Íons: re­pre­sen­ta as es­pé­ci­es quí­mi­cas quan­do um áto­mo ga­nha elé­trons (íon ne­ga­ti­vo cha­ma­do âni­on) ou quan­do um áto­mo per­de elé­trons (íon po­si­ti­vo de­no­mi­na­do cá­ti­on). Por exem­plo: o áto­mo de clo­ro tem p = 17, N = 18, e = 17, ele po­de ga­nhar 1 elé­tron e se trans­for­mar no âni­on clo­re­to (Cℓ ) que te­rá p = 17, N = 18, e = 18. O áto­mo de

- po­tás­sio tem p = 19, N = 20, e = 19, ele po­de per­der 1 elé­tron e se trans­for­mar no cá­ti­on po­tás­sio (K+) com p = 19, N = 20, e = 18.

Isó­to­pos: são áto­mos que apre­sen­tam o mes­mo nú­me­ro de pró­tons e di­fe­ren­te nú­me­ro de mas­sa. Exem­plo: (hi­dro­gê­nio ou pró­tio) (deu­té­rio) (trí­tio)

Isó­ba­ros: são áto­mos que apre­sen­tam di­fe­ren­te nú­me­ro de pró­tons, mas mes­mo nú­me­ro de mas­sa. Exem­plo:

Isó­to­nos: são áto­mos de di­fe­ren­tes nú­me­ros de pró­tons e mas­sa, po­rém com o mes­mo nú­me­ro de nêu­trons. Exem­plo:

Mo­de­lo atô­mi­co de Bohr (ou Ruther­ford-Bohr – 1913): Ni­els Hen­rick Da­vid Bohr (No­bel de fí­si­ca em 1922) re­la­ci­o­nou a dis­tri­bui­ção dos elé­trons na ele­tros­fe­ra com sua quan­ti­da­de de ener­gia. Pa­ra evi­tar a con­tra­di­ção do mo­de­lo atô­mi­co com a te­o­ria clás­si­ca do ele­tro­mag­ne­tis­mo, es­se fí­si­co cri­ou os Pos­tu­la­dos de Bohr: os elé­trons se mo­vem em tor­no do nú­cleo em ór­bi­tas cir­cu­la­res que apre­sen­tam ener­gia cons­tan­te (ór­bi­tas es­ta­ci­o­ná­ri­as). Ao sal­tar de uma ór­bi­ta mais pró­xi­ma do nú­cleo pa­ra ou­tra mais afas­ta­da, o elé­tron ab­sor­ve ener­gia e, ao vol­tar pa­ra sua ór­bi­ta de ori­gem, ele emi­te es­sa ener­gia na for­ma de on­das ele­tro­mag­né­ti­cas (luz).

Se­gun­do Bohr, a ele­tros­fe­ra es­tá dividida em ní­veis de ener­gia. Os elé­trons que ocu­pam ní­veis de ener­gia mais afas­ta­dos do nú­cleo pos­su­em mai­or ener­gia po­ten­ci­al e me­nor es­ta­bi­li­da­de (REIS, 2004). Há se­te ní­veis de ener­gia (ou ca­ma­das ele­trô­ni­cas) ocu­pa­dos por elé­trons pa­ra os áto­mos dos ele­men­tos quí­mi­cos co­nhe­ci­dos, es­ses ní­veis são de­sig­na­dos por um nú­me­ro quân­ti­co prin­ci­pal (n), que tem va­lo­res in­tei­ros de 1 a 7 e que são de­sig­na­dos pe­las le­tras maiús­cu­las K, L, M, N, O, P e Q, res­pec­ti­va­men­te. Ca­da ní­vel de ener­gia pos­sui um nú­me­ro má­xi­mo de elé­trons que é cal­cu­la­do pe­la equa­ção de Ryd­berg: nú­me­ro má­xi­mo de elé­trons por ní­vel = 2n2. As­sim, te­mos:

Na prá­ti­ca, o nú­me­ro má­xi­mo de elé­trons que um áto­mo no es­ta­do fun­da­men­tal (es­ta­do de mí­ni­ma ener­gia pos­sí­vel) po­de apre­sen­tar é:

Som­mer­feld, em 1916, per­ce­beu que os ní­veis de ener­gia es­ta­ri­am di­vi­di­dos em re­giões ain­da me­no­res, de­no­mi­na­das sub­ní­veis de ener­gia, es­tes são de­sig­na­dos por nú­me­ros in­tei­ros que vão de ze­ro até (n-1). Pa­ra ca­da va­lor de n, são de­no­mi­na­dos nú­me­ros quân­ti­cos se­cun­dá­ri­os ou azi­mu­tais (ℓ) e são re­pre­sen­ta­dos pe­las le­tras s, p d e f. Ca­da um des­ses sub­ní­veis po­de aco­mo­dar um nú­me­ro má­xi­mo de elé­trons:

O pre­en­chi­men­to dos elé­trons na ele­tros­fe­ra obe­de­ce à or­dem cres­cen­te de ener­gia de­fi­ni­da pe­lo di­a­gra­ma de Pau­ling:

Apli­can­do o di­a­gra­ma de Pau­ling pa­ra dis­tri­buir os 26 elé­trons de um áto­mo de fer­ro (Z = 26), te­mos:

A dis­tri­bui­ção por ca­ma­das é: K = 2; L = 8; M = 14 e N = 2.

Obs: em um íon, o ga­nho ou a per­da dos elé­trons sem­pre ocor­re na ca­ma­da de va­lên­cia.

2. TA­BE­LA PERIÓDICA

Na Ta­be­la Periódica atu­al, os ele­men­tos es­tão dis­pos­tos em or­dem cres­cen­te de nú­me­ro atô­mi­co for­man­do 7 li­nhas (cha­ma­das pe­río­dos, nas quais o nú­me­ro do pe­río­do cor­res­pon­de à quan­ti­da­de de ní­veis ele­trô­ni­cos que os ele­men­tos quí­mi­cos apre­sen­tam) e 18 co­lu­nas (cha­ma­das fa­mí­li­as ou gru­pos). Os ele­men­tos que ocu­pam uma mes­ma co­lu­na, nor­mal­men­te, pos­su­em pro­pri­e­da­des quí­mi­cas se­me­lhan­tes. Os ele­men­tos po­dem ser clas­si­fi­ca­dos em re­la­ção ao sub­ní­vel ocu­pa­do pe­lo elé­tron mais ener­gé­ti­co do áto­mo no es­ta­do fun­da­men­tal nos se­guin­tes gru­pos:

Ele­men­tos re­pre­sen­ta­ti­vos: apre­sen­tam seus elé­trons mais ener­gé­ti­cos si­tu­a­dos em sub­ní­veis s ou p. São clas­si­fi­ca­dos em:

Obs.: os ga­ses no­bres são os úni­cos en­con­tra­dos na na­tu­re­za na for­ma de áto­mos iso­la­dos, ou se­ja, áto­mos que tem pou­ca ten­dên­cia de se unir com ou­tros áto­mos por se­rem mui­to es­tá­veis.

2.1. Ele­men­tos de Tran­si­ção

Par­te dos ele­men­tos de tran­si­ção ocu­pa o blo­co cen­tral da ta­be­la periódica: apre­sen­tam 10 co­lu­nas (gru­pos 3 a 12), pos­su­em o elé­tron mais ener­gé­ti­co em sub­ní­vel d e são de­no­mi­na­dos ele­men­tos de tran­si­ção ou de tran­si­ção ex­ter­na. A ou­tra par­te es­tá des­lo­ca­da do blo­co cen­tral, cons­ti­tuin­do a sé­rie dos lan­ta­ní­de­os e ac­ti­ní­de­os, que são as du­as li­nhas abai­xo da ta­be­la, apre­sen­tam 14 co­lu­nas, o elé­tron mais ener­gé­ti­co es­tá em sub­ní­vel f e são cha­ma­dos de ele­men­tos de tran­si­ção in­ter­na.

Ou­tra se­pa­ra­ção im­por­tan­te é a que di­vi­de os ele­men­tos em me­tais, ame­tais e se­mi­me­tais.

2.2. Me­tais, Ame­tais e Se­mi­me­tais

Os me­tais apre­sen­tam bri­lho me­tá­li­co ca­rac­te­rís­ti­co, são bons con­du­to­res de ca­lor e de ele­tri­ci­da­de, são ma­leá­veis (po­dem ser trans­for­ma­dos em lâ­mi­nas), são dúc­teis (po­dem ser trans­for­ma­dos em fi­os), são só­li­dos a 25 °C e 1 atm (ex­ce­to o mer­cú­rio, que é lí­qui­do) e for­mam íons po­si­ti­vos (cá­ti­ons).

Ame­tais ou não me­tais: apre­sen­tam pro­pri­e­da­des opos­tas às dos me­tais e apre­sen­tam ten­dên­cia a for­mar âni­ons (íons de car­ga ne­ga­ti­va).

Se­mi­me­tais: apre­sen­tam pro­pri­e­da­des in­ter­me­diá­ri­as às dos me­tais e ame­tais (por is­so são cha­ma­dos de me­ta­loi­des), for­mam um con­jun­to de 7 ele­men­tos: bo­ro, si­lí­cio, ger­mâ­nio, ar­sê­nio, an­timô­nio, te­lú­rio e polô­nio. De­pen­den­do da si­tu­a­ção po­dem for­mar cá­ti­ons ou âni­ons.

Hi­dro­gê­nio: é um ele­men­to atí­pi­co, pois não se en­qua­dra em ne­nhum gru­po da ta­be­la periódica, e pos­sui ape­nas 1 ní­vel de ener­gia com 1 elé­tron (1s1).

A gran­de di­fe­ren­ça de pro­pri­e­da­des en­tre os ma­te­ri­ais que co­nhe­ce­mos se de­ve, em gran­de par­te, às li­ga­ções exis­ten­tes en­tre os áto­mos e à ar­ru­ma­ção es­pa­ci­al que daí de­cor­re.

As for­ças que man­têm os áto­mos uni­dos são fun­da­men­tal­men­te de na­tu­re­za elé­tri­ca e são res­pon­sá­veis por li­ga­ções quí­mi­cas. Os áto­mos pro­cu­ram per­der, ga­nhar ou com­par­ti­lhar elé­trons na ca­ma­da de va­lên­cia ao se uni­rem, até atin­gi­rem a con­fi­gu­ra­ção ele­trô­ni­ca de gás nobre – re­gra do oc­te­to. Sur­ge daí, os três ti­pos co­muns de li­ga­ção quí­mi­ca. Ve­ja­mos abai­xo:

2.3. Li­ga­ções Quí­mi­cas

2.3.1. Li­ga­ção iô­ni­ca ou ele­tro­va­len­te

A li­ga­ção iô­ni­ca ou ele­tro­va­len­te ocor­re pe­la atra­ção elé­tri­ca de cá­ti­ons (for­ma­dos pe­los me­tais) e de âni­ons (for­ma­dos pe­los ame­tais), for­man­do uma subs­tân­cia (com­pos­to iô­ni­co) ele­tri­ca­men­te neu­tra, cu­ja fór­mu­la mí­ni­ma de­ve mos­trar a me­nor pro­por­ção em nú­me­ros in­tei­ros e o sím­bo­lo do cá­ti­on é sem­pre es­cri­to an­tes do sím­bo­lo do âni­on. A fór­mu­la ele­trô­ni­ca ou fór­mu­la de Lewis é ou­tra for­ma de re­pre­sen­tar a fór­mu­la de uma subs­tân­cia iô­ni­ca, na qual os elé­trons de va­lên­cia dos íons que for­mam o com­pos­to são re­pre­sen­ta­dos. Exem­plo: li­ga­ção en­tre os ele­men­tos quí­mi­cos Ca e Cℓ.

20 17

Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (for­ma cá­ti­on 2+)

20

Cℓ: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (for­ma âni­on 1-)

17

Os com­pos­tos iô­ni­cos são ge­ral­men­te só­li­dos a tem­pe­ra­tu­ra e pres­são ambientes (25 °C e 1 atm), apre­sen­tam ele­va­dos pon­tos de fu­são e de ebu­li­ção, con­du­zem cor­ren­te elé­tri­ca na fa­se lí­qui­da ou em so­lu­ção aquo­sa, além de ele­va­da du­re­za e bai­xa te­na­ci­da­de.

2.3.2. Li­ga­ção me­tá­li­ca

A li­ga­ção me­tá­li­ca é ba­se­a­da na atra­ção en­tre íons po­si­ti­vos (cá­ti­ons do me­tal) e elé­trons li­vres. Al­guns me­tais são usa­dos pra­ti­ca­men­te pu­ros, co­mo o co­bre e o alu­mí­nio, mas a mai­o­ria é usa­da co­mo li­ga me­tá­li­ca, is­to é, uma mis­tu­ra de subs­tân­ci­as cu­jo com­po­nen­te prin­ci­pal é um me­tal. Por exem­plo, o ou­ro 18 qui­la­tes é uma mis­tu­ra de Au (75%), Ag (12,5%) e Cu (12,5%); o aço é uma mis­tu­ra de Fe (98,5%), C (0,5 a 1,7%) e tra­ços de Si, S e P.

2.3.3. Li­ga­ção co­va­len­te

A li­ga­ção co­va­len­te ou mo­le­cu­lar ocor­re quan­do os áto­mos en­vol­vi­dos ten­dem a re­ce­ber elé­trons. Exis­tem dois ti­pos:

2.3.3.1. Li­ga­ção co­va­len­te co­mum ou nor­mal: é a união es­ta­be­le­ci­da por um com­par­ti­lha­men­to de pa­res de elé­trons, for­ma­dos por 1 elé­tron de ca­da áto­mo. Po­de ocor­rer en­tre áto­mos de hi­dro­gê­nio ou hi­dro­gê­nio e ame­tal ou, ain­da, en­tre ame­tais po­den­do for­mar mo­lé­cu­las ou ma­cro­mo­lé­cu­las. Po­de ser re­pre­sen­ta­da por 3 ti­pos de fór­mu­las:

a) Fór­mu­la ele­trô­ni­ca ou de Lewis: mos­tra os elé­trons da ca­ma­da de va­lên­cia de ca­da áto­mo. b) Fór­mu­la es­tru­tu­ral: ca­da par de elé­trons com­par­ti­lha­do é re­pre­sen­ta­do por um tra­ço.

c) Fór­mu­la mo­le­cu­lar: mos­tra ape­nas o ti­po e a quan­ti­da­de de áto­mos que for­mam a molécula da subs­tân­cia. CH NH N O HF CO

4 3 2 2

2.3.3.2. Li­ga­ção co­va­len­te da­ti­va ou co­or­de­na­da: é re­a­li­za­da en­tre 2 ou mais áto­mos ou en­tre um áto­mo e um íon e é ca­rac­te­ri­za­da pe­lo com­par­ti­lha­men­to de um par de elé­trons pro­ve­ni­en­te de um úni­co áto­mo. Ela acon­te­ce quan­do um dos áto­mos par­ti­ci­pan­tes da li­ga­ção já com­ple­tou o seu oc­te­to e o ou­tro ain­da não.

Obs: li­ga­ção co­va­len­te apo­lar: é quan­do não há di­fe­ren­ça de ele­tro­ne­ga­ti­vi­da­de en­tre os áto­mos que fa­zem a li­ga­ção. Ex: H , F , O , O . Li­ga­ção co­va

2 2 2 3 len­te po­lar: é quan­do há di­fe­ren­ça de ele­tro­ne­ga­ti­vi­da­de en­tre os áto­mos que re­ce­bem des­lo­ca­men­to de car­ga na molécula. Ex: H O, HBr, CO.

2

Um com­pos­to mo­le­cu­lar é aque­le que apre­sen­ta so­men­te li­ga­ções co­va­len­tes, ne­le as mo­lé­cu­las es­tão atraí­das me­nos in­ten­sa­men­te e, co­mo con­sequên­cia, apre­sen­tam pon­tos de fu­são e de ebu­li­ção me­no­res do que aque­les apre­sen­ta­dos pe­los com­pos­tos iô­ni­cos.

A for­ma ge­o­mé­tri­ca apre­sen­ta­da pe­la molécula é de­ter­mi­na­da com ba­se no nú­me­ro de áto­mos das mo­lé­cu­las e nas li­ga­ções do áto­mo cen­tral (aque­le que se en­con­tra li­ga­do à mai­or par­te dos áto­mos), co­mo po­de ser ob­ser­va­do na ta­be­la a se­guir.

A di­fe­ren­ça de ele­tro­ne­ga­ti­vi­da­de en­tre os áto­mos li­ga­dos e a ge­o­me­tria da molécula são ca­rac­te­rís­ti­cas que de­fi­nem se uma molécula é po­lar ou apo­lar. Quan­do não há di­fe­ren­ça de ele­tro­ne­ga­ti­vi­da­de en­tre os áto­mos, a molécula é apo­lar, co­mo H , N , O . Se

2 2 3 hou­ver di­fe­ren­ça de ele­tro­ne­ga­ti­vi­da­de en­tre os áto­mos, a po­la­ri­da­de da molécula irá de­pen­der de sua ge­o­me­tria. No ge­ral, as mo­lé­cu­las que apre­sen­tam ge­o­me­tria an­gu­lar e pi­ra­mi­dal são po­la­res, en­quan­to as de­mais são mo­lé­cu­las apo­la­res. Uma subs­tân­cia po­lar ten­de a se dis­sol­ver num sol­ven­te po­lar e uma subs­tân­cia apo­lar ten­de a se dis­sol­ver num sol­ven­te apo­lar, ou se­ja, se­me­lhan­te dis­sol­ve se­me­lhan­te.

Os com­pos­tos iô­ni­cos são só­li­dos, em con­di­ções ambientes, em ra­zão das for­ças elé­tri­cas de atra­ção en­tre seus cá­ti­ons e âni­ons. Da mes­ma for­ma, os me­tais são qua­se to­dos só­li­dos, de­vi­do à for­te união en­tre os cá­ti­ons do me­tal e os elé­trons li­vres. Os com­pos­tos mo­le­cu­la­res po­dem ser só­li­dos, lí­qui­dos ou ga­so­sos, por­que en­tre su­as mo­lé­cu­las po­dem exis­tir for­ças de atra­ção mai­o­res ou me­no­res, de­no­mi­na­das for­ças (ou li­ga­ções) in­ter­mo­le­cu­la­res.

2.4. For­ças In­ter­mo­le­cu­la­res

2.4.1. For­ças de van der Wa­als

Tam­bém de­no­mi­na­das co­mo for­ças de Lon­don, for­ças de di­po­lo in­du­zi­do ou for­ças de dis­per­são, ocor­rem em to­dos os ti­pos de mo­lé­cu­las, po­rém são as úni­cas que acon­te­cem en­tre as mo­lé­cu­las apo­la­res. Ocor­re uma re­pul­são en­tre as nu­vens ele­trô­ni­cas de du­as mo­lé­cu­las apo­la­res que se apro­xi­mam, pro­vo­can­do um mo­vi­men­to dos elé­trons que se acu­mu­la­rão em de­ter­mi­na­da re­gião da molécula (que fi­ca com ca­rá­ter ne­ga­ti­vo), dei­xan­do a re­gião opos­ta com de­fi­ci­ên­cia de elé­trons (com ca­rá­ter po­si­ti­vo). O di­po­lo cri­a­do ori­en­ta as du­as mo­lé­cu­las no es­pa­ço, de mo­do que o la­do deficiente de elé­trons de uma molécula fi­que vol­ta­do pa­ra o la­do com ex­ces­so de elé­trons da ou­tra. As for­ças de van der Wa­als são as mais fra­cas en­tre as li­ga­ções in­ter­mo­le­cu­la­res exis­ten­tes. Exem­plos: H , O , CO , CH .

2 2 2 4

2.4.2. For­ças di­po­lo per­ma­nen­te

Tam­bém co­nhe­ci­das co­mo di­po­lo-di­po­lo, ocor­rem en­tre mo­lé­cu­las po­la­res, nas quais a par­te po­si­ti­va de uma molécula pas­sa a atrair a par­te ne­ga­ti­va da molécula vi­zi­nha. As for­ças do ti­po di­po­lo-di­po­lo são de na­tu­re­za elé­tri­ca de in­ten­si­da­de mé­dia. Exem­plos: HCℓ, HBr, CO, H S, SO .

2 2

2.5. Li­ga­ções de Hi­dro­gê­nio

As li­ga­ções de hi­dro­gê­nio são for­ças do ti­po di­po­lo per­ma­nen­te de al­ta in­ten­si­da­de e ocor­rem em mo­lé­cu­las que apre­sen­tam hi­dro­gê­nio li­ga­do a flúor, oxi­gê­nio ou ni­tro­gê­nio. Exem­plos: H O, HF, NH .

2 3 Den­tre as vá­ri­as pro­pri­e­da­des da ma­té­ria, es­tão as pro­pri­e­da­des fun­ci­o­nais que são co­muns a uma ga­ma enor­me de subs­tân­ci­as inor­gâ­ni­cas e or­gâ­ni­cas.

2.6. Subs­tân­ci­as Or­gâ­ni­cas e Inor­gâ­ni­cas

As subs­tân­ci­as inor­gâ­ni­cas es­tão di­vi­di­das nos se­guin­tes gru­pos fun­ci­o­nais, áci­dos, ba­ses, sais, óxi­dos, pe­ró­xi­dos. Va­mos ver ca­da um de­les.

2.6.1. Áci­dos

Áci­dos são com­pos­tos que, em so­lu­ção aquo­sa, so­frem io­ni­za­ção for­man­do so­lu­ções que apre­sen­tam co­mo úni­co cá­ti­on o hi­drô­nio, H O+ (ou sim

3 pli­fi­ca­da­men­te H+). Ex: HCℓ +HO H O+

(g) 2 (ℓ) 3 (aq) + Cℓ

-

( aq). O no­me dos áci­dos é for­ne­ci­do pe­lo se­guin­te es­que­ma: áci­do + no­me do âni­on com ter­mi­na­ção tro­ca­da.

2.6.2. Ba­ses

Ba­ses são com­pos­tos que so­frem dis­so­ci­a­ção em água e li­be­ram co­mo úni­co âni­on o hi­dró­xi­do, OH-. Ex: Ca(OH) 2(s) Ca2+ (aq) + 2 OH( aq). O no­me de uma ba­se é for­ne­ci­do a par­tir de um dos es­que­mas a se­guir: ba­ses cu­jo cá­ti­on pos­sui ape­nas 1 va­lên­cia: hi­dró­xi­do + de + no­me do cá­ti­on. Ex: NH OH –

4 hi­dró­xi­do de amô­nio; AgOH – hi­dró­xi­do de pra­ta; ba­ses cu­jo cá­ti­on pos­sui mais de 1 va­lên­cia: hi­dró­xi­do + de + no­me do cá­ti­on + va­lên­cia (em al­ga­ris­mo ro­ma­no) ou hi­dró­xi­do + no­me do cá­ti­on + su­fi­xo oso (me­nor va­lên­cia) ou su­fi­xo ico (mai­or va­lên­cia). Exem­plos: Fe(OH) – hi­dró­xi­do de fer

2 ro II ou hi­dró­xi­do fer­ro­so; Fe(OH) – hi­dró­xi­do de

3 fer­ro III ou hi­dró­xi­do fér­ri­co.

2.6.3. Sais

Se­gun­do o pon­to de vis­ta teó­ri­co, os sais são com­pos­tos que se dis­so­ci­am na água li­be­ran­do pe­lo me­nos um cá­ti­on di­fe­ren­te de H O+ e pe­lo me­nos um

3 âni­on di­fe­ren­te de OH-. Ex: NaCℓ Na+ + Cℓ

-

(s) (aq) ( aq). Na prá­ti­ca, po­de­mos di­zer que sais são for­ma­dos jun­ta­men­te com a água na re­a­ção de um áci­do com uma ba­se, ge­ran­do uma re­a­ção de neu­tra­li­za­ção. Ex: HCℓ + NaOH NaCℓ + H O. O no­me do sal de­pen­de de

2 qual gru­po ele es­tá clas­si­fi­ca­do:

2.6.3.1. Sal sim­ples ou neu­tro: pos­sui um úni­co ti­po de cá­ti­on (di­fe­ren­te de H O+) e um úni­co ti­po

3 de âni­on (di­fe­ren­te de OH-), sua no­men­cla­tu­ra se­gue um dos se­guin­tes es­que­mas: se o cá­ti­on pos­sui ape­nas uma va­lên­cia – no­me do âni­on + de + no­me do cá­ti­on. Ex: KNO – ni­tra­to de po­tás­sio; MgCℓ –

3 2 clo­re­to de mag­né­sio. Se o cá­ti­on pos­sui mais de uma va­lên­cia: no­me do âni­on + de + no­me do cá­ti­on + va­lên­cia (em al­ga­ris­mo ro­ma­no) ou no­me do âni­on + no­me do cá­ti­on + su­fi­xo oso (me­nor va­lên­cia) ou su­fi­xo ico (mai­or va­lên­cia). Ex: FeSO – sul­fa­to de

4 fer­ro II ou sul­fa­to fer­ro­so; Fe (SO ) – sul­fa­to de fer

2 43 ro III ou sul­fa­to fér­ri­co.

2.6.3.2. Sal hi­dro­ge­na­do: apre­sen­ta 2 cá­ti­ons, sen­do um de­les H O+, e so­men­te 1 âni­on, seu

3 no­me se­gue o es­que­ma: pre­fi­xo (mo­no), di ou tri + hi­dro­ge­no + de + no­me do cá­ti­on. Ex: NaHCO

3 – (mo­no)-hi­dro­ge­no­car­bo­na­to de só­dio ou bi­car­bo­na­to de só­dio; FeHPO – (mo­no)-hi­dro­ge­no­fos­fa­to

4 de fer­ro II ou (mo­no)-hi­dro­ge­no­fos­fa­to fer­ro­so.

2.6.3.3. Sal hi­dro­xi­la­do: pos­sui 2 âni­ons, sen­do um de­les o OH-, e so­men­te 1 cá­ti­on, sua no­men­cla­tu­ra pa­ra o es­que­ma: pre­fi­xo (mo­no), di ou tri + hi­dró­xi + de + no­me do cá­ti­on. Ex: Mg(OH)Cℓ – mo­no-hi­dro­xi­clo­re­to de mag­né­sio; Cu (OH) SO – di-hi­dro­xis­sul­fa­to de co­bre II.

2 2 4

2.6.4. Óxi­dos

Óxi­dos são com­pos­tos for­ma­dos por ape­nas 2 ele­men­tos (bi­ná­ri­os), dos quais o oxi­gê­nio é o mais ele­tro­ne­ga­ti­vo e apre­sen­ta car­ga elé­tri­ca ou ca­rá­ter par­ci­al ( ) igual a -2. Ex: CO , H O, SO , P O .

2 2 2 2 5 Exis­tem dois ti­pos de óxi­dos, iô­ni­cos e co­va­len­tes.

2.6.4.1. Óxi­dos iô­ni­cos: são for­ma­dos por meio de li­ga­ção iô­ni­ca en­tre o oxi­gê­nio e um me­tal e são clas­si­fi­ca­dos co­mo óxi­dos bá­si­cos por­que so­frem re-

ação de sín­te­se com a água, pro­du­zin­do ba­ses (Ex: Na O + HO 2 NaOH aq)). Quan­do o ele

2 (s) 2 (ℓ) ( men­to for­ma ape­nas 1 óxi­do, o no­me é óxi­do + de + no­me do ele­men­to. Ex: Na O – óxi­do de só­dio;

2

MgO – óxi­do de mag­né­sio. Ca­so o me­tal apre­sen­te mais de uma va­lên­cia, es­ta é in­di­ca­da por al­ga­ris­mos ro­ma­nos, lo­go após o no­me ou uti­li­zam-se os su­fi­xos oso e ico, ou ain­da, uti­li­zam-se os pre­fi­xos (mo­no, di, tri, te­tra, etc.) pa­ra in­di­car tan­to o nú­me­ro de áto­mos de oxi­gê­nio co­mo o nú­me­ro de áto­mos do ou­tro ele­men­to de acor­do com o se­guin­te es­que­ma: pre­fi­xo + óxi­do + de + pre­fi­xo + no­me do ele­men­to. Ex: FeO – óxi­do de fer­ro II ou óxi­do fer­ro­so ou (mo­no) óxi­do de (mo­no) fer­ro; Fe O – óxi­do de

2 3 fer­ro III ou óxi­do fér­ri­co ou trió­xi­do de di­fer­ro.

2.6.4.2. Óxi­dos co­va­len­tes: são for­ma­dos por meio de li­ga­ção co­va­len­te en­tre o oxi­gê­nio e um ame­tal e são clas­si­fi­ca­dos co­mo óxi­dos áci­dos por­que na pre­sen­ça de água so­frem re­a­ção de sín­te­se, pro­du­zin­do áci­dos (Ex: SO 3(g) +HO 2 (ℓ) H 2 SO 4( aq)). Por es­sa ra­zão, os óxi­dos áci­dos tam­bém são cha­ma­dos de ani­dri­dos de áci­dos, por­que po­dem ser ob­ti­dos pe­la eli­mi­na­ção to­tal de água do res­pec­ti­vo áci­do oxi­ge­na­do. A no­men­cla­tu­ra se ba­seia no uso dos pre­fi­xos (mo­no, di, tri, te­tra, etc) pa­ra in­di­car tan­to o nú­me­ro de áto­mos de oxi­gê­nio co­mo o nú­me­ro de áto­mos do ou­tro ele­men­to de acor­do com o se­guin­te es­que­ma: pre­fi­xo + óxi­do + de + pre­fi­xo + no­me do ele­men­to. Ex: CO – mo­nó­xi­do de car­bo­no; CO – dió­xi­do de

2 car­bo­no; N O – pen­tó­xi­do de di­ni­tro­gê­nio.

2 5

2.6.5. Pe­ró­xi­dos

Pe­ró­xi­dos são com­pos­tos bi­ná­ri­os, dos quais o oxi­gê­nio é o ele­men­to mais ele­tro­ne­ga­ti­vo e apre­sen­ta car­ga -1, de­vi­do à se­guin­te es­tru­tu­ra (- O – O -) ou ape­nas O 2-. São for­ma­dos pe­los 2-

2 ele­men­tos: H, me­tais al­ca­li­nos, me­tais al­ca­li­no­ter­ro­sos, pra­ta e zin­co. Na no­men­cla­tu­ra se uti­li­za o se­guin­te es­que­ma: pe­ró­xi­do + de + no­me do ele­men­to. Ex: H O – pe­ró­xi­do de hi­dro­gê­nio;

2 2

ZnO – pe­ró­xi­do de zin­co. Ca­be des­ta­car que a

2 mas­sa atô­mi­ca de um ele­men­to é a mé­dia pon­de­ra­da das mas­sas atô­mi­cas de seus isó­to­pos (áto­mos que apre­sen­tam o mes­mo nú­me­ro atô­mi­co). A uni­da­de de mas­sa atô­mi­ca (u) é igual a 1/12 da mas­sa do isó­to­po de 12C. Mas­sa mo­le­cu­lar é a mas­sa da molécula me­di­da em uni­da­des de mas­sa atô­mi­ca, ou se­ja, é a so­ma das mas­sas atô­mi­cas dos áto­mos que cons­ti­tu­em as mo­lé­cu­las.

Mol é a quan­ti­da­de de ma­té­ria de um sis­te­ma, que con­tém tan­tas en­ti­da­des ele­men­ta­res e qu­an­tos áto­mos exis­tem em 12 g de 12C. Co­mo nes­sa quan­ti­da­de exis­tem 6,02 x 1023 áto­mos, mol é a quan­ti­da­de de subs­tân­cia que con­tém 6,02 x 1023 en­ti­da­des. Es­se nú­me­ro é co­nhe­ci­do co­mo nú­me­ro (ou cons­tan­te) de Avo­ga­dro.

Mas­sa mo­lar (M) é a mas­sa, em gra­mas, de um mol da subs­tân­cia (ou íons, ou ele­men­to etc.), sua uni­da­de é gra­ma mol- (g/mol).

1

A quan­ti­da­de da subs­tân­cia (nú­me­ro de mol, n) po­de ser de­ter­mi­na­da pe­la re­la­ção en­tre a mas­sa (m) de uma amos­tra de uma subs­tân­cia e sua mas­sa mo­lar (M), ma­te­ma­ti­ca­men­te, te­mos:

O vo­lu­me mo­lar de um gás é o vo­lu­me ocu­pa­do por 1 mol de mo­lé­cu­las do gás (ou de áto­mos), em de­ter­mi­na­da tem­pe­ra­tu­ra e pres­são. O vo­lu­me mo­lar é de­ter­mi­na­do ex­pe­ri­men­tal­men­te con­si­de­ran­do-se as Con­di­ções Nor­mais de Tem­pe­ra­tu­ra e Pres­são (CNTP), ou se­ja, à pres­são de 1 atm e tem­pe­ra­tu­ra de 273 K, cor­res­pon­de à apro­xi­ma­da­men­te 22,4 L.

Cál­cu­lo es­te­qui­o­mé­tri­co ou es­te­qui­o­me­tria é o cál­cu­lo das quan­ti­da­des de re­a­gen­tes e/ou pro­du­tos das re­a­ções quí­mi­cas, fei­to com ba­se nas leis das re­a­ções e exe­cu­ta­do com o au­xí­lio das res­pec­ti­vas equa­ções quí­mi­cas. Pa­ra exe­cu­tá-lo é pre­ci­so se­guir al­gu­mas re­gras fun­da­men­tais: es­cre­ver a equa­ção quí­mi­ca men­ci­o­na­da no pro­ble­ma; ba­lan­ce­ar ou acertar os co­e­fi­ci­en­tes des­sa equa­ção, pois eles in­di­cam a pro­por­ção em mols exis­ten­te en­tre os par­ti­ci­pan­tes da re­a­ção; es­ta­be­le­cer uma re­gra de três en­tre o da­do e a per­gun­ta do pro­ble­ma, obe­de­cen­do aos co­e­fi­ci­en­tes da equa­ção, que po­de­rá ser es­cri­ta em mas­sa, ou em vo­lu­me, ou em mols, con­for­me o pro­ble­ma em ques­tão.

O ter­mo “con­cen­tra­ção de uma so­lu­ção” é usa­do pa­ra nos re­fe­rir­mos a qual­quer re­la­ção es­ta­be­le­ci­da en­tre a quan­ti­da­de do so­lu­to (uti­li­za-se ín­di­ce 1) e a quan­ti­da­de de sol­ven­te (uti­li­za-se ín­di­ce 2) ou da so­lu­ção (não se usa ín­di­ce). Os prin­ci­pais ti­pos de con­cen­tra­ção são:

1. Con­cen­tra­ção co­mum ou con­cen­tra­ção (C): é a quan­ti­da­de em mas­sa de so­lu­to (m ) exis­ten­te

1 em 1 li­tro de so­lu­ção. Sim­pli­fi­ca­da­men­te, po­de­mos es­cre­ver:

2. Tí­tu­lo ( ): po­de ser ob­ti­do a par­tir de uma re­la­ção de mas­sas ou de uma re­la­ção de vo­lu­mes. Sub­di­vi­de-se em:

a) Tí­tu­lo em mas­sa ( ): é o quo­ci­en­te en­tre a mas­sa do so­lu­to (m ) e a mas­sa da so­lu­ção (m).

1

Ma­te­ma­ti­ca­men­te, te­mos:

b) Tí­tu­lo em vo­lu­me ( ): é o quo­ci­en­te en­tre o vo­lu­me do so­lu­to (V ) e o vo­lu­me da so­lu­ção

1

(V). Ma­te­ma­ti­ca­men­te, te­mos:

O tí­tu­lo tam­bém po­de ser ex­pres­so em por­cen­ta­gem e, nes­se ca­so, é cha­ma­do de por­cen­ta­gem em mas­sa do so­lu­to ( %) ou por­cen­ta­gem em vo­lu­me do so­lu­to ( %), on­de: % = 100. .

3. Con­cen­tra­ção em quan­ti­da­de de ma­té­ria ou mo­la­ri­da­de (m): é a re­la­ção en­tre a quan­ti­da­de de ma­té­ria do so­lu­to (n ) e o vo­lu­me da so­lu­ção em

1 li­tros (V). Sim­pli­fi­ca­da­men­te, po­de­mos es­cre­ver:

4. Fra­ção mo­lar ou fra­ção em quan­ti­da­de de ma­té­ria (X): é a re­la­ção en­tre a quan­ti­da­de de ma­té­ria do so­lu­to (n ) e a quan­ti­da­de de ma­té­ria da

1 so­lu­ção (n). A so­ma das fra­ções em quan­ti­da­de de ma­té­ria do so­lu­to e do sol­ven­te é sem­pre igual a 1.

5. Con­cen­tra­ção mo­lal ou mo­la­li­da­de ( ): éa quan­ti­da­de, em mols, de so­lu­to exis­ten­te em 1 kg de sol­ven­te. Ma­te­ma­ti­ca­men­te, te­mos:

Bibliografia

BOSQUILHA, G. E. Mi­ni­ma­nu­al Com­pac­to de Quí­mi­ca Te­o­ria e Prá­ti­ca. São Pau­lo: Ri­de­el, p. 707.

FELTRE, R. Quí­mi­ca ge­ral, São Pau­lo: Mo­der­na, v.1, 2004. p. 384.

NÓBREGA, O. S.; SIL­VA, E. R.; SIL­VA, R. H. Quí­mi­ca, São Pau­lo: Áti­ca, v. ún., 2008. p. 216.

PERUZZO, F. M., CAN­TO, E. L. Quí­mi­ca na abor­da­gem do co­ti­di­a­no. São Pau­lo: Mo­der­na, 2003. p. 344.

REIS, M. Quí­mi­ca in­te­gral. São Pau­lo: FTD, v. úni­co, 2004. p. 656.

USBERCO, J.; SAL­VA­DOR, E. Quí­mi­ca, São Pau­lo:

Sa­rai­va, v. úni­co, 2002. p. 672.

Fi­gu­ra 1 – Es­que­ma ge­ral de mu­dan­ças de fa­se.

Fi­gu­ra 3 - Fu­nil de de­can­ta­ção. Dis­po­ní­vel em: http://bit.ly/1vBDr4C. Aces­so em: 14.mai.2015.

Fi­gu­ra 2 - Pro­ces­so de de­can­ta­ção e si­fo­na­ção. Dis­po­ní­vel em: http://bit.ly/1H5Lrxh. Aces­so em: 14.mai.2015.

Fi­gu­ra 4 – Des­ti­la­ção sim­ples (A) e des­ti­la­ção fra­ci­o­na­da (B). Fi­gu­ra 4a – Dis­po­ní­vel em: http://bit.ly/1gjtxzR.Aces­so em: 14.mai.2015. Fi­gu­ra 4b – Dis­po­ní­vel em: http://bit.ly/1A33g2Y.Aces­so em: 14.mai.2015.

Fi­gu­ra 5- Ex­pe­ri­ên­cia de Ruther­ford. Dis­po­ní­vel em: http://bit.ly/1IGmj1. Aces­so em: 15.mai.2015.

Fi­gu­ra 6 - Di­a­gra­ma de Pau­ling. Adap­ta­do de: http://bit.ly/1RKTlVf. Aces­so em: 15.mai.2015.

NTPE = nú­me­ro to­tal de pa­res de elé­trons ao re­dor do áto­mo cen­tral;DPE = Dis­po­si­ção dos pa­res de elé­trons; NPE = nú­me­ro de pa­res de elé­trons li­ga­dos ao áto­mo cen­tral. Fi­gu­ras dis­po­ní­veis em: http://bit.ly/1m13a11.Aces­so em: 15.mai.2015.

Newspapers in Portuguese

Newspapers from Brazil

© PressReader. All rights reserved.