Apostila de Química Ensino Médio

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Ensino Fundamental e Médio EaD PORTARIA de CREDENCIAMENTO 209/2007 e 159/2012

Química Ensino Médio

e-mail: [email protected] - Fone: (51) 3556-4596 1

Querido aluno, nessaapostilaestudaremos a Química que é uma ciência experimenta, cujos reflexos se percebem, através de distintas maneiras em nossa vida cotidiana. Essa grande ciência está presente ativamente em vários setores de nossa modernidade, podendo estar relacionada a outras áreas de conhecimento.

Essa ciência está presente em praticamente tudo que aproveitamos para viver: combustíveis, plásticos, tintas, saúde, alimentos, petroquímica, corantes, adesivos, bebidas, materiais de limpeza, etc. Sabendo aproveitá-la do melhor modo possível, nos trará grandes benefícios, como o aperfeiçoamento dos confortos humanos, declínio do número de mortes devido a evolução da medicina. Mas, também, há o lado contrário, por exemplo, a extração inadequada das substâncias químicas existentes na natureza, armas biológicas, lixo químico e práticas visando somente interesses políticos e econômicos, sem se preocupar com efeitos indesejáveis e prejudiciais, que poderão ocasionar o desequilíbrio da natureza.

Haverá palavras que talvez sejam estranhas a você. Então, sugiro que verifique em livros ou internet o significado das mesmas, facilitando, assim, seu entendimento.

Apenas gostaríamos de lembrá-lo sobre alguns pontos importantes: _ Você é um estudante de EaD (Ensino a Distância) e isso significa que 80% dos estudos são feitos em sua própria casa, em horários que você escolherá; _ Os outros 20% serão em aulas presenciais, nas quais você poderá tirar todas as dúvidas e obter mais informações com seu professor; _ Por isso, é fundamental que você venha para as aulas com seu material lido e os exercícios resolvidos; _ Não se esqueça de ler todos os capítulos com muita atenção, fazer anotações e praticar com os exercícios, isso lhe habilitará a compreender o conteúdo e partir para a etapa final do Ensino Fundamental!

Nós estamos aqui para ajudá-lo em tudo que for necessário e desejamos um ótimo estudo!

Equipe Cia de Ensino.

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Produção: Colégio Cia de Ensino Todos os direitos reservados. Não é permitido reproduzir. Este material foi elaborado pela professora Gabriela Corrêa da equipe de Química e Biologia do Colégio Cia de Ensino. O processamento do mesmo se deu pelo software PDF Creator © em uma licença “fairplay” (livre). Todas as imagens utilizadas neste material são de livre distribuição e suas fontes estão especificadas abaixo das mesmas. As imagens sem especificação foram retiradas do banco de imagens do programa Word ©, plataforma Windows © e/ou elaboradas pela equipe da instituição.

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SUMÁRIO MÓDULO II UNIDADE I 1 ESTRUTURAS ATÔMICAS................................................................................................................................................7 1.1 MATÉRIA E ENERGIA: um mundo em transformação................................................................................................7 1.2 CORPO E OBJETO........................................................................................................................................................9 1.3 ENERGIA....................................................................................................................................................................9 1.4 ÁTOMO.................................................................................................................................................................... .9 1.5 MOLÉCULAS..............................................................................................................................................................13 1.6 SUBSTÂNCIAS............................................................................................................................................................14 1.7 ESTADO FÍSICO DA MATÉRIA.....................................................................................................................................16 1.8 MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO..................................................................................................................................17 1.9 MISTURAS..................................................................................................................................................................18 EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................22 UNIDADE II 2 TABELA PERIÓDICA.......................................................................................................................................................25 2.1 HISTÓRICO DA CONSTRUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA..............................................................................................25 2.2 A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA MODERNA..................................................................................................................26 2.3 ELEMENTOS QUÍMICOS E SEUS SÍMBOLOS...............................................................................................................27 EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................31 UNIDADE III 3 OS ESTADOS ENERGÉTICOS DOS ELÉTRONS.................................................................................................................32 3.1 NÚMEROS QUÂNTICOS.............................................................................................................................................32 3.2 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NOS ORBITAIS...............................................................................................................33 EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................35 UNIDADE IV 4 LIGAÇÕES QUÍMICAS....................................................................................................................................................37 4.1 LIGAÇÃO COVALENTE................................................................................................................................................37 4.2 LIGAÇÃO IÔNICA.......................................................................................................................................................38 4.3 LIGAÇÃO METÁLICA..................................................................................................................................................41 EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................41 UNIDADE V 5 REAÇÕES QUÍMICAS.....................................................................................................................................................43 5.1 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS...........................................................................................................44 5.2 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS..................................................................................................................................44 5.3 MOL – A quantidade de matéria...............................................................................................................................45 5.4 MASSA MOLECULAR (MM) E MASSA FÓRMULA (MF).............................................................................................47 5.5 REAÇÕES NUCLEARES................................................................................................................................................51 EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................53

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Módulo III UNIDADE VI 6 FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA...........................................................................................................................56 6.1 ÁCIDOS......................................................................................................................................................................56 6.2 BASES........................................................................................................................................................................59 6.3 ÓXIDOS......................................................................................................................................................................61 6.4 SAIS............................................................................................................................................................................63 6.5 INDICADORES ÁCIDO-BASE E pH...............................................................................................................................65 EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................66

UNIDADE VII 7 FUNÇÕES DA QUÍMICA ORGÂNICA..............................................................................................................................69 7.1 INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA.......................................................................................................................69 7.2 O ÁTOMO DE CARBONO...........................................................................................................................................70 7.3 POSTULADOS DO CARBONO.....................................................................................................................................71 7.4 TIPOS DE LIGAÇÕES ENTRE OS ÁTOMOS DE CARBONO............................................................................................72 7.5 CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS......................................................................................................74 7.6 NOMENCLATURA IUPAC............................................................................................................................................77 7.7 FUNÇÃO HIDROCARBONETOS E OXIGENADAS (ALCOÓIS).......................................................................................78 7.8 A PRESENÇA DOS ALCANOS EM NOSSA VIDA...........................................................................................................83 7.9 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS EM QUÍMICA ORGÂNICA..........................................................................................91 7.10 OS COMPOSTOS ORGÂNICOS NOS ORGANISMOS VIVOS.......................................................................................95 EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................98

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Módulo II ESTRUTURA ATÔMICA, TABELA PERIÓDICA, LIGAÇÕES E REAÇÕES QUÍMICAS

“Na Natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. Antoine Lavoisier

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UNIDADE I 1 ESTRUTURAS ATÔMICAS 1.1 MATÉRIA E ENERGIA: um mundo em transformação Hoje, quando se fala ou pensamos em química, a primeira ideia que costuma vir à mente é a de um laboratório, onde são realizadas experimentos com reações químicas complexas. Isso de fato existe, mas como aprendemos no módulo IV ou 8ª série / 9º ano em ciências do Ensino Fundamental, à maioria das reações químicas ocorre de forma natural e constante na natureza, basta observarmos.

Figura 1. Exemplos de transformações da natureza. Fontes: Disponível em ;; (modificado –equipe Cia. de Ensino, 2013).

Na natureza acontecem varias transformações, como: a fotossíntese, processo por meio do qual as plantas sintetizam alimentos orgânicos e liberam gás Oxigênio (O2) na atmosfera; a formação dos minerais, por transformações do magma vulcânico, é uma sucessão de reações químicas complexas; a transformação das rochas em solo também depende de transformações químicas; e as transformações das células e seus componentes químicos em seres vivos através das reações químicas que absorvem e libera energia química para a construção e metabolismo do nosso corpo. Na realidade, sugere-se que o universo tenha sido formado por uma poderosa reação química que originou uma grande explosão “o big-bang” por volta de 16 bilhões de anos atrás, que continua se transformando ao longo do tempo através de numerosas reações químicas. Por tanto, a química é tudo que existe. Todas essas transformações que relatamos ocorrem porque as plantas, os minerais, o solo, os seres vivos são: matéria em forma de energia. Figura 2. Representação da explosão do Big-Bang. Fontes: Disponível em

Vamos expor o conceito de matéria:

MATÉRIA: é tudo aquilo que ocupa espaço, tem massa e é formado por átomos.

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Não são exemplos de matéria o calor, as cores, o amor, as ideias e os sonhos. A matéria tem massa, sendo assim, tem peso. Para definir essas duas grandezas, vamos analisar o exemplo de um livro em cima de uma mesa. Por exemplo, se empurrarmos um livro de cima de uma mesa, estaremos realizando força sobre o livro. Se a força que aplicarmos for maior que a massa do livro, ele cairá no chão. O livro cairá no chão devido à força gravitacional que atrai a massa desse livro para o centro da terra. Isso explica por que todos os corpos caem na direção vertical. A não ser, que tenha sido jogada em alguma direção.

Figura 3. Força da gravidade sobre em um livro. Fonte: Disponível em ; (modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).

A massa de uma matéria pode ser determinada pela medida do peso:

Você já deve ter se pesado em uma balança para verificar seu peso em quilogramas (Kg)? Você tem certa quantidade de quilogramas (Kg) por possuir massa, desta maneira, você ocupa espaço, então, somos matéria.

Figura 4. Representação da medida de peso do corpo por quilogramas em uma balança. Fonte: Disponível em

A balança indica uma pesagem de sua massa corpórea porque há uma força atraindo o seu corpo para baixo: a força da atração gravitacional. A Massaé a medida de quantidade de matéria e o Peso é à força de atração gravitacional entre o centro gravitacional de uma corpo e o centro da terra. O termo massa é usado para comparar matérias. Assim, uma motocicleta tem massa maior que o livro, um ovo de galinha tem massa maior que um ovo de codorna e um balão cheio de água têm massa maior que um balão cheio de ar (que também é matéria, pois é constituído de átomos). Figura 5. Atração gravitacional da terra. Fonte: Disponível em

Sistema Internacional de Medidas: O Brasil é signatário do Sistema Internacional de Medidas, sendo assim, a unidade que adotaremos será grama, seus múltiplos e submúltiplos. Portanto, a massa é a quantidade de matéria medida em gramas (g), quilogramas (Kg), miligramas (mg), toneladas (1000 kg), etc. 8

Massa: UNIDADE DE MEDIDA

REPRESENTAÇÃO

RELAÇÃO

Quilograma Grama Miligrama

Kg g mg

1 Kg = 1000 g 1 g = 1000 mg 1 mg = 0,01 g

1.2 CORPO E OBJETO

CORPOS

OBJETOS

A matéria pode ser apresentada de duas formas diferentes e distintas: corpo e objeto. Com um pedaço de mármore, um escultor faz uma estátua. Com uma barra de ouro, um ourives faz uma joia. O mármore e a barra de ouro são exemplos de corpos. A estátua e a joia são exemplos de objetos. Desta forma, podemos definir que corpo é qualquer porção limitada da matéria e objeto é uma porção limitada de matéria quer por sua forma especial ou por sua utilidade.

Madeira – Árvore (matéria) Ouro  (matéria)

barra de ouro  (corpo)

anel (objeto)

Rocha (matéria) Figura 6. Exemplos de corpo e objeto. Fonte: Disponível em ; ; ; (modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).

1.3 ENERGIA É a capacidade de realizar trabalho.Entende-se por trabalho o movimento da matéria contra uma força que se opõe ao seu movimento. Assim, tudo que tem capacidade de movimentar a matéria possui energia.

1.4 ÁTOMO Átomo é uma unidade básica de matéria que consiste num núcleo central (prótons e nêutrons) envolto por uma nuvem de elétrons de carga negativa. Os átomos diferem entre si pelo número de prótons, nêutrons e elétrons que possuem. 9

1.4.1 Átomos dos Gregos Demócrito de Abdera (420 a.C.) e Leucipo (450 a. C.) já afirmavam que a matéria era constituída de pequenas partículas, que denominaram átomo. O átomo dos Gregos era um modelo filosófico e sem base experimental. Não tinha forma definida e não apresentava núcleo.

1.4.2 Evolução dos modelos atômicos Modelo atômico de Dalton (“modelo da bola de gude”): o primeiro cientista que retomou a teoria de Demócrito e Leucipo foi John Dalton (1766-1844), no ano de 1803. Baseado em experiências e nas leis ponderais de Proust (Lei das proporções constantes) e de Lavoisier (Lei de conservação das massas), ele estabeleceu o primeiro modelo atômico, que dizia sucintamente o seguinte: “Toda matéria é formada por átomos, que são partículas maciças, esféricas e indivisíveis, e um átomo de um elemento se diferencia do outro somente pela mudança nos tamanhos e nas massas.” Lei de Lavoisier ou Lei de Conservação da Matéria (1774): Lavoisier efetuou diversas experiências observando processos de combustão (queima), os quais foram cuidadosamente elaborados. Observou que se as massas de todas as substâncias químicas envolvidas numa reação química fossem consideradas, no balanço final, não haveria perda ou ganho de massa.

“Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.



Lei de Proust ou Lei das Proporções Definidas (1797): 

Lei das Proporções Constantes

“Uma substância pura, qualquer que seja sua origem, é sempre formada pela mesma composição em massa”.

10

Modelo atômico de Thomson (“modelo do pudim de passas”): com o estudo das características elétricas da matéria, J.J.Thomson (1856-1940) realizou em 1887 um experimento com um feixe de raios catódicos e descobriu partículas negativas que eram atraídas pelo polo positivo de um campo elétrico externo. Dessa forma, ele concluiu que o átomo deveria conter uma partícula subatômica negativa, denominada de elétron. Assim, caiu por terra a teoria de Dalton de que o átomo seria indivisível. Seu modelo atômico foi o seguinte: “O átomo é uma esfera de carga elétrica positiva, não maciça, incrustada de elétrons (negativos), de modo que sua carga elétrica total é nula”. Modelo atômico de Rutherford (“modelo do sistema solar”): com a descoberta da radioatividade, as pesquisas sobre a constituição da matéria puderam ser mais exploradas. Ernest Rutherford (1871-1937) realizou em 1911 um experimento com partículas alfa (α), com o objetivo de verificar se os átomos realmente eram maciços. Ao final do experimento, os resultados obtidos mostraram que o átomo contém imensos espaços vazios e um núcleo positivo, onde ficavam os prótons (partículas subatômicas positivas). Portanto, o modelo de Rutherford é pronunciado assim:

Figura 8. Modelo atômico de Rutherford. Fonte: Disponível em

“O átomo é constituído de duas regiões distintas: um núcleo ou região central que contém praticamente toda a massa do átomo e apresenta carga positiva; e uma eletrosfera, isto é, uma região ao redor do núcleo, onde os elétrons giram em órbitas circulares”. Com a descoberta da terceira partícula subatômica, o modelo de Rutherford passou a incluir os nêutrons (partículas sem carga elétrica) no núcleo. Modelo atômico de Rutherford-Böhr: se o átomo fosse como Rutherford propunha, os elétrons adquiririam um movimento em espiral e colidiriam com as partículas positivas do núcleo, além disso, eles perderiam energia em forma de radiação. Assim, em 1913 foi criado um novo modelo atômico pelo Químico Niels Böhr (1885-1962), que, apesar de revolucionário, mantinha as principais características do modelo de Rutherford. De maneira que este modelo passou a ser chamado de modelo atômico de Rutherford-Böhr e enunciava: 11

“O átomo pode ser representado de forma que as órbitas permitidas para os elétrons tenham relação com os diferentes níveis de energia e, ainda, com as respectivas raias presentes no espectro característico de cada elemento químico.” Desse modo, cada órbita circular permitida para os elétrons possuem energias diferentes, constantes e determinadas; sendo denominadas de níveis de energia.

Figura 9. Modelo atômico de Rutherford-Böhr. Fonte: Disponível em

Ainda: 

Explica pelo fato de que os elétrons, em seus átomos, absorvem energia elétrica e depois a liberam na forma de luz. Cada elemento químico tem um espectro característico de frequência, como uma impressão digital deste elemento. Cada elemento só absorve e emite radiação eletromagnética em suas frequências características. Figura 10.Três possíveis saltos do elétron do elemento Hidrogênioe liberaçãode luz explicado pelo modelo atômico de Rutherford-Böhr . Fonte: Disponível em



Deduziu que um átomo tem um conjunto de energia disponível para seus elétrons, isto é, a energia de um elétron em um átomo é quantizada.



Esse conjunto de energias quantizadas mais tarde foi chamado de níveis de energia.



Com essas conclusões Bohr aperfeiçoou o modelo atômico de Rutherford e chegou ao modelo do átomo como sistema planetário, onde os elétrons se organizam na eletrosfera na forma de camadas.



Quando se fornece energia a um elétron, ele salta de uma órbita para outra (transitória) mais externa. A energia absorvida é chamada de FÓTON.

Figura 11. Transitória de elétrons de uma orbita para outra, sendo a energia absorvida chamada de fóton. Fonte: Disponível em

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Então:

CARGAS OPOSTAS SE ATRAEM! Os elétrons devem possuir algum tipo de movimento que neutraliza a atração para o núcleo, ou seja, impedindo que os elétrons caiam no núcleo.

Resumo:

Figura 12. Quadro resumido sobre a evolução dos modelos atômicos. Fonte: Disponível em

1.5MOLÉCULAS Como vimos anteriormente, toda a matéria é formada por pequenas unidades chamadas átomos.Os átomos, por sua vez, reúnem-se em grupos denominados moléculas. No caso da molécula água, por exemplo, as moléculas são formadas por dois átomos do elemento Hidrogênio (H) e um átomo do elemento Oxigênio (O). Veja a representação abaixo:

Num copo de água, tanto no estado sólido como no estado líquido, existe um número grande de moléculas de água.

Molécula de água

Figura 13. Água. Fonte: Disponível em (modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).

Elas estarão presentes nesse recipiente sempre na proporção fixa de um Oxigênio para dois Hidrogênios.

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Veja algumas propriedades da água e dos elementos que a constituem: Hidrogênio (H): é um gás incolor e combustível; Oxigênio (O): é um gás incolor e comburente (alimenta a combustão); Água (H2O): é um líquido incolor e não-combustível.

A água, portanto, tem propriedades independentes dos elementos que o constituem. Essas propriedades aparecem num balde, num rio, numa gota ou numa simples molécula. Mas se dividirmos essa molécula nos seus elementos constituintes (Hidrogênio e Oxigênio), as propriedades desaparecem. Resumo: Elemento Químico é um conjunto de átomo caracterizado por um determinado número atômico. Molécula é o conjunto de dois ou mais átomos, sendo a menor parte da substância que mantém as suas características. As moléculas são representadas por fórmulas (conjuntos de número e símbolos). Substância é uma quantidade qualquer de moléculas iguais ou diferentes.

Figura 14. Representação da molécula de água. Fonte: Gabriela Corrêa – equipe Cia. de Ensino, 2013.

1.6SUBSTÂNCIAS Os elementos químicos podem permanecer isolados, mas também podem se reunir das mais variadasmaneiras, formando uma infinidade de agrupamentos diferentes, que podem ser moléculas ou aglomerados de íons (átomos ou grupos de átomos com carga elétrica). Cada molécula passa, então, a representar uma substância pura bem definida. Cada substância, por sua vez, é representada por uma abreviação denominada fórmula. Vamos considerar novamente o exemplo da água. Hoje, sabemos que a água é formada por moléculas, onde estão reunidos um átomo de Oxigênio com dois átomos de Hidrogênio. Como decorrência, a fórmula da água será H2O, onde aparecem os símbolos do Hidrogênio e do Oxigênio, além do índice 2, que indica a presença de dois átomos de Hidrogênio na molécula de água. Veja outros exemplos:

Oxigênio (O2)

Dióxido de Carbono (CO2)

Figura15. Exemplos de fórmulas de substâncias.Fonte: Disponível em (modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).

Quanto a composição, podemos classificar as substâncias em simples e compostas. 14

1.6.1 Substâncias simples As substâncias simples caracterizam-se por apresentar apenas um elemento, cujos átomos podem estar agrupados em moléculas ou isolados. O nome das substâncias simples é frequentemente o mesmo do elemento que a forma, por exemplo, gás Hidrogênio, gás Oxigênio e o gás Cloro.

Figura 16. Exemplos de substâncias simples. Fonte: Gabriela Corrêa - Equipe Cia. de Ensino, 2013.

Há casos em que um mesmo elemento pode aparecer na forma de mais de uma substância simples. Esse fenômeno chama-se ALOTROPIA. É o caso do gás Oxigênio (O2) e gás Ozônio (O3). O grafite e o diamante são variedades alotrópicas do mesmo elemento: Carbono.

Figura 16. Variedades alotrópicas do Carbono. Fonte: Disponível em g (Modificado - Equipe Cia. de Ensino, 2013.

1.6.2 Substâncias compostas São formadas por mais de um elemento químico. Dessa forma, encontramos em suas moléculas átomos diferentes.

Figura 17. Exemplos de substâncias compostas.Fonte: Disponível em www.colegioweb.com.br>

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1.6.3 Substâncias puras Quando uma porção de matéria é formada por apenas um tipo de substância.

1.7 ESTADO FÍSICO DA MATÉRIA Toda matéria é constituída de pequenas partículas e, dependendo do maior ou menor grau de agregação entre elas, pode ser encontrada em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. Cada um dos três estados de agregação apresenta características próprias, como o volume, a densidade e a forma, que podem ser alteradas pela variação de temperatura (aquecimento ou resfriamento) e/ou pressão. Quando uma substância muda de estado, sofre alterações nas suas características macroscópicas (volume, forma etc.) e microscópicas (arranjo das partículas), não havendo, contudo, alteração em sua composição. Os arranjos das partículas estão ligados a três fatores que determinam a distância entre as moléculas: a. a.força de coesão: são aquelas que fazem as moléculas se aproximarem umas das outras.

b. b.força de repulsão: são aquelas que fazem as moléculas se afastarem umas das outras.

c.vibração: além de se deslocarem no espaço, as moléculas estão sempre num contínuo movimento de vibração. Quanto maior é a temperatura, maior é a velocidade de deslocamento e de vibração.

c.

Figura 18.a. força de coesão; b. força de repulsão; c. vibração Fonte: Gabriela Corrêa – equipe Cia. de Ensino, 2013.

Cada um desses fatores citados predomina de acordo com o estado no qual se encontra a substância:

SÓLIDO:

Considere um cubo de gelo. Neste estado, as moléculas estão muito próximas e não se deslocam. Possuem, porém um movimento de vibração em torno de um ponto. O gelo, como muitos outros sólidos, possui forma e volume constante.

Figura 19. Estado sólido da água. Fonte: Disponível em (modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).

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LÍQUIDO: No estado líquido as forças de repulsão são pouco maiores que no sólido. As moléculas estão mais afastadas e além, de vibrarem, também se deslocam. A forma é variada e o volume ocupado pelas substâncias nesse estado é constante, ou seja, a forma líquida varia de acordo com o recipiente que o contém.

Figura 20. Estado líquido da água. Fonte: Disponível em (modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).

GASOSO:

Nesse estado, o movimento das moléculas é bem maior do que no estado sólido e no líquido. Encontram-se muito afastadas umas das outras, devido a força de repulsão muito grande. As substâncias não possuem forma e volume constante. Figura 21. Estado gasoso da água. Fonte: Disponível em (modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).

1.8 MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO Como aprendemos anteriormente, de acordo com a temperatura, a mesma substância pode aparecer nos estados sólido, líquido e gasoso. Essas mudanças ocorrem quando determinada substância atinge pontos específicos de temperatura em relação ao nível do mar.

Observe o esquema abaixo:

22. Mudanças estado físico. Fonte:Sua Disponível em Fusão: é a passagem doFigura estado sólido de para o líquido. temperatura aumenta até alcançar um ponto denominado ponto de fusão (PF).

Vaporização: é a passagem do estado líquido para o gasoso. Essa mudança de estado pode ocorrer por evaporação e por ebulição.  A evaporação é um processo lento e ocorre com o líquido em qualquer temperatura. É dessa maneira que as roupas secam no varal, ou as águas dos rios e oceanos passam à atmosfera, formando as nuvens.

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 A ebulição é uma vaporização rápida que ocorre no ponto de ebulição (PE). Durante esse processo, a temperatura permanece constante.

Condensação: é a mudança do estado gasoso para o líquido. Solidificação: a mudança do estado líquido para o sólido. Ocorre na mesma temperatura da fusão. Sublimação e ressublimação: a sublimação é a mudança direta do estado sólido para o gasoso e a ressublimação (é ao contrário) é a mudança direta do estado gasoso para o sólido. Vejamos os gráficos: Ao aquecermos uma amostra de substância pura, como, por exemplo, a água no estado sólido (gelo) e anotarmos as temperaturas nas quais ocorrem as mudanças de estado, ao nível do mar, obteremos o seguinte gráfico, onde: t1 = início da fusão t2 = fim da fusão

TEMPERATURA (°C)

t3 = início da ebulição t4 = fim da ebulição

Pelo gráfico podemos observar que a temperatura de fusão (TF) da água é 0 °C e a sua temperatura de ebulição (TE) é de 100 °C. O gráfico de aquecimento da água apresenta dois patamares, os quais indicam que, durante as mudanças de estado, a temperatura permanece constante. Veja os pontos de fusão e ebulição de algumas substâncias: SUBSTÂNCIA

PF

PE

Água Álcool Éter Ferro Carbono

0⁰C -115⁰C -116⁰C 1535⁰C 3500⁰C

100⁰C 78⁰C 35⁰C 3000⁰C 4200⁰C

TEMPO

Figura 23. Gráfico das mudanças de estado físico da água (mistura pura). Fonte: Equipe Cia. de Ensino, 2013

Lembre-se de que essas temperaturas variam com a pressão. Neste caso, a pressão é 1atm (ao nível do mar).

1.9 MISTURAS Sãosubstâncias que apresentam-semisturadas, podendo ser misturadas de uma infinidade de maneiras diferentes. É muito importante notar que as misturas, em geral, não têm composição constante e não têm constantes físicas definidas, ao contrário das substâncias puras. De fato, podemos juntar mais ou menos açúcar (até certo limite) à mesma quantidade de água — teremos água mais ou menos açucarada —, mas que será sempre definida como mistura de água e açúcar. Essa mistura, por exemplo, não ferverá a 100 °C, ao nível do mar, como acontece com a água pura.

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Ar atmosférico

Água com álcool Na água com álcool existem moléculas de álcool (C2H6O) disseminadas por entre as moléculas de água (H2O).

O ar que respiramos é uma mistura na qual predominam moléculas de Nitrogênio (N2, 78%) e de Oxigênio (O2, 21%).

1.9.1 Classificação das misturas As misturas podem ser classificadas em misturas homogênea e heterogênea. No primeiro caso olhando a mistura, não conseguimos identificar os componentes. Dizemos que a mistura apresenta só uma fase. Na mistura heterogênea, no caso da água e do óleo, é possível identificar os dois compostos facilmente. Dizemos que a mistura apresenta duas ou mais fases.

Figura 24.Exemplos de mistura homogênea e heterogênea. Fonte: Gabriela Corrêa - Equipe Cia. de Ensino, 2013.

Muitas misturas, a olho nu, parecem homogêneas, mas olhando no microscópio é possível visualizar outras substâncias, por exemplo, o leite e o sangue.

Gordura

Plasma Plaquetas Glóbulos vermelhos

Sangue

Figura 25.Exemplos de mistura heterogênea vistas ao microscópio .Fonte: Disponível em ; (modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).

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1.9.2 Processos de separação de misturas Os materiais encontrados na natureza são, em geral, misturas de várias substâncias. Quando duas ou mais substâncias estão reunidas numa mistura, elas não perdem suas características químicas. Por isso, é possível separálas utilizando processos simples. Torna-se então importante, nos laboratórios e também nas indústrias químicas,separar os componentes das misturas até que cada substância pura fique totalmente isolada dasdemais. Essa separação chama-se fracionamento. Por exemplo:

Figura 26.Exemplo de fracionamento da mistura de água e sal. Fonte: Disponível em

No final do fracionamento, podemos verificar se as substâncias foram realmente bem separadas usando as constantes físicas. No caso do exemplo acima, se a água ficou realmente pura, ela deverá, ao nível do mar, congelar a 0⁰C, ferver a 100 ⁰C, etc. 1.9.2.1 Fracionamento de misturas heterogêneas Filtração:é um processo para separar um sólido misturado a um líquido ou gás. Consiste em passar a mistura por uma superfície porosa, que retenha o sólido, por exemplo, um papel filtro, ou porcelana (vela de filtro de água).

Figura 27. Exemplo de filtração. Fonte: Disponível em ;

Quando se precisa de uma filtração rápida em laboratório ou indústria, utiliza-se um aparelho que permite a sucção do ar com uma filtração forçada. Através de uma bomba de vácuo retira-se ar do frasco de Kitassato. A pressãoatmosférica empurra o líquido do funil para dentro.

Figura 28.Exemplo de filtração forçada em frasco de Kitassato. Fonte: Disponível em

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Sedimentação:quando temos um sólido disperso num líquido, é possível a separação deixando o líquido em repouso. Com a ação da gravidade, o sólido se deposita. No final, o líquido pode ser separada ou por inclinação cuidadosa do recipiente (processo de decantação) ou, então, por aspiração com auxílio de um sifão (processo de sifonação).

Figura 29.Exemplo de sedimentação. Fonte: Disponível em

É de maneira semelhante que se faz a purificação do petróleo que vem com bastante área e água misturada do subsolo. Deixa-se sedimentar e retira-se o petróleo que fica em cima. Pode-se também acelerar o processo da sedimentação com o uso da centrifugação.Uma centrífuga imprime rotação rápida ao recipiente em que está o sistema de um sólido em suspensão em um líquido; com a aceleração provocada pela rotação, as partículas sólidas sedimentam-se mais depressa. Figura 30.Exemplo de sedimentação com uso de centrifuga. Fonte: Disponível em

Outros processos de separação de misturas: Sublimação:processo pelo qual uma substância sólida se transforma em um gás, ou vapor, sem passar pelo estado líquido. Existem substâncias, como o iodo, o arsênico, a cânfora e o gelo seco, que passam diretamente para o estado gasoso sem fundir-se. Diz-se que estas substâncias sublimam-se. O iodo sólido transforma-se diretamente em vapor, quando aquecido, sem passar pelo estado líquido. Quando o vapor é esfriado, o iodo transforma-se de novo em cristais. Esta mudança de vapor novamente para sólido é também parte da sublimação. Ventilação:é o método utilizado para separar a palha do grão de arroz. Aplicando-se uma corrente de ar, a palha que é mais leve, voa. Separação Magnética:o Ferro ou seu minério pode ser separado das impurezas utilizando-se a propriedade de ser atraído por ímã. 1.9.2.2 Separação de misturas homogêneas Destilação:é um processo físico que serve para desdobrar as misturas homogêneas, como as soluções de sólidos em líquidos (destilação simples) ou as soluções de dois ou mais líquidos (destilação fracionada), que consiste em aquecer a mistura até a ebulição e condensar os vapores do líquido. Em laboratório, a aparelhagem normalmente utilizada é a seguinte:

Figura 31.Exemplo de destilação. Fonte: Disponível em

Os derivados do petróleo são separados por um processo especial de 21

destilação chamado de destilação fracionada. Cada componente é destilado a uma temperatura diferente.

Figura 32. Exemplo de destilação fracionada de petróleo. Fonte: Disponível em

1. Faça um breve relato sobre a importância da Química para a Humanidade. 2. Num dia muito quente, você chega em sua casa, liga o ventilador e senta-se de frente para ele. Você sente o ar impulsionado pela hélice do ventilador bater no seu rosto. No seu entendimento, ar é matéria, corpo ou objeto? O movimento da hélice poder ser entendido como uma modalidade de energia? 3. Na relação a seguir identifique matéria, corpo, objeto e energia: a) luz b) relâmpago c) copo de vidro d) tronco de árvore e) plástico f) ferro g) portão de alumínio h) cadeira de madeira 4. Dois estudantes conversam próximos a uma fogueira e um deles diz: “Na queima a madeira (matéria) deixa de existir e surgem cinza, fuligem, gases (matéria), luz e calor (energia).” O estudante está certo? Comente. 5. Quais são as características do modelo atômico de Dalton? 22

6. E do modelo de Thomson? 7. E do modelo de Rutherford? 8. E do modelo de Bohr? 9. Por que Rutherford usou uma fina lâmina de ouro e não uma barra de ouro? 10. Defina Fóton. 11. Entre prótons e elétrons, a relação correta é: a.possuem massas iguais b.a massa do elétrons é 1840 vezes a do próton c.possuem cargas elétricas de mesmo sinal d.a massa do próton é 1840 a do elétron e.não possuem carga elétrica 12. Se um átomo (neutro) perder um elétron: a.sua carga total não se altera b.sua carga total ficará negativa c.sua carga total ficará positiva d.sua massa total diminuirá consideravelmente e. não se pode concluir nada a respeito de sua carga total 13. O átomo é constituído por uma parte central chamada ____________, onde estão localizados os _____________ (de carga elétrica positiva) e os ____________ (sem carga elétrica). Ao redor estão os ________________ (de carga elétrica ________________), e esta região é chamada ___________________. 14. Conceitue elemento químico. 15. Conceitue molécula. Dê exemplos. 16. De que é formada uma substância? 17. O que são substâncias simples e substâncias compostas?Dê exemplos. 18. Quais são os três estados físicos da matéria? 19. Defina ponto de fusão e ponto de ebulição? 20. Analise a tabela abaixo e indique as substâncias que fervem Substância numa temperatura superior ao ponto de ebulição da água. Ácido pentanóico

PE (°C) 102,13

Benzeno

78,12

Benzofenona

197,24

Glicerol

92,11

Propanona

58,08

21. O que é uma mistura e qual a diferença entre misturas homogênea e heterogênea? 23

22. O que é solução, solvente e soluto? Dê exemplos. 23. Qual a constituição do ar que respiramos? Ele é uma substância pura ou uma mistura? 24. Considere os sistemas abaixo relacionados e indique se são substâncias puras, misturas homogêneas ou misturas heterogêneas: a) b) c) d) e) f) g) h) i) j)

álcool comum: ar poluído: água: água do mar: diamante: cordão de ouro: aço: grafite: gasolina: água mineral:

25. Qual o número de fases de uma mistura constituída por: a) água, sal de cozinha e óleo: b) água líquida e gelo: c) gasolina e álcool: d) gasolina e água: e) Enxofre e carvão: 26. Dê dois exemplos de separação de misturas homogênea e heterogênea. Especifique com que e para que são utilizados.

Pesquisar... sobremétodos de separação no tratamento da água! _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________

UNIDADE II 24

2 TABELA PERIÓDICA 2.1 HISTÓRICO DA CONSTRUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA A Tabela Periódica é a forma mais coerente de organização dos elementos químicos onde são observadas as semelhanças entre suas propriedades físicas e químicas. Ao longo dos tempos vários cientistas tentaram organizar os elementos conhecidos e até mesmo prever a existência de outros. Veja o histórico das diferentes organizações da tabela periódica: Lista de elementos químicos pelas massas:  John Dalton(início do século XIX): Químico Inglês que primeiramente, baseado em evidências experimentais, retomou a ideia dos filósofos gregos propondo o primeiro modelo atómico científicopreparando uma lista de elementos químicos pelas massas, embora com valores errados. Lei das tríades:  J. W. Dobereiner (em 1817): cientista Alemão, em grande parte autodidata, registrou que certos elementos tinham uma progressão nos valores de suas massas lançando uma ideia conhecida como "lei das tríades", por agrupar os elementos de três em três com base em certas semelhanças. Na época seuconceito foi rejeitado por colegas devido ser limitada a poucos elementos até então conhecidos. Parafuso telúrico:  Alexander Chancoutois (em 1862): cientista Francês que lançou a ideia do"parafuso telúrico" que constituía em uma superfície cilíndrica com linhas inclinadas em 45⁰ e distribuía ao longo das linhas os elementos por ordem crescente de massas atômicas. lei das oitavas:  John Newlands(em 1864): químico Inglês que lançou uma ideia conhecida por"lei das oitavas"quedistribuía os elementos em ordem crescente de massas atômicas onde havia repetição de sete em sete grupos, como na escala musical. Lei periódica dos elementos:  DemitriIvanovitch Mendeleev(em 1869): químico Russo que laçou a Ideia da "lei periódica dos elementos",sendo a base da classificação moderna, organizava os elementos em ordem crescente de massas atômicas formando oito colunas denominadas grupos e doze fileiras horizontais denominadas séries. Carga nuclear (número atômico):

25

 Hennry Moseley(em 1913): cientista Inglês que estabeleceu o conceito da "carga nuclear(número atômico)" como sendo a verdadeira identidade de um elemento químico. Devido a este novo conceito,ocorreu a organizações da tabela periódica, ficando mais parecida com a atual tabela dos elementos químicos. Muitos químicos no século IX tentaram construir uma tabela que funcionasse bem, mas foi somente em 1869 que o químico russo DimitriMedeleiev conseguiu organizar uma tabela semelhante á atual. À medida que novos elementos passavam a ser conhecidos, a tabela ai aumentando, até chegar ao espeto atual. 2.2 A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA MODERNA Na classificação periódica moderna, os elementos são colocados em ordem crescente de seus números atômicos. Nas filas verticais, denominadas grupos ou famílias, ficam os elementos semelhantes. Os elementos não semelhantes pertencem a várias famílias, ficam reunidos nas colunas horizontais, que recebe o nome de períodos. A tabela periódica apresenta 18 famílias e 7 períodos. Os grupos, ou famílias da Tabela periódica, são constituídos da seguinte forma:          

1ª família: Grupo dos metais alcalinos (com exceção do Hidrogênio). 2ª família: Grupo dos metais alcalino-terrosos. 3ª a 12ª Grupos: Chamam-se metais de transição. 13ª família: É designado por família do Boro. 14ª família: É designado por família do Carbono. 15ª família: É designado por família do Azoto. 16ª família: É designado por família dos Calcogéneos. 17ª família: É designado, usualmente, por família dos Halogéneos. 18ª família: Conhecido por família dos gases raros, gases inertes ou ainda gases nobres. As duas últimas linhas da tabela periódica são também designadas por família dos lantanídeos e dos actinídeos.

São classificados de acordo com suas propriedades físicas: Metais: bons condutores de calor e eletricidade por apresentar poucos elétrons na camada de valência, necessitando realizar ligação com outros elementos para ficarem estáveis; sólidos em temperatura ambiente, com exceção do mercúrio que é líquido; elevados ponto de fusão e ebulição (possuem todas as propriedades metálicas, como o brilho característico, tipo de ligação, etc); Metais alcalinos: possuem um elétron na camada de valência ou no nosubnível (s) mais energético. São chamados de alcalinos porque, ao reagirem com água, formam bases alcalinas com características opostas às dos ácidos; Metais alcalinos-terrosos: possuem dois elétrons na última camada e no subnível (s), mais energético. Apresentam propriedades características dos alcalinos. Seus elementos formam compostos insolúveis em água e com pontos de fusão bastante elevados; Metais de transição: localizados no centro da tabela. Utilizados em ligas metálicas, proporcionam maior dureza que outros metais. Esses elementos apresentam seus elétrons mais energéticos no subnível (d);

26

Saiba mais: O Hidrogênio (H-1), embora apareça na coluna 1A, não é um metal alcalino. Aliás, o Hidrogênio é tão diferente de todos os demais elementos químicos que, em algumas classificações, preferese colocá-lo fora da Tabela Periódica.

Não-metais ou Ametais: maus condutores de calor e eletricidade, exceto o Carbono na forma de grafite. Na sua maioria possuem ponto de fusão e ebulição baixos. Sólidos, líquidos ou gasosos na temperatura ambiente; Semi-metais ou Metalóides: apresentam propriedades de metais e ametais. Possuem pouca tendência a perder elétrons e formar cristais como os metais. Gases nobres: apresentam reatividade muito pequena, sendo considerados inertes até pouco tempo atrás (gases que, por possuírem o último nível de valência completo, não são capazes de estabelecerem ligações químicas com outros elementos, exceto em casos especiais).

Figura 33. Classificações da tabela periódica. Fonte: Disponível em (modificado – Equipe Cia. de Ensinos)

2.3 ELEMENTOS QUÍMICOS E SEUS SÍMBOLOS Já sabemos que o elemento químico é um conjunto de átomo caracterizado por um determinado número atômico. Atualmente existem 118 elementos químicos. A cada um desses elementos correspondem um símbolo e um número atômico.

27

Figura 34. Características da tabela periódica. Fonte: Disponível em

Obs. Os símbolos são representados com letras maiúsculas ou com maiúscula seguido de minúscula. Alguns símbolos derivam de nomes primitivos de elementos: Potássio – K (Kalium); Au (Aurum); Sódio (Natrium). 2.3.1Número Atômico e Massa Atômica Número atômico (z):é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo. Num átomo normal, cuja carga elétrica é zero, o número de prótons é igual ao número de elétrons. Quando se diz que o átomo de sódio (Na) tem número atômico 11, isso quer dizer que, no núcleo desse átomo, existem 11 prótons e, consequentemente, existem 11 elétrons na eletrosfera. Número de massa(A): é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existentes no átomo. Portanto: A=Z+N É o número de massa que nos informa se um átomo tem massa maior do que outro átomo. O peso do elétron é aproximadamente 1840 vezes mais leve que o próton ou nêutron, sendo assim, é desprezível. Elemento químico:como o elemento químico é um conjunto de átomo caracterizado por um determinado número atômico. Dessa forma, o número atômico é muito importante, pois identifica o elemento químico. Assim, quando falamos no elemento químico sódio, estamos falando dos átomos com número atômico 11. Outros exemplos: • o número atômico 17 identifica os átomos de Cloro; 28

• o número atômico 26 identifica os átomos de Ferro; etc. A notação geral de um átomo é:

Por exemplo:³⁵Cl 17 ou ₁₇Cl³⁵ indica um átomo de cloro que possui 17 prótons e 18 nêutrons no núcleo. Seu número de massa é 35, pois 17 + 18 = 35. Determinação das partículas de um átomo: Para determinar a quantidade de prótons e de elétrons basta observar o valor de (Z) expresso no canto inferior do átomo, esse valor indicará essas partículas. Na determinação da quantidade de nêutrons (n) basta subtrairmos o número acima (A) pelo número de baixo (Z), poisA – Z = n.

Você já deve ter ouvido falar de Íons!Quando um átomo apresenta prótons e elétrons em igual quantidade dizemos que esse átomo está eletricamente neutro. No entanto átomos podem perder ou ganhar elétrons em determinada circunstância, deixando de estar eletricamente neutralizado e transforma-se em íon, recebendo o nome de íon ânion ou íon cátion. Íon Ânion: átomo com carga negativa (átomo que recebeu elétron). Exemplos: F⁻¹; O⁻²; N⁻³ Íon Cátion: átomo com carga positiva (átomo que perdeu elétron). Exemplos: Na⁺¹; Mg⁺²; Al⁺³

29

Isso leva a refletir que nos íons a quantidade de prótons será a mesma, no entanto, a quantidade de elétrons será sempre diferente da de prótons. 2.3.2 Isótopos, Isóbaros e Isótonos Examinando o número atômico (Z), o número de nêutrons (N) e o número de massa (A) de diferentes átomos, podemos encontrar conjuntos de átomos com um ou outro número igual. A partir daí surgiram alguns novos conceitos que agora passamos a definir: Isótopos: são átomos com mesmo número de prótons (Z) e diferente número de massa (A).

Conclui-se, facilmente, que os isótopos são átomos do mesmo elemento químico que possuem diferentes números de nêutrons, resultando daí em números de massa diferentes. Cada isótopo é também chamado de nuclídeo.

Figura 35. Isótopos de Carbono. Fonte: Disponível em

Vejamos sobre os isótopos de Hidrogênio.   

O Hidrogênio1 ou prótio é o mais comum. Na natureza 99,983% dos isótopos do Hidrogênio são desse tipo. O Hidrogênio2 é chamado de deutério e sua ocorrência é em torno de 0,017%. Com esse isótopo são construídas as bombas de Hidrogênio (bombas de H). O Hidrogênio3 é denominado trítio e ocorre em quantidades insignificantes.

Isóbaros:são átomos com o mesmo número de massa (A) e diferentes números atômicos (Z). São átomos, portanto, de elementos diferentes.

Isótonos:são átomos com diferentes números atômicos (Z) e diferentes números de massa (A), mas com o mesmo número de nêutrons.Os isótonos têm propriedades físicas e químicas diferentes.

O átomo de cloro tem: N = A - Z = 37 - 17 = 20 ⇒N = 20 nêutrons O átomo de cálcio tem: N = A -Z = 40 - 20 = 20 ⇒N = 20 nêutrons 30

27. O que é número atômico e número de massa? 28. Defina Íon Ânion e Íon Cátion. Dê exemplo. 29. Para os elementos abaixo, diga qual é o número atômico (Z), número de massa (A) e número de elétrons (E): a.C b.Au c.Cr d.O e. N f.C g.Al 30. Para os elementos químicos do exercício inferior (29), determine o número de prótons e elétrons de cada um. 31. Defina Isótopos, Isóbaros e Isótonos. 32. X é isótopo de ₂₀Ca⁴⁰ e isótono de ₁₉K³⁹. Portanto, o seu número de massa é igual a: a)

41

b)

40

c)

39

d)

42

e)

20

Pesquisar... sobre o isótopo trítio: suas aplicações e prejuízo ao meio ambiente! _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ 31

UNIDADE III 3 OS ESTADOS ENERGÉTICOS DOS ELÉTRONS 3.1 NÚMEROS QUÂNTICOS Devido às dificuldades expostas pelos modelos atômicos apresentados até o ano de 1923, os cientistas preferem, atualmente, identificar os elétrons por seu conteúdo de energia. Por meio de cálculos matemáticos, chegou-se à conclusão de que os elétrons se dispõem ao redor do núcleo atômico, de acordo com o diagrama energético. Número quântico principal (n): indica o nível de energia ou camada em que se encontra o elétron. CAMADAS

K

L

M

N

O

P

Q

n

1

2

3

4

5

6

7

Quantidadede elétrons

2

8

18

32

32

18

2

Número quântico secundário (l): refere-se ao estudo dos subníveis. Cada nível é constituído por um ou mais subníveis caracterizado pelas letras s, p, d e f. Subníveis

l

Nº máximo de elétrons

s p d f

0 1 2 3

2 6 10 14

Diagrama de distribuição eletrônica ou diagrama energético: Comumente atribui-se ao cientista americano L. Pauling a construção de um diagrama de distribuição eletrônica seguindo a ordem crescente de energia dos subníveis de um átomo:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…

É nessa ordem que os subníveis são preenchidos. Para obter essa ordem basta seguir as diagonais no Diagrama de Pauling ao lado:

Figura 36.Diagrama de Pauling. Fonte: Disponível em

Construção do diagrama energético:  

determine através do número atômico (Z) a quantidade de elétrons a serem distribuídos; distribua os elétrons de cima para baixo da diagonal, respeitando a ordem crescente de energia dos subníveis; 32

 

coloque o número máximo de elétrons em cada subnível deixando para o último subnível o que resta para totalizar os elétrons do átomo; some os elétrons distribuídos para não ultrapassar o valor do número atômico.

Veja alguns exemplos:

Ainda, para o elemento Ferro (Z = 26):

3.2 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NOS ORBITAIS Os orbitais são regiões na eletrosfera do átomo em que é máxima a probabilidade de se encontrar o elétron. Os orbitais são representados por nuvens eletrônicas e são diferentes para cada tipo de ligação, assim, para uma ligação do tipo (s) temos um orbital esférico; e para uma ligação (p), temos um orbital na forma de duplo ovoide. Para o orbital de tipo (d), há três possibilidades, pois existem três orientações espaciais possíveis (x, y, z). Veja o exemplo abaixo:

Figura 37.Representação de nuvens eletrônicas para ligações tipo (s), (p) e (d). Fonte: Disponível em

33

Esses orbitais são representados graficamente por :

Figura 38. Exemplo de representação gráfica para nuvens eletrônicas de ligações tipo (s) e (p). Fonte: Disponível em

Segundo o Princípio de Exclusão de Pauling, em cada orbital cabem no máximo dois elétrons. Para os orbitais que não possuem os dois elétrons, dizemos que estão incompletos e que são elétrons isolados ou desemparelhados. Além disso, ao se preencher os orbitais, isto é, fazer a distribuição eletrônica, isso deve ser feito segundo a Regra de Hund ou Regra de máxima multiplicidade, que diz que esse preenchimento deve ser feito de um modo que se obtenha o maior número possível de orbitais desemparelhados. Nesse preenchimento, normalmente se simboliza cada elétron por uma seta (voltada para cima ou para baixo) com o sentido de acordo com o spin do elétron. Finalmente, cálculos matemáticos provaram que um orbital comporta no máximo dois elétrons. No entanto, surge uma dúvida: se os elétrons são negativos, por que não se repelem e se afastam? A explicação é a seguinte: os elétrons podem girar no mesmo sentido ou em sentidos opostos, criando campos magnéticos que os repelem ou os atraem. Essa rotação é conhecida como spin. Em termos simples, isso significa que ao preenchermos os orbitais, primeiro devemos preencher todos eles com apenas uma seta cada um, sendo que todas estarão voltadas para o mesmo sentido e, se ainda houver mais elétrons, continua-se preenchendo os orbitais com setas no outro sentido. Por exemplo, o Hidrogênio (H) é o elemento mais simples, pois possui apenas um elétron, portanto ele só possui um orbital do tipo p com um elétron, que é representado da seguinte forma:

1H

– 1s¹

↑

Já o Hélio possui dois elétrons; assim, para ele, temos: 2He

– 1s² ↑↓

A seguir um exemplo com mais elétrons: 8O

– 1s² 2s² 2p⁴

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑

34

Nesse último caso é possível verificar que a distribuição eletrônica é feita primeiro preenchendo todos os orbitais com apenas um elétron cada um, num mesmo sentido (veja que todas as setas estão para cima), sendo assim, só depois que todos os orbitais foram preenchidos com um elétron é que se preenche com o outro elétron. Desse modo: A atração magnética entre os dois elétrons contrabalança a repulsão elétrica entre eles. Número quântico magnético (m): relaciona-se com os orbitais. Orbital é uma região que envolve o núcleo, onde a probabilidade de encontrarmos elétrons é maior. Cada subnível possui uma quantidade fixa de orbitais e cada orbital recebe designação numérica, que é dada pela relação:

Nº de orbitais = (2l + 1)

Vamos calcular o número de orbitais por subníveis: Subnível

l

Nº de orbitais (2l + 1)

s p d f

0 1 2 3

2x0+1=1 2x1+1=3 2x2+1=5 2x3+1=7

Os valores que o número quântico magnético (m) assume são dados pela expressão: m = - l...... 0 ...... + l Onde cada valor de m corresponde a uma orbital. Representamos cada orbital por um quadrado ( ), e assim teremos: Subnível

l

Nº de orbitais (2l + 1)

m = -l .... 0 …. + l

Representação dos orbitais

s

0

2x0+1=1

0

0

p

1

2x1+1=3

-1, 0, +1

d

2

2x2+1=5

-2, -1, 0, +1, +2

f

3

2x3+1=7

-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

-3

-1

0

+1

-2

-1

0

+1

+2

-2

-1

0

+1

+2

+3

Dessa forma, os subníveis (“degraus”) s, p, d, f, contêm sucessivamente 1, 3, 5, 7 (sequência de números ímpares) orbitais. Os orbitais são identificados pelo chamado número quântico magnético (m). Num dado subnível, o orbital 35

central tem o número quântico magnético igual a zero; os orbitais da direita têm m = -1, -2, -3; os da esquerda têm m = +1, +2, +3, como está exemplificado acima.

33. Preencha as lacunas: A tabela periódica é organizada em sete ___________ e dezoito ____________. Os pesos atômicos são organizados em ordem ____________, do maior para o menor. Ela também é organizada em quatro propriedades físicas: ________, ________, ________ e ________. 34. Apresente os números quânticos para: ₁₇Cl, ₁₃Al, ₂₈Ni, ₅₈Ce. 35. A ordem decrescente de energia dos subníveis4d, 5f, 5s, 5p e 6s é: a. 6s 5p 5s 4f 4d; b. 5f 6s 5p 4d 5s; c. 5s 6s 5p 4d 4f; d. 5s 4d 5p 6s 4f; e. 4f4d 5p 6s 5s; 36. Um elétron na camada L poderá ter quais das séries de números quânticos abaixo? a. n = 0 l= 0 m = 0; b. n = 2 l= 0 m = 1; c. n = 2 l= 1 m = 1; d. n = 2 l= 2 m = 2; e. n = 3 l= 3 m = -3; 37. A afirmativa falsa é: a. O elétron 4p¹ é mais energético que o 3d¹; b. O Enxofre possui dois orbitais semicompletos; c. Os orbitais d possuem no máximo 14 elétrons; d. O subnível f possui no máximo 14 elétrons; e. Os subníveis s possuem l = 0. 38. Faça a distribuição eletrônica para o átomo de elemento químico de Z = 17 e indique os números quânticos do elétron mais energético. 39. Quais são os quatro números quânticos dos dois elétrons mais energéticos do átomo de Cálcio (Z = 20)?

36

UNIDADE IV 4 LIGAÇÕES QUÍMICAS Ligações químicas são associações existentes entre átomos iguais ou diferentes. Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a estabilidade química. No caso dos gases nobres, já se apresentam com estabilidade química. Veja por quê:    

Gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados; Não necessitam de ligações químicas entre seus átomos, pois são consideradas quimicamente estáveis por natureza; Somente eles apresentavam oito elétrons na camada de valência (camada mais externa da distribuição eletrônica). Exceto o elemento químico Hélio com dois elétrons na camada de valência. Outros elementos químicos são instável e adquire estabilidade através de ligações químicas, cuja natureza vai depender da sua configuração eletrônica (distribuição eletrônica);

Esta constatação foi proposta em 1916 pelos cientistas Kossel, Lewis e Langmer dando origem a Teoria do Octeto. Teoria do Octeto: todos os elementos buscam formas de adquirir configurações eletrônicas (distribuição eletrônica) iguais às dos gases nobres para conseguir estabilidade química, ou seja, os átomos dos elementos precisam ligar-se uns aos outros na tentativa de completar a sua camada de valência com oito elétrons. Sendo assim, o átomo é considerado estável quando apresenta 8 elétrons em sua última camada da eletrosfera. Então, para os elementos químicos que não apresentam estabilidade química como os gases nobres são necessários que ocorram ligações entre diferentes elementos, que são:

4.1 LIGAÇÃO COVALENTE Nesta ligação os átomos compartilham elétrons para adquirirem a configuração dos gases nobres, ou seja, dois (no caso do Hidrogênio) ou oito elétrons na camada de valência de outros elementos. Os elementos que fazem parte desta ligação são os que apresentam 5 à 7 elétrons na camada de valência, no caso dos não-metais e semi-metais. Ex.: GásOxigênio (O2)

Forma eletrônica

O Para ficar com estabilidade química, por exemplo, terá que se ligar a outro elemento Oxigênio. De maneira que ambos estão compartilhando um par de elétrons. Veja outros exemplos ao lado: 37

Podemos utilizar três tipos de fórmula para representar as ligações covalentes:

4.2 LIGAÇÃO IÔNICA Outra forma de um elemento químico adquirir estabilidade química é um átomo perder elétron e o outro receber. Essa ligação ocorre quando:    

Um elemento metálico reagir com um ametálico; Metais que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada se unem com não-metais que possuem 5, 6 ou 7 elétrons na camada de valência. Os metais doam seus elétrons da última camada, que serão recebidos pelos ametais; Após a doação e recebimento de elétrons os ametais se transformam em cátions (+) e os ametais em ânion (). O doador torna-se eletropositivo e o receptor eletronegativo.

Eletronegativo: tendência que um átomo possui de atrair elétrons, ficando com carga mais negativa (eletrosfera). Eletropositivo: os átomos doam elétrons, ficando com maior carga positiva (núcleo).

Elétrons Prótons Nêutrons Eletrosfera

Núcleo Figura 39. Características das estruturas dos átomos. Fonte: Disponível em (Modificado – Equipe Cia. De Ensino).

Veja o exemplo de ligação iônica para formar a moléculaCloreto de sódio (NaCl ) Cloro (Cl) e o Sódio (Na): Propriedade dos átomos de cloro (Cl) e o sódio (Na):

38

Quando o átomo é neutro eletricamente Z = p = e, logo o cloro (Cl) possui: Nº atômico (Z): 17 Prótons (p): 17 Elétrons (e): 17 K=2 L=8 M=7

Quando o átomo é neutro eletricamente Z = p = e, logo o cloro (Na) possui: Nº atômico (Z): 11 Prótons (p): 11 Elétrons (e): 11 K=2 L=8 M=1

Outra forma de representar a ligação iônica: Forma eletrônica

O NaClé um composto iônico, exemplo de estrutura cristalina, cujo o nome popular é sal de cozinha. Esse sal é formado por um aglomerado de íons positivos e negativos, formando uma estrutura cristalina cúbica de face 39

centrada. Nesse cristal os íons Cl-ocupam os vértices e as faces centradas de um cubo e os íons Na+ ocupam o corpo e o centro dos cristais.

Figura 40. Exemplo de estrutura cristalina (NaCl). Fonte: Disponível em

No exemplo abaixo podemos perceber que os dois Potássio (K) estão doando o único elétron presente na sua camada de valência para o Enxofre (S) que apresentavamseis elétrons na última camada, ficando com oito elétrons, ou seja, adquirindo estabilidade. Os dois Potássio (K), com a doação, também se tornaram estáveiscom oito elétrons na camada de valência.

Figura 41. Exemplo de ligação iônica. Fonte: Disponível em

40

4.3 LIGAÇÃO METÁLICA A grande maioria dos metais já identificados possui propriedades físico-químicas bem semelhantes: facilidade em perder elétrons (frente ao seu ganho, em geral), elevados pontos de fusão e ebulição, boa condutividade elétrica e térmica, brilho característico.

Boa parte dessas propriedades são frutos da interação entre os átomos na rede cristalina (forma geometricamente ordenada) que compõe o metal: observa-se que há um mesmo tipo de ligação entre átomos, que se repete ao longo da rede. Assim, é definida a ligação metálica.

Figura 42. Exemplo de ligação metálica. Fonte: Disponível em

4.3.1 Aspectos da Ligação Metálica Os cátions de um metal encontram-se unidos por um “mar” de elétrons vizinhos: eles recobrem toda a superfície do metal, por isso a corrente elétrica pode ser transmitida sem muita resistência. Por exemplo, os elétrons de uma barra de cobre possuem certa mobilidade. Assim, se for aplicado uma diferença de potencial em um dos lados dessa barra, certamente haverá condução de corrente elétrica e se uma das pontas for aquecida, também haverá condução de calor (a outra ponta também aumentará de temperatura, gradativamente). A transmissão de calor dá-se obedecendo a um gradiente de energia: ao aquecermos uma parte de uma barra de metal, aumentamos a energia dos cátions mais próximos a fonte (já que começam a oscilar com mais intensidade); e, como os elétrons encontram-se móveis ao redor dos cátions internos, adquirem maior velocidade por se chocarem com estes. A partir daí, com a colisão contra outros cátions mais lentos (mais afastados da fonte) há transferência de parte dessa energia adquirida pela nova velocidade alcançada e, portanto, é verificada macroscopicamente a efetiva transmissão de calor.

40. Defina a “Teoria do Octeto”? 41. Represente as ligações covalentes entre os elementos químicos das moléculas abaixo através de suas fórmulas eletrônicas: a) 6C1H4 Metano

b) 17Cl2 Gás Cloro

41

c)1H17Cl Gás Clorídrico

d) 6C8O2 Gás Carbônico

42. Represente as ligações iônicas entre os elementos químicos das moléculas abaixo através de suas fórmulas eletrônicas: a) 11Na17Cl Cloreto de Sódio

b)12Mg17Cl2 Cloreto de Magnésio

c)13Al9F3 Fluoreto de Alumínio

43. Defina ligação metálica.

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UNIDADE V 5 REAÇÕES QUÍMICAS Reações químicas são as transformações de uma ou várias substâncias em relação a seu estado inicial (reagentes), dando origem a compostos diferentes, que aparecem com outras características no estado final (produtos). No nosso cotidiano, há muitas reações químicas envolvidas, como por exemplo, no preparo de alimentos, a própria digestão destes alimentos no nosso organismo, a combustão nos automóveis, o aparecimento da ferrugem, a fabricação de remédios, etc. Reação Química é um fenômeno onde os átomos permanecem intactos. Durante as reações, as moléculas iniciais são "desmontadas" e os seus átomos são reaproveitados para "montar" novas moléculas.

Reagentes (1° membro) – são as substâncias que estão no início da reação. São as que irão reagir sofrer a transformação. Produtos (2° membro) – são as substâncias resultantes da reação química. Para representar a reação química, utiliza-se uma seta apontando para o lado direito, indicando a transformação e são utilizados alguns símbolos indicando as condições nas quais a reação deve ocorrer. ∆ - calor aq – aquoso ( em água) cat – catalisador λ – energia luminosa

Em cada substância pode haver os seguintes símbolos: ↑ - desprendimento de gás ↓ - precipitação de um sólido

Nas equações químicas, as substâncias podem aparecer com seus estados físicos: (s) – sólido (l) – líquido 43

(g) – gasoso

5.1 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS Em uma reação química, a estrutura dos átomos, enquanto elementos químicos ficam inalterados. Os átomos de um elemento não se transformam em átomos de outro elemento. Também não há perda ou criação de átomos novos (Lei de Lavoisier). O número de átomos dos reagentes deve ser igual ao número de átomos dos produtos. Quando isso acontece, dizemos que a equação química está balanceada. Exemplo de equação balanceada C + O2 →CO2 Exemplo de equação química não balanceada H2 + O2 →H2O Observe que na 1ª equação há um Carbono e no reagente e um Carbono no produto. Também há dois Oxigênio no reagente e dois no produto. A equação está corretamente balanceada. Na 2ª equação, há dois Hidrogênios no reagente e dois Hidrogênio no produto, porém há dois Oxigênio no reagente e apenas um no produto. Então, deve-se balancear esta equação. Há alguns métodos para balancear uma equação química. O mais fácil e simples é o Método das Tentativas. Para balancear a 2ª equação, podemos colocar o número 2 na frente do H2 e o número 2 na frente da H2O, assim: 2H2 + O2 → 2H2O O número de átomos, por exemplo, deve ser mantido sempre. Para esse número damos o nome de índice. O número que poderá ser colocado na frente do átomo é o coeficiente, no caso, também 2. Então temos agora 4Hidrogênio no reagente e 4 Hidrogêniono produto. Também 2 Oxigêniono reagente e 2 Oxigêniono produto. A reação agora está balanceada. Quando o coeficiente for 1, ele não precisa ser escrito.

VELOCIDADE DAS REAÇÕES: as reações químicas não ocorrem com a mesma velocidade.Umas são mais rápidas, outras são bem lentas. A reação entre bicarbonato de sódio, por exemplo, e vinagre, é rápida. Basta os reagentes entrarem em contato para que ela ocorra. Já a reação que ocorre entre Ferro, Oxigênio e água, formando a ferrugem, é lenta. Alguns fatores podem alterar a velocidade das reações químicas.Numa reação entre um comprimido efervescente e água podemos acelerar a velocidade desta reação. Basta dividir o comprimido em pedaços iguais. Então quanto mais triturado, mais dividido, mais rápida é a reação. Este fator é a superfície de contato, que aumenta e faz com que a reação seja mais rápida. O mesmo acontece quanto à temperatura. Se colocarmos o comprimido efervescente em água fria e outro em água quente, observaremos que com a água quente a reação ocorre mais rápida. Então, o aumento da temperatura faz com que a velocidade da reação química aumente.

5.2 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS As reações químicas são classificadas em quatro tipos: 44

- síntese ou adição - análise ou decomposição - simples troca ou deslocamento - dupla troca

SÍNTESE OU ADIÇÃO: é a reação onde duas ou mais substâncias reagem para se transformar em uma. C + O2→ CO2 CaO + H2O → Ca(OH)2 ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO: é a reação onde uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estrutura mais simples. 2AgBr→ 2Ag + Br2 2Cu(NO3)2→ 2CuO + 4NO2 + O2

SIMPLES TROCA OU DESLOCAMENTO: é a reação onde uma substância simples troca de lugar com um elemento de uma substância composta, se transformando em uma nova substância simples. Zn + H2SO4→ZnSO4 + H2 Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu DUPLA TROCA: é a reação onde duas substâncias compostas reagem e trocam seus elementos, se transformando em duas substâncias também compostas. HCl + NaOH→NaCl + H2O FeS + 2HCl→ FeCl2 + H2S

5.3 MOL – A quantidade de matéria Massa molar (u): um único átomo ¹²C (Carbono) tem uma massa de 12u. Um único átomo de ²⁴Mg (Magnésio) tem umamassa de 24u, ou duas vezes a massa de um átomo ¹²C. Assim, um mol de átomos ²⁴Mg deveria ter a massa de duas vezes um mol de átomos ¹²C. Se um mol de átomos ¹²C tem massa 12 gramas (por definição), um mol de átomos ²⁴Mg tem massa de 24 gramas. Como vemos,o átomo ao lado tem: 6 prótons 6 elétrons 6 nêutrons A = Z + n, ou seja, A= 6 + 6(A = 12) Como o elétron praticamente não tem massa e a massa do próton é praticamente igual à do nêutron, temos no núcleo deste átomo 12 partículas com massa, 6 prótons e 6 nêutrons. Figura 43. Exemplo de átomo. Fonte: Disponível em

45

Unidade de massa atômica (u) é igual a 1/12 da massa de um átomo de isótopo de Carbono-12.

Átomo de C¹² (massa = 12 u) (u)

Figura 44. Representação de unidade de massa atômica igual a 1/2. Fonte: Gabriela Corrêa – Cia. De Ensino.

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

Exemplos: a) Uma molécula de H2O tem massa de 18,0 u; 1 mol de H 2O pesa 18,0 gramas; b) Um íon NaCl tem massa de 58,5 u; 1 mol de NaCl tem massa de 58,5 gramas; c) Suponha uma amostra de 1,5 mol de Cloreto de cálcio (CaCl2). A massa atômica do Ca = 40,078u. A massa atômica do Cl = 35,453u. Então, a massa de fórmula do CaCl2 = (40,078) + 2 x (35,453) = 110,984u, (este composto é iônico, assim não há nenhuma “massa/peso molecular”). Então, um mol de CaCl 2 tem uma massa de 110,984 gramas. Assim, 1,5 mol de CaCl 2 vale: (1,5 mol)x(110,984 gramas/mol) = 166,476 gramas d) Em uma amostra de 2,8 gramas de ouro, quantos átomos existem?   

A fórmula molecular do ouro é: Au. O Peso/Massa molecular do Au = 196,9665u. Então, 1 mol de ouro tem massa de 196,9665 gramas. Assim, em 2,8 gramas de ouro temos:

196,9665g –––––––––– 1 mol

2,8g –––––––––––––––– X

X=0,0142mol Necessário se faz entendermos estes números, pois à primeira vista eles sugerem a existência de prótons e/ou de nêutrons em pedaços no interior do átomo, e isto não acontece. Ocorre que os átomos dos elementos químicos em sua maioria, possuem isótopos, e cada um destes aparece na natureza com uma determinada frequência. 46

Para o magnésio, por exemplo, temos: Isótopo

Frequência aproximada (%)

₁₂Mg²⁴

79

₁₂Mg²⁴

10

₁₂Mg²⁶

11

Dessa forma, podemos calcular sua massa atômica, que é aquela existente nas tabelas de química, através da média ponderada das massas de seus isótopos.



Valores de MA arredondados.

5.4 MASSA MOLECULAR (MM) E MASSA FÓRMULA (MF) A massa molecular, como o próprio nome diz, indica a massa das moléculas, enquanto que para substâncias não moleculares a massa fórmula (MF). Como sabemos as substâncias compostas são formadas por no mínimo 2 átomos. Para obtermos a massa molecular e a massa fórmula devemos somar as massas de todos os átomos contidas na fórmula das substâncias. Para que possamos calcular a massa dos átomos existentes na fórmula de uma substância precisamos rever como funcionam os índices. Seja a fórmula molecular genérica:

AbBb Onde A e B representam elementos químicos e a e b representam, sob fórmula numérica, quantos átomos A e B temos. Lembre-se: quando a e b assumirem o valor 1 nós o omitiremos. Exemplos: Molécula de monóxido de Carbono (CO) Consultamos a tabela periódica e anotamos que C = 12 e O = 16. Logo: 47

₁₂C

₁₆O

1 (12) + 1 (16) = 12 + 16 = 28u

Molécula de ácido pirofosfórico (H₄P₂O₇) Na tabela, temos que H = 1, P = 31 e O = 16. Logo, a massa de uma molécula H₄P₂O₇ é:

4 (1) + 2 (31) + 7 (16) = 4+ 62+ 112 = 178u H P O Molécula do bromato de cálcio Ca(BrO₃)₂ Vamos ver quantos átomos temos nesta molécula:

Ca₁(Br₁O₃)₂ 1 átomo de Cálcio 2 átomos de Bromo (2 x 1) 6 átomos de Oxigênio (2 x 3)

Molécula do ferrocianeto de bismuto Bi₄[Fe(CN)₆]₃ Vamos ver quantos átomos temos nesta molécula:

Bi₄[Fe₁(C₁N₁)₆]₃ 4 átomos de Bismuto 3 átomos de Ferro (3 x 1) 18 átomos de Carbono (3 x 6 x 1) 18 átomos de Nitrogênio (3 x 6 x 1) Número de Avogadro – Conceito de mol: o número 6,02 x 10²³ é conhecido como sendo o “número de Avogadro” e posteriormente foi associado ao conceito de mol, sendo que 1 mol coincide com o número de Avogadro. Exemplos: 1 mol de átomos: 6,02 x 10²³ átomos 1 mol de moléculas: 6,02 x 10²³ moléculas 1 mol de íons: 6,02 x 10²³ íons 1 mol de partículas: 6,02 x 10²³ partículas 1 mol de canetas: 6,02 x 10²³ canetas 48

Quando expressamos em gramas as massas atômicas, as massas moleculares (para moléculas) e as massas fórmulas (fórmulas, íons ect.) das espécies consideradas, temos, nessa quantidade de matéria, 1 mol de unidades, ou seja 6,02 x 10²³ átomos, moléculas, íons, fórmulas, etc. que corresponde à massa molar da entidade em estudo. A massa molar (M) normalmente é expressa em (g/mol). Número de moles (N) É dado pela relação:

m = massa em gramas da substância em estudo. M = massa molar da substância (g/mol). Assim, em 45g de água (H₂O), teremos:

n = 45 e MH₂O nH₂O= 45 18 Logo: n = 2,5 moles de moléculas de água. Exercícios resolvidos: a) Calcula quantos átomos temos em 60g de cálcio. Ca = 40 u M = 1 mol = 40 g = 6,02 x 10²³ átomos Se em 40 g temos 6,02 x 10²³ átomos, em 60g teremos x átomos: X = 60 x 6,02 x 10²³ 40 X= 9,03 x 10²³ átomos

b) Calcule quantos átomos temos em 3 mols de ferro. Fe = 56 u Sabemos que 1 mol tem 6,02 x 10²³ átomos Logo, se 1 mol temos6,02 x 10²³ átomosem 3 mols teremos x átomos: X = 3 x 6,02 x 10²³ 1 X= 18,06 x 10²³ átomos 49

Obs. Neste problema não utilizamos a massa atômica do Fe. c) Calcule quantas moléculas temos em 72 g de água (H₂O) H = 1 u O = 16 u Mol da água = 2 (1) + 1 (16) = 2 + 16 = 18g M = mol da água = 18g = 6,02 x 10²³ moléculas Se em 18 g temos 6,02 x 10²³ moléculas, em 72 g teremos x moléculas: X = 72 x 6,02 x 10²³ 18 X= 24,08 x 10²³ átomos Volume molar dos gases em CNTP (condições normais de temperatura e pressão): Temperatura: 0 C ou 273 K (zero grau Celsius ou 273 Kelvin). Pressão:1atm = 760 mm Hg = 760 torr = 10⁵Pa (1 atmosfera ou 760 milímetros de mercúrio ou 760 Torricelli ou 10⁵Pascal. Após vários estudos com os gases, chegou-se à conclusão que: 1 mol de qualquer gás em CNTP ocupa 22,4 litros (L) Ou seja, para os gases em CNTP 1 mol = 22,4 L = 6,02 x 10²³ moléculas

Exercício resolvido: a) Calcule o volume ocupado por 56 gde nitrogênio (N₂) em CNTP. M do N₂ = 2 (14) = 28 g M do N₂ = 28 g = 1 mol = 22,4 L em CNTP Se 28 g ocupam 22,4 L 56 g ocuparão x L. X = 56 x 22,4 L 28 X= 44,8 L

Cinética Química: é o ramo das ciências que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam.

50

Fatores que influenciam a velocidade das reações: - Temperatura:observamos no nosso dia-a-dia que o cozimento dos alimentos ocorre mais rapidamente quando aumentamos a chama do bico de gás de um fogão. Aumentar a chama implica alterar a velocidade da reação do cozimento. Dessa forma, um aumento de temperatura acarreta um aumento da velocidade de reação. - Superfície de contato dos reagentes: um comprimido efervescente, como o Sonrisal, quando triturado dissolve-se mais rapidamente em água do que um comprimido inteiro. Isso acontece devido ao aumento da superfície de contato do comprimento reagindo com a água. Sendo assim, um aumento na superfície de contato aumenta a velocidade de reação. - Concentração de reagentes:uma amostra de palha de aço (“Bombril”) reage mais rapidamente com o ácido clorídrico concentrado do que com ácido clorídrico diluído. Então, quanto maior a concentração dos reagentes maior será a velocidade da reação. - Pressão:quando os participantes de uma reação são gasosos o aumento de pressão diminuirá o volume, intensificando as colisões das moléculas e consequentemente a velocidade da reação. - Luz: a fotossíntese é uma reação química que ocorre em presença de luz. Alguns medicamentos e substâncias são guardados em frascos escuros para que a luz não danifique seus componentes. Algumas reações químicas se processam mais rapidamente em presença de luz, como a decomposição da água oxigenada.

5.5 REAÇÕES NUCLEARES Química nuclear é a área da química que lida com materiais utilizados para fins nucleares, como o Urânio, e dá origem às reações nucleares que se tornaram mais conhecidas na humanidade durante a Segunda Guerra Mundial, com as explosões das bombas atômicas. A partir desses acontecimentos, reações nucleares são sempre motivos de destaque nos jornais, por estarem sempre envolvidas em guerras, contaminações e em grandes desastres. Mas não é só para prejudicar o homem que a Química Nuclear existe, ela também traz benefícios como a utilização para gerar energia substituinte à energia gerada por hidrelétricas, e tem aplicação na medicina, na agronomia, nas indústrias, etc. A energia nuclear está no núcleo dos átomos, nas forças que mantêm unidos os seus componentes – as partículas subatômicas. É libertada sob a forma de calor e energia eletromagnética pelas reações nucleares e explosões nucleares. Na medicina, ela é utilizada no tratamento de tumores cancerosos, na indústria a radioatividade é utilizada para obter energia nuclear e na ciência tem a finalidade de promover o estudo da organização atômica e molecular de outros elementos. As radiações apresentam-se em dois tipos: Radiação não-ionizantes: são ondas eletromagnéticas cuja espectro estende-se numa ampla faixa de comprimento de onda, que vão de 100 km a 10 nm. Podemos dizer, também, que é aquela cuja principal ação nos átomos ou moléculas de um sistema ou organismo é o aumento de sua energia interna ou excitação. Radiação ionizantes: é aquela cuja principal ação nos átomos ou moléculas de um sistema ou organismo é a ação ou quebra, provocando a ionização.

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Radiação não-ionizante

10 mm ou 10⁻⁸

Ultravioleta

100 mm ou 10 ⁻⁷ m

Visível

10⁻⁶ m ou 1 m

Infravermelha

10⁻³ m ou 1 mm

Microondas

1m

Radiofrequência

10⁵ m ou 100 Km

COMPRIMENTO DE ONDA Raios gama ( ) Raios beta (β) Raios X Raios alfa (α) Radiação ionizante

Sobre radiação ionizantes: Radiação alfa (α): trata-se de partículas com carga elétrica positiva e que possuíam massa. Hoje sabemos que a radiação alfa se trata na realidade de dois prótons e dois nêutrons (como o núcleo do átomo de hélio). Assim, é representada da seguinte forma: ²₄α²⁺. Quando essa radiação é emitida pelo núcleo, o átomo perde quatro unidades em seu número de massa (A = prótons + nêutrons) e duas unidades em seu número atômico (Z = prótons), conforme o esquema genérico e o exemplo: Quando uma molécula ou radical se ioniza (por perda ou recebimento de elétrons ou por quebra de suas ligações), ela pode começar a reagir de forma nociva no interior das células, provocando tumores malignos, mutações genéticas, anemias, etc.

X  ⁴₂α²⁺ + -2 -⁴Y Exemplo

₉₂²³⁸U ⁴₂α²⁺ + ₉₀²³⁴Th Seu poder de penetração é baixo (isto é, sua capacidade de atravessar materiais é pequena), sendo detido por uma camada de 7 cm de ar, ou por uma folha de papel ou chapa de alumínio de 0,06 mm. Portanto, essa radiação não é perigosa, sendo detida pela camada de células mortas da pele e podendo causar, no máximo, pequenas queimaduras. Radiação beta (β): partícula beta é um elétron emitido quando um nêutron do núcleo do átomo se desintegra, originando esse elétron, um neutrino e um próton. O próton é o único que permanece no núcleo – assim, quando o átomo emite uma radiação beta, seu número de massa permanece constante, mas seu número atômico aumenta uma unidade:

X  ⁰₋₁β + ₇¹⁴N

Exemplo

₆¹⁴C ⁰₋₁β + ₇¹⁴N 52

Seu poder de penetração é médio, podendo ser detido por uma chapa de chumbo de 2 mm ou de alumínio de 1 cm. Penetra até 2 cm da pele e causa danos sérios. Radiação gama ( ): é a única que não sofre desvios ao ser submetida a um campo eletromagnético. Isso significa que ela não é uma partícula, mas sim uma radiação eletromagnética sem carga e sem massa. Essa radiação é emitida na transmutação do núcleo, simultaneamente à emissão de partículas beta ou alfa. É representada pelo símbolo ₀⁰γ. Por ser uma onda eletromagnética, a emissão das radiações gama não altera o número atômico e nem o número de massa do átomo; assim, não há equações para representar essa emissão. É a que possui maior poder de penetração, podendo atravessar completamente o corpo e interagindo com as moléculas, gerando íons e radicais livres que prejudicam as células vivas e causam danos irreparáveis.

Figura 45. Exemplo de radiações ionizantes. Fonte: Disponível em ;

44. O que é reação química? Quais os principais tipos de reações químicas. 45. Calcula quantos átomos temos em 124 g de Fósforo. 46. Calcule quantos mols temos em 40 g de Bromo. 47. Calcule quantos mols temos em 80 g de hidróxido de sódio (NaOH). 48. Determine o número de mols de moléculas contidas em 12,6 g de água (H2O). 49. Quantas moléculas temos em 49 g de ácido sulfúrico (H2SO4)? 50. Qual a massa de 0,1 mol de carbonato de cálcio (CaCO3)? 51. Qual o volume ocupado por 20 g de trióxido de Enxofre (SO3) em CNTP? 52. Calcule o número de moléculas que existem em 89,6 L de Oxigênio (O2) em CNTP. 53

53. Qual a diferença entre radiação não-ionizante e radiação ionizante? 54. O que significa profundidade de penetração de uma onda eletromagnética em um dado meio? Como varia a profundidade de penetração com a frequência da onda eletromagnética?

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Módulo III FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA E FUNÇÕES DA QUÍMICA ORGÂNICA

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UNIDADE VI 6 FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA Na Química há a organização de grupos com características semelhantes que facilita nosso entendimento. Com o passar do tempo e com a descoberta de milhares de substâncias inorgânicas, os cientistas começaram a observar que alguns desses compostos podiam ser agrupados em famílias com propriedades semelhantes. Esses grupos são chamados de funções. Na Química Inorgânica as quatro funções principais são: ácidos, bases, sais e óxidos.

6.1 ÁCIDOS Ácido é toda substância que em água produz o cátion H+. Quando um ácido entra em contato com a água, ele se ioniza e libera H+. Exemplos: HCl + H2O → H+ + ClHF+ H2O → H+ + FH2SO4 →H+ + SO2Identifica-se um ácido com a presença de um H+ no lado esquerdo da fórmula. As principais características dos ácidos são: - sabor azedo (em geral tóxicos e corrosivos); - conduzem eletricidade em solução aquosa (em água); - mudam a cor de certas substâncias (indicadores ácido-base, que são substâncias orgânicas); - reagem com base formando sal e água.

HCl+ NaOH→NaCl+ H2O Utilidade - Ácido sulfúrico (H2SO4) – produto químico mais utilizado na indústria, por isso o consumo de ácido sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país. É corrosivo e muito solúvel em água. É usado em baterias de automóveis, na produção de fertilizantes, compostos orgânicos, na limpeza de metais e ligas metálicas (aço). - Ácido clorídrico (HCl) – é um dos componentes do suco gástrico do nosso estômago. O HCl puro é um gás muito corrosivo e tóxico. O HCl em solução aquosa é sufocante e corrosivo. É usado na limpeza de pisos e paredes de pedra ou azulejo. O ácido muriático é o ácido clorídrico impuro. - Ácido fluorídrico (HF) – é utilizado para a produção de alumínio, corrosão de vidros (em automóveis), decoração em objetos de vidro. É altamente corrosivo para a pele. 56

- Ácido nítrico (HNO3) – ácido tóxico e corrosivo. Utilizado na produção de fertilizantes e de compostos orgânicos. Classificação a) Presença de Oxigênio Ácidos sem Oxigênio – hidrácidos. Exemplos: HCl, HBr Ácidos com Oxigênio – oxiácidos. Exemplos: H2SO4, HNO3 b) Número de H+ Ionizáveis Monoácido: produz 1 H+ Exemplos: HCl, HNO3 Diácido: produz 2 H+ Exemplos: H2SO4,H2CO3 Triácido: produz 3 H+ Exemplos: H3PO4, H3BO3 Tetrácidos: produz 4H+ Exemplos: H4SiO4 Os poliácidos são ácidos com cinco ou mais H+ ionizáveis. c)Força ácida (grau de ionização) Facilidade com que os ácidos se ionizam em água e outros solventes, liberando o íon H+ que irá caracterizar o meio ácido. Segundo a liberação desses íons, a força ácida é determinada da seguinte maneira: Hidrácidos: a força ácida aumenta no sentido da seta:

HI

HBr

HCl

HF

H2 S

HCN

- Fortes: HI, HCl, HBr - Moderado: HF - Fraco: os demais hidrácidos Oxiácidos:a força é determinada pela diferença entre o número de Oxigênios e Hidrogênios. 57

Quantidade de Oxigênio + Quantidade de Hidrogênios HClO4 H2SO4 NHO3 H3PO4 HNO2 H3BO3 HClO

4 – 1= 3 4–2=2 3–1=2 4–1=1 2–1=1 3–3=0 1–1=0

Ácidos fortes

Ácidos semi-fortes Ácidos fracos

Nomenclatura dos ácidos a) Hidrácidos ÁCIDO + NOME DO ELEMENTO + ÍDRICO HCl– ácido clorídrico H2S – ácido sulfídrico b) Oxiácidos ÁCIDO + NOME DO ELEMENTO + OSO/ICO H2SO4 – ácido sulfúrico HNO3 – ácido nítrico H3PO4 – ácido fosfórico HClO3 – ácido clórico H2CO3 – ácido carbônico Todos os ácidos acima terminam em ICO. Eles servem como referência para dar nome aos demais oxiácidos. Se diminuirmos o número de Oxigênio destes ácidos, utilizamos a terminação OSO. Se diminuirmos dois Oxigênios, adicionamos HIPO antes do elemento mais a terminação OSO. Se aumentar o número de Oxigênio, colocamos o prefixo PER na frente do elemento. Veja os exemplos: H2SO5 – ácido persulfúrico H2SO4 – ácido sulfúrico H2SO3 – ácido sulfuroso H2SO2 – ácido hiposulfuroso 58

6.2 BASES Base é toda substância que em água produz o ânion OH- (hidroxila). Quando uma base entra em contato com água, ela se dissocia e libera OH-. Exemplos: NaOH + H2O ↔ Na+ + OHMg(OH)2 + H2O ↔ Mg2+ + 2OHAl(OH)3 + H2O ↔ Al3+ + 3OH-

Identifica-se uma base pela presença de OH- no lado direito da fórmula. As principais características das bases são: - sabor adstringente (sabor igual ao da banana verde que parece que “prende” a língua); - conduzem eletricidade em solução aquosa (em água); - mudam a cor de certas substâncias, os chamados indicadores ácido-base; -reagem com ácidos formando sal e água. Utilidades - Hidróxido de sódio (NaOH) – conhecida também como soda cáustica. É tóxico e corrosivo. Usado para desentupir pias. É muito usado na indústria química para preparar sabão e outros compostos orgânicos. - Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2) – usado como antiácido estomacal. É também chamado de leite de magnésia. - Hidróxido de cálcio – (Ca(OH)2) – chamado de cal hidratada, cal apagada ou cal extinta. Usada na construção civil para preparar argamassa e usado em pinturas. O hidróxido de cálcio em água é chamado de leite de cal ou água de cal. - Hidróxido de amônio (NH4OH) – em solução aquosa é conhecido como amoníaco ou amônia. Usado em limpeza doméstica, saponificações de gorduras e óleos. É tóxico e irritante aos olhos. Classificação a) Número de OH- dissociadas: Monobase: possui uma OHEx.: NaOH, NH4OH Dibase: possui dois OH59

Ex.: Mg(OH)2, Fe(OH)2 Tribase: possui três OHEx.: Al(OH)3, Fe(OH)3 Tetrabase: possui quatro OHEx.: Pb(OH)4, Sn(OH)4 b) Força Básica/Grau de Dissociação: Base Forte: tem grau de dissociação de quase 100%. São as bases dos metais alcalinos e alcalinos terrosos. Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2 Base Fraca: tem grau de dissociação inferior a 5%. São as demais bases, incluindo o Mg(OH)2 e NH4OH. c) Solubilidade em Água: Solúveis: bases dos metais alcalinos e o NH4OH. Ex.: KOH, NaOH, LiOH, NH4OH. Pouco solúveis: bases dos metais alcalinos terrosos. Ex.: Ba(OH)2, Ca(OH)2, Mg(OH)2. Insolúveis: demais bases. Ex.: Fe(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2 Nomenclatura das bases a) Elementos com um NOX/ Elementos com NOX fixo: HIDRÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTO NaOH (nox 1+) – hidróxido de sódio Mg(OH)2 (nox 2+) – hidróxido de magnésio Ca(OH)2 (nox 2+) – hidróxido de cálcio Numero de oxidação (NOX) é o número que mede a carga real ou aparente de uma espécie química na sua valência. b) Elementos com mais de um NOX/ Elementos com NOX variável: HIDRÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTO + OSO/ICO Ou ainda: HIDRÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTO + NÚMERO DO NOX EM ROMANO - O NOX maior fica com a terminação ICO e o NOX menor fica com a terminação OSO. 60

Exemplos: Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III

6.3 ÓXIDOS Óxido é toda substância formada por Oxigênio e mais outro elemento. Formam compostos binários, ou seja, só possuem dois elementos na sua fórmula química. Exemplos: Na2O, MgO, Al2O3, FeO. Água – H2O

Magnetita - Fe3O4 Figura 46. Exemplo de Óxidos. Fonte: Disponível em ;

Identificam-se os óxidos como composto binário sendo o Oxigênio o elemento mais eletronegativo e do lado direito da fórmula. Portanto, não existe um óxido com flúor. Utilidades - Óxido de cálcio (CaO) – sólido branco usado na construção civil para fabricar cimento, tijolo, cerâmicas. Age como fungicida e bactericida. Na agricultura, para corrigir a acidez do solo, pode ser chamado de cal viva ou cal virgem. - Dióxido de carbono (CO2) – é o gás carbônico obtido como subproduto de várias reações industriais. Usado em refrigerantes e quando sólido é conhecido como gelo-seco. Participa da fotossíntese das plantas. - Óxido de hidrogênio (H2O) – é a água. Óxido mais importante do planeta. Toda a forma de vida na Terra está associada a este óxido. - Óxido de zinco (ZnO) – é um pó branco (alvaiade) usado em pinturas do rosto de palhaços. Usado também como protetor solar. - Peróxido de Hidrogênio (H2O2) – chamada de água oxigenada, é um peróxido que se decompõe rapidamente. É usado como bactericida e para branqueamento de cabelos, fibras e papel. Classificação a) Óxidos Básicos: reagem com água para formar bases ou reagem com ácidos formando sal e água. Na2O+ H2O →2NaOH 2Na2O + 2HCl→ 2NaCl + H2O 61

São sólidos iônicos. Metais alcalinos e alcalinos terrosos reagem com a água. Estes metais tem NOX 1+, 2+ e 3+. b) Óxidos Ácidos: reagem com água para formar ácido ou reagem com base formando sal e água. SO3 + H2O → H2SO4 SO3 + 2NaOH→ Na2SO4 + H2O São formados por Oxigênio e não-metais ou metais com NOX elevado. c) Óxidos Anfóteros: comportam-se como óxidos básicos e também como óxidos ácidos. Só reagem com ácido forte ou base forte. ZnO + HCl→ ZnCl2 + H2O ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O São, em geral, sólidos iônicos, insolúveis em água. Podem ser formados por: Zn, Pb, Sn, As, Sb. d) Óxidos neutros: não reagem com água, nem com ácido e nem com base. Exemplos: CO, N2O, NO. São gases e moleculares, formados por não-metais. e) Peróxidos: reagem com água ou com ácido diluído formando água oxigenada (H2O2). Na2O2 + 2H2O →2NaOH + H2O2 Na2O2 + H2SO4→ Na2 SO4 + H2O2 Na2O2 – peróxido de sódio H2O2 – peróxido de Hidrogênio Nomenclatura dos Óxidos a) Óxidos com NOX fixo:em geral, metais alcalinos e alcalinos terrosos. ÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTO Na2O – óxido de sódio CaO – óxido de cálcio b) Óxidos com NOX variável: ÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTO + ICO/OSO ICO – NOX maior OSO – NOX menor 62

Fe2O3 – (Fe com nox 3+) – óxido férrico FeO – (Fe com nox 2+) – óxido ferroso Pode-se usar também número romano indicando o nox do metal. Fe2O3 – óxido de Ferro III FeO2 – óxido de ferro II Pode-se usar, ainda, a nomenclatura que indica o número de átomo de Oxigênio e o número de átomos do elemento. Usa-se esta forma para dar nome aos óxidos ácidos.

DI

+

MONO ÓXIDO DE TRI

+

DI

+

MONO NOME DO ELEMENTO TRI

Exemplos: CO – monóxido de carbono CO2 – dióxido de carbono SO3 – trióxido de enxofre N2O3 – trióxido de dinitrogênio

6.4 SAIS É toda substância que em água produz um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-. Os sais são formados a partir da reação de um ácido com uma base, que é a reação de neutralização, formando também água. Exemplos: H Cl + NaOH→NaCl + H2O

As principais características são: - conduzem eletricidade quando estão na fase líquida (fundidos) ou em solução aquosa, porque nestes casos há elétrons livres; - geralmente são sólidos à temperatura e pressão ambiente (25°C e 1atm).

63

Utilidades - Cloreto de sódio (NaCl) – é obtido da água do mar e utilizado na alimentação como sal de cozinha e na conservação de carnes. Na indústria, é usado para a produção de soda cáustica e gás cloro. - Carbonato de sódio (Na2CO3) – também chamado de soda ou barrilha. Usado para a fabricação de vidro, sabão, corantes e no tratamento de água de piscina. - Carbonato de Cálcio (CaCO3) – na natureza, é encontrado na forma de mármore, calcário e calcita. Forma as estalactites e as estalagmites das cavernas. Usado na produção de cimento e de cal virgem (CaO). Reduz a acidez do solo. Mármore

Estalactite e estalagmite em cavernas

Figura 47. Exemplo de Carbonato de Cálcio. Fonte: Disponível em ;

- Hipoclorito de sódio (NaOCl) – usado como anti-séptico e alvejante (clareamento de roupas). Nomenclatura dos sais O nome do sal é formado a partir do nome do ácido que o originou: Assim: ÁCIDO ÍDRICO ICO OSO

SAL ETO ATO ITO

Nome do Sal: NOME DO ÂNION DO ÁCIDO DE ORIGEM + ETO/ATO/ITO + DE + NOME DO CÁTION DA BASE DE ORIGEM HCl + NaOH→NaCl + H2O ácido clorídrico + hidróxido de sódio → cloreto de sódio + água Outros nomes: CaF2 – fluoreto de cálcio 64

NaBr – brometo de sódio Li2(SO4) – sulfato de lítio KNO2 – nitrito de potássio Na2CO3 – carbonato de sódio

6.5 INDICADORES ÁCIDO-BASE E pH Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que ao entrar em contato com um ácido ficam com uma cor e ao entrar em contato com uma base ficam com outra cor. Assim, para saber se uma substância é ácido ou base, podemos utilizar um indicador orgânico para identificar a função química. São exemplos de indicadores ácido-base: fenolftaleína, alaranjado de metila, papel tornassol, azul de bromotimol. Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, como o repolho roxo e a flor hortência e o hibisco. Veja a coloração que os principais indicadores podem adquirir ao entrar em contato com um ácido ou uma base:

INDICADOR

ÁCIDO

BASE

NEUTRO

FENOLFTALEÍNA

INCOLOR

ROSA

INCOLOR

TORNASSOL

ROSA

AZUL

-

Para os outros indicadores: - Repolho roxo, em meio aquoso, fica vermelho em contato com ácido e verde em contato com base; - Alaranjado de metila fica vermelho em contato com ácido, amarelo-laranja em base e quando neutro; - O azul de bromotimol fica amarelo em ácido, e azul em base e quando neutro; - A flor hortência fica azul em meio ácido e rosa em base; - O hibisco ou mimo-de-vênus, que possui a cor rosa, fica vermelho-alaranjado em contato com ácido e verde em meio básico.

Alguns indicadores ácido-base são tão eficientes que indicam até mesmo o grau de acidez ou alcalinidade (basicidade) das substâncias. Este grau é chamado do pH (produto hidrogeniônico) que mede a quantidade do cátion H+ das soluções. Existe uma escala de acidez e alcalinidade que vai de zero a quatorze. O maior número indica solução básica (alcalina) e o menor número indica uma solução ácida. Se o valor de pH for sete, ou seja, a metade, então a solução não é nem ácida e nem básica, ela é neutra. Quanto mais a solução se aproxima de zero, mais ácida ela é. Quanto mais a solução se aproxima do quatorze, mais básica ela é.

65

Escala de acidez (pH)– basicidade:

Na prática, o pH pode ser medido com indicadores ácido-base e também através de aparelhos que medem a condutividade elétrica das soluções. Os indicadores mudam de cor em diferentes valores de pH. Para essa mudança de cor damos o nome de viragem e para o valor do pH damos o nome de ponto de viragem.

55. As funções químicas são grupos de substâncias que possuem propriedades e características semelhantes. As funções químicas inorgânicas são: a. ferrugem, chuva ácida e água e sal b.gases nobres, amônia, ácido e base; c.ácido, base, chuva ácida e cloretos; d.ácido, base, óxido e cal; e.ácido, base, sal e óxidos

56. Faça a associação correta entre as colunas abaixo: NaOH, Ca(OH)2, NH4OH

( ) ácidos

NaCℓ, KNO3, Na2S

( ) bases

HCℓ, H2SO4, HNO3

( ) sais

CO, Al2Cℓ3, Pb3O4

( ) óxidos

57. A respeito das substâncias denominadas ácidos, um estudante anotou as seguintes características: I) têm poder corrosivo; 66

II) são capazes de neutralizar bases; III) são compostos por dois elementos químicos; IV) formam soluções aquosas condutoras de corrente elétrica. Ele cometeu erros somente em: a. I e II

b. I e III

c. I e IV

d. II e IIIe. III e IV

58. Muitos produtos químicos estão presentes no nosso cotidiano, como por exemplo:leite de magnésia – Mg(OH)2; água de cal – Ca(OH)2; ácido sulfúrico – H2SO4; soda cáustica – NaOH, entre outros. Essas substâncias destacadas pertencem, respectivamente, às seguintes funções químicas: a. acido, base, sal e óxidos b. base, ácido, ácido e base c. base, ácido, sal e óxido d. ácido, base, sal e ácido e.base, base, ácido e base

59. Indique a que função inorgânica pertence a substância que, em solução aquosa, se ioniza fornecendo íons H+ (próton) como único tipo de cátion. a. Função base

b. Função óxido

c. função sal

d. Função ácido

e. Função orgânica

60. Indique a que função inorgânica pertence a substância que, em solução aquosa, se dissocia fornecendo íons OH(hidroxila) como único tipo de ânion. a. Função base

b. Função óxido

c. função sal

d. função ácido

e. Função orgânica

61. Uma maneira prática de definir a acidez, basicidade ou neutralidade de uma solução é obtendo o valor do pH, muito importante para tratamento de água da CEDAE e para aquários, onde o pH deve ser neutro (igual a 7,0). No quadro abaixo mostra os resultados da medição de pH da água de uma estação: Etapa

pH (25ºC a 1 atm)

I. 5,0 II. 7,0 III. 8,5 IV. 9,6 V. 12,0 A etapa que apresentou a água com caráter ácido foi a etapa: a.

I

b. II

c. III

d. IV

e. V 67

62. Nos laboratórios de análises químicas, há produção de resíduos, incluindo soluções ácidas ou básicas. Esses resíduos podem ser descartados após serem neutralizadas. Que substância poderia ser utilizada para neutralizar uma base? a.Cloreto de sódio b.Hidróxido de alumínio c.Ácido clorídrico d.Óxido de cálcio e. Açucar

Pesquisar... sobre importâncias das funções inorgânicas para os seres vivos _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________ 68

UNIDADE VII 7 FUNÇÕES DA QUÍMICA ORGÂNICA 7.1 INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA Vamos iniciar nosso novo conteúdo abordando sobre a química orgânica, que é a química dos compostos do Carbono. Os compostos orgânicos representam cerca de 90% de todos os compostos atualmente conhecidos. São componentes fundamentais dos seres vivos e também tem grande participação ativamente do cotidiano da vida humana. Os compostos orgânicos estão presentes em nossos alimentos, vestuários, residências, combustíveis etc. Nesta unidade, abordaremos a evolução histórica da Química Orgânica e veremos as características especiais do átomo de Carbono, que o tornam tão versátil a ponto de conseguir formar os milhões de compostos orgânicos que conhecemos hoje. Daremos, também, uma primeira ideia da complexidade das moléculas orgânicas, mesmo as mais comuns em nosso dia-a-dia. Até inicio do século XIX, muitos cientistas acreditavam que compostos orgânicos eram obtidos somente a partir de animais e vegetais. Essa crença vinha desde civilizações antigas que extraiam corantes de plantas para tingir vestimentas ou preparavam bebidas a partir da fermentação de uvas.

b

a

Figura

48.

a)

Corantes

de

plantas;

b)

fermentação

de

uvas.

Fontes:;

(modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).

No entanto a ideia de que compostos orgânicos eram extraídos unicamente de organismo vivos perdurou até 1828 quando Friedrich Wöhler, química alemão, aquecendo cianato de amônia, um sal inorgânico obteve ureia, uma substância tipicamente orgânica encontrada na urina de alguns animais, conhecida como a Síntese de Wöhler. Assim, a partir da Síntese de Wöhler outras substâncias orgânicas foram sendo sintetizadas.

NH4OCN(S) CO(NH2)2(S) cianato de amônia (Substância inorgânica)

ureia (Substância orgânica)

Muitos dos experimentos constataram a presença do elemento Carbono nos compostos sintetizados, essa constatação serviu para enunciar a definição de química orgânica: 69

Química orgânica é o ramo da química que estuda os compostos do elemento Carbono. No entanto, muitas substâncias inorgânicas apresentam Carbono, como: gás carbônico (CO2); o monóxido de carbônico (CO), o ácido carbônico (H2CO3).

Todo composto orgânico possui Carbono; porém nem todo composto com Carbono é orgânico.

7.2 O ÁTOMO DE CARBONO Como já havíamos estudado no módulo II, oCarbono é o sexto elemento da tabela periódica, apresenta 4 elétrons no seu nível mais externo (camada de valência). Essa característica possibilita a união com outros átomos como H, O, N, Cl... formando inúmeros compostos orgânicos.

Número do elemento químico na tabela periódica

Peso atômico

6

12,00 Símbolo do elemento químico

C

Nome do elemento químico

Carbono 2

4

Número de elétrons nas camadas eletrônicos.

K= 2 L= 4

O último número que aparece nesta sequência é o número de elétrons na camada de valência (última camada eletrônica).

Disposições dos elétrons nas camadas eletrônicas do átomo de Carbono.

70

7.3 POSTULADOS DO CARBONO O químico alemão Kekulé, em 1857, foi quem determinou as características fundamentais do átomo de Carbono nos compostos mediante três postulados.

1º Postulado: tetravalência constante do Carbono

Friedrich August Kekulé(1829 —1896) foi um químico alemão. Inovou o emprego de fórmulas desenvolvidas em química orgânica, criou em 1857, a Teoria da Tetracovalência do Carbono, criou hipótese das ligações múltiplas e propôs, em 1865, após um sonho que teve a fórmula hexagonal do benzeno.

Nos compostos orgânicos, o átomo de Carbono pode estabelecer até quatro ligações com outros átomos, isto é, o Carbono é tetravalente.

CH4

Atetravalência do Carbono é decorrente da existência de quatro elétrons na sua camada de valência. Dessa maneira, o Carbono precisa emparelhar os seus quatro elétrons da camada de valência para adquirir configurações de gases nobres (oito elétrons na camada de valência).

2° postulado: As quatro unidades de valência do Carbono são iguais entre si. O Fluorometano é um exemplo desta propriedade, só existe um composto com este nome, ele é formado pela substituição de um Hidrogênio(H) da molécula de Metano por um átomo de Flúor (F). O Flúor poderá substituir qualquer Hidrogênio da molécula que receberá a mesma nomenclatura, repare na ilustração ao lado:

CH3F

Qualquer posição ocupada pelo átomo de Flúor dará origem ao Fluorometano. Outro exemplo:CH3Cl - Clorometano

71

3° postulado: Propriedade de encadeamento - capacidade que átomos de um mesmo elemento têm de formar cadeias moleculares.

Átomos de Carbono ligam-se diretamente entre si, formando estruturas denominadas cadeias carbônicas longas ou curtas. A variedade de compostos orgânicos existentes na natureza se deve a esta propriedade do Carbono de formar cadeias.

Quando não aparece o elemento químico na base do “traço” significa que o Carbono está ligado ao Hidrogênio.

7.4 TIPOS DE LIGAÇÕES ENTRE OS ÁTOMOS DE CARBONO Cada átomo de Carbono pode ligar-se a outro átomo de Carbono por intermédio de um, dois ou três pares covalentes, formando o que chamamos de ligação simples, ligação dupla e ligação tripla.

Conforme a posição em que se encontram na cadeia, os átomos de Carbono classificam-se em:

72

Carbono primário: quando está ligado apenas aum outro átomo de Carbono. Carbonosecundário: quando está ligado a dois outros átomos de Carbono. Carbonoterciário: quando está ligado a três outros átomos de Carbono. Carbonoquaternário: quando está ligado a quatro outros átomos de Carbono.

Carbono primário

Carbono secundário

Carbono terciário

Carbono quaternário

As ligações entre os elementos químicos das cadeias carbônicas podem ser representadas de quatro formas, como:

Fórmula eletrônica - são representados os números de elétrons na camada de valência (pares eletrônicos) e suas ligações. Fórmula estrutural - os pares eletrônicos que ligam os átomos são simbolizados por traços ou covalências. Fórmula molecular - simplificação máxima de uma fórmula em que os átomos são somados. Fórmula geométrica – indicam por meio de esferas, os átomos e pro meio de pinos, os pares eletrônicos que unem esses átomos. Tipos de fórmulas

CH4 Fórmula molecular Fórmula estrutural Fórmula eletrônica Fórmula eletrônica

Fórmula estrutural

Fórmula geométrica

Todos representam o Metano!

73

7.5 CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS Além das diferentes representações das fórmulas de cadeias carbônicas, os compostos orgânicos são divididos em duas grandes classes: compostos alifáticos e compostos aromáticos.

Compostos alifáticos são os compostos de cadeia aberta mais os compostos cíclicos que se assemelham aos compostos de cadeia aberta. Exemplo:

Compostos aromáticos são o benzeno e os compostos que se assemelham ao benzeno em comportamento químico. O benzeno pode ser representado:

São considerados aromáticos os compostos que representam, pelo menos, um anel benzênico. Por exemplo:

7.5.1Classificação dos compostos alifáticos I. Quanto ao encadeamento dos átomos de Carbono:

Cadeia aberta ou acíclica: são aquelas cadeias em que os átomos de Carbono não formam ciclos.

Cadeia fechada ou cíclica: são as cadeias onde os átomos de Carbono formam anéis ou ciclos. 74

II. Quanto à disposição dos átomos de Carbono:

Cadeia normal: todos os átomos de Carbono pertencentes à cadeia encontram-se numa única sequência.

Cadeia ramificada: os átomos de Carbono pertencentes à cadeia apresentam mais de uma sequência. III. Quanto à ligação química entre os Carbonos: Cadeia saturada: é aquela em que os átomos de Carbono ligam-se entre si, exclusivamente, por ligações simples.

Cadeia insaturada: é aquela em que pelo menos dois átomos de Carbono estão ligados por uma ligação dupla ou tripla.

IV. Quanto à natureza dos átomos que formam a cadeia: Cadeia homogênea: é aquela que não apresenta átomos diferentes de Carbono intercalados na cadeia, isto é, não apresenta heteroátomo entre os átomos de Carbono. 75

* Cadeias fechadas e homogêneas podem ser classificadas como homocíclicas.

Cadeia heterogênea: apresenta átomo diferente do Carbono no meio da cadeia carbônica. Esses átomos são denominados de heteroátomos, sendo que os mais frequentes são: Oxigênio, Nitrogênio e Enxofre.

* Cadeias fechadas e heterogêneas podem ser denominadas de heterocíclicas.

7.5.2Classificação dos compostos aromáticos Possuem, pelo menos, um anel benzênico. De acordo com o número de núcleos benzênicos, as cadeias aromáticas podem ser classificadas em:

I. Cadeias mononucleares: apresentam apenas um anel benzênico.

II. Cadeias polinucleares: apresentam dois ou mais anéis benzênicos. Existem dois grupos:

Núcleos isolados: os anéis não possuem átomos de Carbono em comum.

Núcleos condensados: os anéis apresentam átomos de Carbono em comum. 76

7.6 NOMENCLATURA IUPAC Assim como acontece na Química Inorgânica, na Química Orgânica também agrupamos as substâncias com propriedades químicas semelhantes, que são consequência de características estruturais comuns. Desse modo, cada classe orgânica (função orgânica) é caracterizada por um grupo funcional e apresenta uma nomenclatura característica. A nomenclatura oficial de substâncias orgânicas é estabelecida segundo normas da International Union ofPureandAppliedChemistry (IUPAC) – (União Internacional de Química Pura e Aplicada), criada em 1892 sendo constantemente revistas e aprimoradas. Como as regras de nomenclatura baseiam-se nas estruturas das moléculas, elas podem ser aplicadas inclusive para substâncias que não existem ou não foram descobertas. Algumas substâncias, no entanto, ainda são identificadas pelos nomes consagrados pelo uso comum através da nomenclatura usual. De modo geral, o nome oficial de uma substância orgânica compõe-se de três partes:

PREFIXOS Indica o número de Carbonos 1C – MET 2C – ET 3C – PROP 4C – BUT 5C – PENT 6C – HEX 7C – HEPT 8C – OCT 9C – NON 10C - DEC

PARTE CENTRAL OU INFIXO Indica o tipo de ligação

SUFIXO Indica a classe funcional

an

o

77

Leia sobre nomenclatura IUPAC

RODRIGUES, J.A.R. 2001. Recomendações da IUPAC para a Nomenclatura de Moléculas Orgânicas. In: Atualidades em Química. Disponível no moodle.

7.7 FUNÇÃO HIDROCARBONETOS E OXIGENADAS (ALCOÓIS)  Função Hidrocarbonetos:   

São compostos formados unicamente por átomos de Carbono e Hidrogênio - fundamental na Química Orgânica; A maioria dos combustíveis de uso diário consiste em misturas de hidrocarbonetos derivados do petróleo, como gás de cozinha, gasolina, querosene e óleo diesel – COMBUSTÃO; A queima desses combustíveis representa, no momento, uma das maiores fontes de energia para a humanidade. Trata-se de uma fonte não renovável de energia.

Combustão: é uma reação química entre dois reagentes, sendo um o combustível (arde) e outro o comburente (deixa arder). A reação é exoenergética, ou seja, liberta muita energia sob a forma de calor. Os produtos da combustão dependem da quantidade de Oxigênio que é consumida durante a reação química.

Há 3 tipos de combustões: Combustão completa (se a concentração de Oxigênio é alta) - origina dióxido de Carbono (CO2) e água (H2O) na forma de vapor.

Combustão incompleta (se a concentração de oxigénio é baixa)- origina monóxido de Carbono (CO) e água (H2O).

78

Origina fuligem,ou seja,Carbono (C) e água (H2O).

 Funções Oxigenadas: São todos os compostos orgânicos que apresentam Oxigênio em sua estrutura molecular. Ex.: álcool, fenol, aldeído, cetona, ácido e seus derivados e éter. Vamos focar no álcool que é mais o conhecido por todos... Álcool: compostos que apresentam em sua estrutura molecular um ou mais radicais hidroxilas ou oxidrilas (OH) ligados a átomos de H3C – OH álcool metílico ou metanol / H3C – CH2 – OH álcool etílico ou etanol.

Etanol

Metanol

2 – butanol ou butan – 2 - ol 2,5 – dimetil – 2 - hexanol

álcool+ ico nome do radical ligado à hidroxila

79

Álcool metílico CH -OH

Líquido incolor, muito tóxico, usado como combustível de jatos, como solvente, aditivo de gasolina.

3

CH - CH -OH 3

2

Álcooletílico Utilizado na fabricação de bebidas alcoólicas, combustíveis e, na limpeza...

Hidroxila O grupamento hidroxila é formado por um átomo de Oxigênio ligado a um átomo de Hidrogênio. Este grupamento define a função álcool. Os álcoois são classificados em primários, secundários ou terciários dependendo do Carbonoconectado à hidroxila está ligado a um, dois ou três átomos de Carbono.

OH Grupamento hidroxila

 Veja outros grupos funcionais da química orgânica: Carbonila A carbonila é formada por um átomo de Oxigênio que realiza uma ligação dupla com um átomo de Carbono. Esse grupamento pode definir as funções aldeído (se localizado nas extremidades) ou cetona (se localizado no meio)dependendo somente de sua localização na cadeia carbônica.

C || O Grupamento carbonila Carboxila A carboxila é uma fusão entre uma carbonila e uma hidroxila. A função definida por este grupamento é o ácido carboxílico. Esse nome é dado porque a ligação entre o átomo de Oxigênio e o átomo de Hidrogênio na carboxila éextremamente polar, dando um grande caráter ácido ao Hidrogênio. Isso faz com que quando colocadas em água, sob certas condições de pH1, algumas substâncias carboxiladas podem se ionizar doando prótons (H+) para o meio ese tornando negativas.

O || C

OH

Grupamento carboxila 80

Éster O grupo funcional éster é um derivado da carboxila onde o Hidrogênio da hidroxila é substituído por um radical carbônico. Este grupamento define a função química éster. A reação de formação dos ésteres é uma das mais frequentes em sistemas biológicos. A esterificação consiste na reação de ácido carboxílico com álcool e resulta na produção de um éster e de uma molécula de água. A ligação simples entre o átomo de Carbono e o Oxigênio é conhecida como esterlinkage (ligação éster).

O || C

O

Grupamento éster Amino Amina é a função química definida pelo grupamento amino. Este é constituído principalmente pela presença do átomo de nitrogênio efetuando ligações simples. A classificação das aminas depende de quantos átomos de Carbono estão ligados diretamente ao nitrogênio, podendo ser primárias (um Carbono), secundárias (dois Carbonos) ou terciárias (três Carbonos). O grupo amino possui caráter básico e em solução aquosa este grupo pode captar prótons (H+) do meio e tornar-se positivo. Como ocorre com a carboxila, isso acontece sob condições específicas de pH.

| N Grupamento amino Amida O grupamento amida é um derivado da carboxila em que a hidroxila é substituída por um grupo amino. A função química amida é defina pelos grupos amida. A ligação entre o Carbono e o nitrogênio é extremamente estável e édenominada amida linkage (ligação amida). Ela é formada quando há a reação química entre ácido carboxílico e amina, produzindo uma amida e uma molécula de água. Esse tipo de ligação é normalmente encontrada repetidamente unindo pequenas moléculas (meros), dando origem a macromoléculas poliméricas. As proteínas são um dos principais exemplos de polímeros onde encontramos esse tipo de ligação. Pequenos aminoácidos se unem formando peptídeos que se por sua vez unem formando polipeptídios e proteínas. Devido a esse fato, em bioquímica, esse tipo de ligação amida é mais comumente conhecido como ligação peptídica.

O || C

N

Grupamento amida

81

Éter O grupamento éter é definido quando o átomo de Oxigênio possui dois ligantes carbônicos. Uma consequência interessante desse fato é que não ocorre a formação de ligações de Hidrogênio nesse Oxigênio. A função química éter é determinada por este grupamento e seus compostos são pouco reativos.

O Grupamento éter Epóxido O grupamento epóxido é um éter cíclico. Os epóxidos, ou oxiranos, são diferentemente dos éteres, bastante reativos, principalmente devido à forte tensão no anel.

O C

C

Grupamento epóxido Imino O átomo de nitrogênio fazendo uma dupla ligação é o que caracteriza o grupamento imino. Esse grupo define a função química imina, que é um derivado de compostos que contém carbonila.

C

N

Grupamento imino Sulfidrila A sulfidrila é caracterizada por um átomo de Enxofre ligado a um átomo de Hidrogênio. A função química determinada por esse grupo é a função tiol. Existe certa semelhança na química dos tióis (também conhecidos como mercaptanas) e dos álcoois, já que o Enxofre e o Oxigênio pertencem ao sexto grupo da tabela periódica e, portanto, possuem a mesma configuração eletrônica da camada externa. Entretanto, há também inúmeras diferenças. Dentre elas podemos citar a formação estável de compostos sulfurados conhecidos como dissulfetos (R−S−S−R), o que geralmente não ocorre com os peróxidos (R−O−O−R), pois a ligação entre os átomos de Oxigênio é consideravelmente mais fraca que a ligação entre os átomos de Enxofre. Essa estabilidade dos dissulfetos é um fator muito importante na estrutura de proteínas, podendo existir a formação de pontes dissulfeto entre aminoácidos sulfurados (cisteínas).

SH Grupamento sulfidrila 82

7.8 A PRESENÇA DOS ALCANOS EM NOSSA VIDA 7.8.1Petróleo Acredita-se que nosso planeta, a Terra, tenha idade da ordem de bilhões de anos. A idade de uma jazida de petróleo pode variar de 10 a 400 milhões de anos, de tal forma que o petróleo está localizado apenas nas bacias sedimentares. Junto desse recurso mineral, encontram-se associados a água e o gás natural (metano e etano). Grandes e inúmeros fenômenos marcaram esse período, como erupções vulcânicas, deslocamento dos pólos, separação dos continentes, movimentação dos oceanos e ação dos rios, acomodando a crosta terrestre. Sendo assim, ao longo de milhares de anos, restos de animais e vegetais mortos depositaram-se no fundo de lagos e mares e, lentamente, foram cobertos por sedimentos (pó de calcário, areia etc). Dessa forma, consideram-se remotas as chances de encontrar petróleo nas rochas ígneas e metamórficas.Mais tarde, esses sedimentos se transformaram em rochas sedimentares (calcário e arenito). As altas pressão e temperatura exercidas sobre essa matéria orgânica causaram reações químicas complexas, formando o petróleo. Como a natureza contou com condições especiais e levou milênios para produzi-lo, a humanidade não tem meios de produzir novas reservas de petróleo. Sendo assim, é importante considerar o petróleo como um recurso não renovável. A palavra petróleo vem do latim (petrae, pedra; oleum, óleo), lembrando que é um material oleoso extraído das rochas. O petróleo é um líquido escuro, oleoso, formado por milhares de compostos orgânicos, com grande predominância de hidrocarbonetos. Ocorrência e extração— o petróleo é encontrado em bolsões profundos — às vezes em terra firme, outras vezes abaixo do fundo do mar. Acredita-se que 50% das jazidas mundiais de petróleo estejam sob o mar. A prospecção de petróleo (isto é, o trabalho de sua localização) é feita de várias maneiras. O método clássico é a detonação de cargas explosivas no solo, seguida de medição das ondas de choque refletidas pelas várias camadas do subsolo. O estudo dessas ondas nos dá uma ideia da constituição do subsolo e da possibilidade da existência de petróleo. Atualmente, por meio de aviões e satélites artificiais, são feitos também estudos que possibilitam definir as regiões onde é maior a probabilidade de existir petróleo. Essas técnicas modernas permitem a descoberta de poços de petróleo com relativa facilidade. Uma vez descoberta à jazida de petróleo, tanto em terra como no fundo do mar, elas normalmente obedecem ao seguinte esquema: Em geral o petróleo é encontrado sobre água salgada, o que lembra sua origem marinha, e embaixo de uma camada gasosa, formada por CH4, C2H6 etc. em alta pressão. Quando um poço é perfurado, podem ocorrer três hipóteses (acompanhe pela figura anterior): • se a perfuração for feita em A, sairá o gás com alta pressão (teremos, então, umpoço de gás natural); • se a perfuração for feita em B, jorrará petróleo, impelido pela pressão do gás (isto é, teremos um poço de petróleo); • se a perfuração for feita em C, jorrará água salgada, o que é prenúncio da existência de petróleo. 83

Figura 49. Jazida de petróleo. Fonte: disponível em (modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).

A extração de petróleo no mar é mais difícil. A Petrobras, atualmente, é uma das companhias que detêm a tecnologia mais desenvolvida para esse tipo de extração. Refino do petróleo— Transportado em navios e oleodutos, o petróleo vai para as refinarias depetróleo, onde sofre a separação e purificação de seus componentes — é o processo denominadorefino ou refinação do petróleo, que esquematizamos a seguir: Uma vez armazenado, o petróleo segue para o refino, que consiste em separar a complexa mistura de hidrocarbonetos em frações desejadas, processá-las e industrializá-las em produtos comerciáveis. Inicialmente, o petróleo bruto sofre dessalinização, removendo os sais minerais. Na sequencia, o petróleo passa para a etapa de fracionamento, na qual ocorre o processo de destilação para separar as frações. Essa separação envolve a vaporização de um líquido por aquecimento, seguida da condensação de seu vapor. Existem diferentes tipos de destilação: simples, fracionada etc.No caso do petróleo, é empregada a destilação fracionada, que é executada com a utilização de uma coluna de fracionamento. Nas refinarias, essas colunas são substituídas por enormes torres, chamadas de torres de fracionamento. Em um último momento, os produtos sofrem ainda tratamentos complementares, de forma a melhorar sua qualidade: reforma catalítica, hidrodessulfuração (onde há geração de Enxofre em pó). É obtida finalmente toda uma série de produto dos que respondem as necessidades dos consumidores: carburantes, solventes, gasolinas especiais, combustíveis e produtos diversos.Durante o processo de refino ocorrem ainda outras inúmeras operações unitárias de maneira a minimizar as perdas do processo.

84

Concluída essa etapa, ainda fica algum resíduo, que pode ser submetido a umapirólise ou craqueamento(cracking), esse processo consiste em dividir grandes moléculas(cadeias) de hidrocarbonetos (das frações querosene, óleo diesel e óleos lubrificantes) empedaços menores, através do aquecimento a uma temperatura entre 450 e 700 ºC. O craqueamento possibilita um aproveitamento quase que total do petróleo, obtendoassim uma importante economia e permitindo a obtenção de maiores quantidades de gás decozinha (gás liquefeito de petróleo - GLP), de gasolina e de outros derivados que serãotransformados em produtos indispensáveis ao nosso dia-a-dia. Texto sobre petróleo segundo o livro Feltre, R. 2005. Química Orgânica. São Paulo - 6ª Edição. Vol. 3.

Figura 50. Craqueamento de petróleo. Fonte: disponível em

7.8.1.1 Produtos derivados do petróleo bruto O petróleo bruto contém centenas de diferentes tipos de hidrocarbonetos misturados e, para separá-los, é necessário refinar o petróleo. As cadeias de hidrocarbonetos de diferentes tamanhos têm pontos de ebulição que vão aumentando progressivamente, o que possibilita separá-las através do processo de destilação. É isso o que acontece em uma 85

refinaria de petróleo. Na etapa inicial do refino, o petróleo bruto é aquecido e as diferentes cadeias são separadas de acordo com suas temperaturas de evaporação. Cada comprimento de cadeia diferente tem uma propriedade diferente que a torna útil de uma maneira específica. Para entender a diversidade contida no petróleo bruto e o motivo pelo qual o refino de petróleo bruto é tão importante, veja uma lista de produtos que obtemos a partir do petróleo bruto: · Gás de petróleo: usado para aquecer, cozinhar, fabricar plásticos. - alcanos com cadeias curtas (de 1 a 4 átomos de Carbono); - normalmente conhecidos pelos nomes de metano, etano, propano, butano; - faixa de ebulição: menos de 40°C; - são liquefeitos sob pressão para criar o GLP (gás liquefeito de petróleo). · Nafta: intermediário que irá passar por mais processamento para produzir gasolina. - mistura de alcanos de 5 a 9 átomos de Carbono; - faixa de ebulição: de 60 a 100°C. · Gasolina: combustível de motores. - líquido; - alcanos e cicloalcanos (de 5 a 12 átomos de Carbono); - faixa de ebulição: de 40 a 205°C. · Querosene: combustível para motores de jatos e tratores, além de ser material inicial para a fabricação de outros produtos. - líquido; - alcanos (de 10 a 18 Carbonos) e aromáticos; - faixa de ebulição: de 175 a 325°C. · Gasóleo ou diesel destilado: usado para diesel e óleo combustível, além de ser um intermediário para fabricação de outros produtos. - líquido; - alcanos contêm 12 ou mais átomos de Carbono; - faixa de ebulição: de 250 a 350°C. · Óleo lubrificante: usado para óleo de motor, graxa e outros lubrificantes. - líquido; - cadeia longa (de 20 a 50 átomos de Carbono) de alcanos, cicloalcanos e aromático; - faixa de ebulição: de 300 a 370°C. · Petróleo pesado ou óleo combustível: usado como combustível industrial, também serve como intermediário na fabricação de outros produtos. - líquido; - cadeia longa (de 20 a 70 átomos de Carbono) de alcanos, cicloalcanos e aromático; - faixa de ebulição: de 370 a 600°C. · Resíduos: coque (carvão), asfalto, alcatrão, ceras, além de ser material inicial para fabricação de outros produtos. - sólido; 86

- compostos com vários anéis e mais de 70 átomos de Carbono; - faixa de ebulição: mais de 600°C. Você pode ter notado que todos esses produtos têm tamanhos e faixas de ebulição diferentes. Os químicos tiram vantagem dessas propriedades ao refinar o petróleo. Veja as figuras das páginas 38 e 39 para descobrir os detalhes deste processo.

7.8.2Polímeros (Plásticos) Plásticos são materiais formados pela união de grandes cadeias moleculares chamadas polímeros, que, por sua vez, são formadas por moléculas menores, chamadas monômeros.

Os plásticos são produzidos através de um processo químico chamado polimerização, que proporciona a união química de monômeros para formar polímeros.

Polimerização

Etileno

Polietileno

Em condições específicas de temperatura e pressão (além de outras substâncias que “ajudam” a reação), ocorre a transformação do gás etileno no polímero polietileno. DEFINIÇÕES:    

 

Polímeros: é uma macromolécula natural ou sintética de alto peso molecular, cuja estrutura consiste da repetição de pequenas unidades (meros). Monômeros: é uma molécula construída por um mero. Polimerização: reações químicas intermoleculares pelas quais os monômeros são ligados na forma de meros à estrutura molecular da cadeia. A molécula de um polímero é constituída por uma estrutura chamada cadeia de Carbono ou cadeia carbônica: são vários átomos de Carbono ligados entre si formando uma cadeia, semelhante a uma corrente. Comparação do tamanho das moléculas diferentes – o que diferencia um polímero (plástico) do outro - a sua estrutura molecular (molécula). Os plásticos possuem as maiores moléculas.

87



Várias moléculas de polímeros juntas – emaranhadas. É essa forma da molécula polimérica que explica a maioria das propriedades físicas dos plásticos.

7.8.2.1 Classificação dos polímeros (plásticos):

Polímero Termoplástico: quando aquecidos, amolecem e permitem que sejam moldados, adquirindo o formato desejado. Normalmente, não ocorre nenhum tipo de ligação entre elas.

Polímero Termofixo: ao serem aquecidos, não amolecem e, caso o aquecimento continue, começam a se decompor. As moléculas de um polímero termofixo estão ligadas umas às outras, em diversos pontos, formando uma estrutura parecida com uma rede.

Elastômero: quando aquecidos, amolecem e permitem que sejam moldados, adquirindo o formato desejado, no entanto o elastômero possui alta “elasticidade”, podemos dizer que a borracha é um elastômero natural. Suas moléculas também estão ligadas umas às outras, mas de modo muito menos intenso que nos termofixos, ou seja, essas ligações se apresentam em menor número nos elastômeros.

Tipos de plásticos: Os polímeros termoplásticos são os plásticos mais utilizados hoje em dia, apesar da sua grande variedade existente, apenas seis tipos de polímeros que representam uma média de 90% do consumo no país:      

Polietileno de alta densidade (PEAD); Polietileno de baixa densidade (PEBD); Polipropileno (PP); Poliestireno (PS); Policloreto de vinila (PVC); Polietileno tereftalato (PET).

88

7.8.2.2Os plásticos e o Meio Ambiente Possui uma péssima biodegradabilidade:

Biodegradabilidade é a capacidade que uma substância descartada tem de se transformar, com auxílio de microrganismos em substâncias muito menos ofensivas à natureza em um curto prazo de tempo.

Devemos:

REDUZIR, REUTILIZAR E RECICLAR!!! Vantagens dos plásticos?    

São mais leves;Mais duráveis; Mais fáceis de moldar; Não são atacados pela água (oxidação - ferrugem); São isolantes elétricos e térmicos. SERÁ QUE AS VANTAGENS SUPERAM AS DESVANTAGENS?

Problemas Ambientais O ser humano é parte da natureza e dela depende para sobreviver. Para satisfazer suas necessidades, modifica o meio ambiente que o cerca, criando situações a seu favor, é o caso do uso dos derivados de petróleo. Usando os derivados de petróleo provocamos vários problemas ambientais como a chuva ácida, o efeito estufa e outros.

Figura 51. Desvantagens dos plásticos e petróleo. Fonte:Gabriela Corrêa - equipe Cia. de Ensino, 2013.

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Chuva Ácida Há milhões de anos existe água em nosso planeta, e hoje essa quantidade é a mesma.Isso se deve porque a água está em um ciclo contínuo: evapora da superfície dos lagos, dosrios, dos oceanos, do solo, das plantas e dos animais, condensa-se formando nuvens e seprecipita como chuva.

A chuva forma-se quando moléculas de água, na fase gasosa, condensam-se,constituindo pequeninas gotas que, sob a ação da gravidade, caem sobre a Terra.Assim que a água da chuva atravessa a atmosfera, ela pode carregar materiaisquímicos ou outros poluentes aí existentes.

Figura 52. Esquema da chuva ácida. Fonte:disponível em

A chuva, em condições naturais, é sempre um pouco ácida, entretanto essa acideznatural não faz mal ao meio ambiente, pois as águas dos rios, dos lagos são muitas vezes,um pouco básico (alcalinos), com isso ocorre a neutralização da acidez das chuvasnormais.Mas nem sempre a acidez da chuva é normal, por esse motivo a natureza nãoconsegue neutralizar essa acidez e o ambiente torna-se impróprio para a vida, com isso,ocorre a mortandade dos peixes, podendo até chegar ao desaparecimento dos mesmos, poisnão conseguem se reproduzir.A chuva quando é muito ácida, além de prejudicar a vida em lagos e rios, afeta avegetação e a fauna terrestre. O Enxofre(S2) e o Nitrogênio (N2) são os principais componentes das chuvas ácidas. Isso se deve à queima de combustíveis fósseis (derivado do petróleo), forma-se o dióxido de Enxofre(SO2), que em contato com o ar atmosférico, reage com o gás Oxigênio(O2), transformando-se em trióxido de enxofre(SO3). Este reage com a água (H2O) da chuva transformando-se em ácido sulfúrico (H2SO4). Observe abaixo como ocorre a reação (transformação) química. S(g) + O2(g) SO2(g) SO2 (g) + ½ O2 (g) SO3 (g) SO3(g) + H2O(l) H2SO4(l) O calor da combustão também faz com que o gás nitrogênio (N2) do ar entre em reação com o gás Oxigênio(O2), resultando óxido de nitrogênio (NO3). A água das chuvas, por sua vez, entra em reação com esses óxidos de nitrogênio (NO3) para formar o ácidonítrico (HNO3). Observe abaixo como ocorre a reação (transformação) química. 90

N2(g) + 2O2(g) 2NO2(g) 2NO2(g) + H2O(l) HNO3(l) + HNO2(l)

7.9 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS EM QUÍMICA ORGÂNICA 7.9.1Isomeria Imagine que existem duas substâncias, que chamaremos de A e B, com a mesma fórmula molecular (C2H6O): • a substância A é um líquido incolor, que ferve a 78,5 °C e apresenta uma certa reatividade química; • a substância B é um gás incolor, que se liquefaz somente a 23,6 °C abaixo de zero e tem reatividade química muito baixa. Como são possíveis diferenças tão grandes, se A e B têm a mesma fórmula C2H6O? Simplesmente porque esses átomos estão arrumados diferentemente: • a substância A é um álcool: CH3 − CH2 − OH; • a substância B é um éter: CH3 − O − CH3. Dizemos que A e B são isômeros e chamamos esse fenômeno de isomeria. Isômeros são compostos de mesmafórmula molecular que apresentam propriedades diferentes devido a fórmulas estruturais diferentes. A palavra isômerovem do grego — isos, igual; mero, parte. O fenômeno da isomeria, na Química, é semelhante ao fenômeno da existência de palavras diferentes pela simples permutação de letras como, por exemplo, AMOR e ROMA. O próprio “nascimento” da Química Orgânica ocorreu por meio da isomeria, pois a síntese de Wöhler, que citamos anteriormente, é uma reação de isomerização:

Cianato de amônia

Uréia

Na indústria petroquímica, por exemplo, as reações de isomerização, que transformam alcanos normais em ramificados, são empregadas para melhorar a qualidade das gasolinas:

91

7.9.2Reações de Substituição Normalmente, as reações na Química Orgânica são mais lentas do que na Química Inorgânica. Isso ocorre porque, em geral, as reações orgânicas são moleculares, enquanto as reações inorgânicas são iônicas. As reações iônicas (isto é, as que ocorrem entre íons) são, em geral, rápidas, pois os íons já estão “prontos” para reagir. Por exemplo: AgNO3 + NaClAgCl↓ + NaNO3 Essa reação é espontânea e instantânea, quando feita em solução aquosa em condições ambientes, pois ela se resume em: Ag(+) + Cl(-) AgCl↓ Em outras palavras, resume-se simplesmente na união dos íons Ag⁺e Cl⁻, que já estavam separados (dissociados) em suas respectivas soluções. Muitas reações da Química Inorgânica são rápidas justamente por serem reações iônicas. As reações molecularessão, em geral, mais lentas do que as reações iônicas— é o que acontece normalmente com as reações orgânicas. Nesses casos, a reação somente ocorre com a quebra de algumas ligações das moléculas iniciais, que necessita de grande quantidade de energia para quebra-las eformar novas ligações, que irão constituir as moléculas finais. Por exemplo, a reação CH4 + Cl2CH3Cl +HClpode ser assim esquematizada:

Ligações que são quebradas

Ligações que são formadas

As reações de substituição mais importantes e comuns que ocorrem com os alcanos são:

92

Cloro

Ácido nítrico

Ácido sulfúrico

Clorometano

Nitrometano

Ácido alcano-sulfúrico

7.9.3Reações de Adição Dizemos que reações de adição ocorrem quando se adiciona um reagente a uma molécula orgânica. Os casos mais comuns são as adições às ligações C

C, C

CeC

O. Por exemplo:

Generalizando a ideia acima, temos em que A e B são denominados adendos e podem ser iguais ou diferentes um do outro.

93

7.9.4 Reações de eliminação Reações de eliminação são aquelas nas quais alguns átomos ou grupos de átomos são eliminados da molécula orgânica. Por exemplo:

Esses átomos de clora são eliminados (arrancados) da molécula orgânica Note que a eliminação é a reação inversa à de adição, que vimos no capítulo anterior.

7.9.5 Eliminação de átomos ou grupos vizinhos As reações de eliminação mais comuns consistem na saída de dois átomos ou grupos vizinhos coma formação de uma ligação dupla. a) Eliminação de Hidrogênio (desidrogenação)

Essa reação tem grande importância na indústria petroquímica, pois a partir dos alcanos(existentesno petróleo) obtemos alcenos(compostos que têm muitas aplicações industriais). b) Eliminação de halogênios (de-halogenação)

94

Veja que a eliminação dos halogênios (que são eletronegativos) é facilitada pela ação de ummetal, no caso o zinco, que é eletropositivo.

c) Eliminação de halogenidretos, HCl, HBr, HI (desidro-halogenação)

Essa eliminação é obtida por meio de KOH em solução alcoólica, o que é perfeitamente lógico, pois nada melhor que uma base (KOH) para arrancar um ácido (HBr) de uma molécula orgânica.

7.10 OS COMPOSTOS ORGÂNICOS NOS ORGANISMOS VIVOS Proteínas São moléculas compostas por pequenas unidades chamadas de aminoácidos. Os aminoácidos são formados por um grupo carboxila ligados covalentemente a um grupo amino. Os aminoácidos se unem através de ligações chamadas de ligações peptídicas que formam uma longa cadeia denominada polipeptídio e apresentam elevada massa molecular que variam de centenas a milhões de daltons. As principais funções das proteínas nos organismos vivos são na atuação com enzimasque facilitam as reações químicas do metabolismo. Atuam, por exemplo, na digestão, na fotossíntese e na respiração; como unidades estruturais das células, entre vários exemplos, a membrana plasmática apresenta proteínas, as fibras musculares (actina e miosina), nossos cabelos, unhas e as garras de outros animais são constituídos por uma proteína chamada queratina; transporte como no caso da hemoglobina presente em nosso sangue, que circunda todo o organismo, também é uma proteína; proteção pelos anticorpos, componentes do sistema imunológico, também são compostos por proteínas. São produzidos em resposta à entrada de substâncias estranhas no organismo, os antígenos; outros exemplos é a atuação como hormônios, regulação gênica e toxinas.

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grupo carboxila

grupoamino

Figura 53. Esquema de aminoácidos sendo formados por grupo carboxila e grupo amino ligados através de ligações peptídicas.Fonte:disponível em (modificado – Equipe Cia. De Ensino).

Carboidratos São polímeros de açúcares simples, como a glicose, com massas moleculares semelhantes a das proteínas. Armazenam energia e também são elementos estruturais extracelulares.Os carboidratos são moléculas formadas, basicamente, por átomos de Carbono, Hidrogênio e Oxigênio. São classificados como monossacarídios, dissacarídios e polissacarídios. Alguns exemplos de monossacarídeos são a ribose, a desoxirribose, a glicose, a galactose e a frutose. Os dissacarídios são formados pela união de dois monossacarídios, como a lactose (glicose + galactose) e a sacarose (glicose + frutose). Os polissacarídios são formados pela união de vários monossacarídios, como a celulose, o amido e o glicogênio. A ribose e a desoxirribose são carboidratos com função estrutural, são componentes dos ácidos nucleicos (DNA e RNA). Já a celulose está presente nas células vegetais, formando a parede celular.No entanto, umafunção importantíssima dos carboidratos é a de fornecere reservar energia para o metabolismo celular. O amido, por exemplo, é uma das principais reservas energéticas dos vegetais e de algumas espécies de algas. Em muitos animais, o glicogênio é armazenado e liberado quando o organismo necessita de energia. Um papel fundamental dos carboidratos nos organismos vivos, por exemplo, é o da glicose. Sabemos que o alimento é um dos “combustíveis” que fornecem energia para todas as nossas células. É através dosistema respiratório que a energia química contida nos alimentos (moléculas de glicose) é extraída nas mitocôndrias (organela celular) e usada para manter nosso organismo em atividade, com a participação do gás oxigênio (O2). Esse mecanismo é a respiração celular, reação química que ocorre todo o tempo nas células do corpo. Dessa forma, a glicose (açúcar) junto com o gás oxigênio (O2) são os principais “combustíveis” para a realização da respiração celular.

Respiração celular:Todas as substâncias que nossas células utilizam para gerar energia, só conseguem com se o oxigênio entrar em contato com elas. Veja abaixo:

Mitocôndria

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Açúcar + Oxigênio Gás carbônico + água+ energia Reação química respiração celular Figura 54. Mitocôndria – respiração celular. Fonte: disponível em (modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).

Lipídeos São formados por moléculas relativamente pequenas (ao redor de 300-1500 Da) que podem se associar para constituir grandes moléculas que servem, principalmente, como componentes estruturais das membranas, como forma de armazenamento de energia e em outras funções (hormônios esteroides, vitaminas, proteção, material isolante). Os lipídios são moléculas pouco solúveis em água, por isso, são chamadas de hidrofóbicas. Os glicerídeos são os óleos e as gorduras. São formados por uma molécula de álcool de cadeia curta, chamado glicerol, e moléculas de ácidos graxos. Alguns glicerídeos servem como reserva de energia para o metabolismo celular, tanto em animais quanto em vegetais. As gorduras também servem como um eficiente isolante térmico em muitos animais, dificultando a dissipação do calor do corpo para o ambiente. Os esteroides são formados por uma série de anéis de Carbono. Um exemplo de esteroide é o colesterol. O colesterol é uma das substâncias que formam a membrana plasmática dos animais. Além disso, ele participa da fabricação de diversos hormônios, como o estrógeno e a testosterona. As ceras são lipídios formados por uma molécula de álcool de cadeia longa e ácidos graxos. Como os lipídios são insolúveis em água, as ceras são importantes na impermeabilização de superfícies, tais como a epiderme vegetal. Os lipídios comocomponentes estruturais das membranas plasmáticas, envolvem todas as células. Tem função de regular as trocas entre a célula e o meio extracelular (fora da ambiente celular). Portanto é responsável pela permeabilidade seletiva, através da bicamada lipoproteica (duas camadas de lipídios e proteínas de diferentes formas entre essas camadas), que serve como ponte para entrada e saída de substâncias. Veja abaixo as moléculas que formam a bicamada lipoproteica:

Membrana Plasmática

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Figura 55. Lipídio componente estrutural da membrana plasmática.Fonte:disponível em ; (modificado – Equipe Cia. De Ensino).

Ácidos nucléicos Os ácidos nucleicos contêm o material genético dos organismos. Existem dois tipos de ácidos nucleicos, ácido desoxirribonucleico, ou DNA, e o ácido ribonucleico, ou RNA. Eles são constituídos por pequenas unidades chamadas de nucleotídeos. Os nucleotídeos são formados por um grupo fosfato, um carboidrato (desoxirribose no DNA e ribose no RNA) e uma base nitrogenada.Existem cinco tipos diferentes de bases nitrogenadas: adenina (A), timina (T), guanina (G), citosina (C), e uracila (U). As quatro primeiras são encontradas no DNA. Já no RNA, a timina é substituída pela uracila.

Bases nitrogenadas Figura 56. Esquema de bases nitrogenadas e molécula de DNA, no plana e retorcido. Fonte: disponível em ; César e Sezar, 2003 (modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013).

Os ácidos nucleicos possuem as informações necessárias para a síntese de proteínas e transmitem as informações genéticas de uma célula para outra ou entre a geração parental e sua prole. Fica registrado nesta unidade, de forma sintetizada, algumas das funções da química orgânica, também, a importância de ter certo domíniodos conhecimentos básicos desse ramo da química que é essencial aos seres vivos. “A Química Orgânica não é só um conhecimento específico, indispensável para biólogos, médicos, farmacêuticos, dentistas, agrônomos ou geólogos. Hoje, o uso de termos da Química Orgânica faz parte de nossa cultura, e de nosso dia-a-dia. Ela é essencial para entendermos desde a artigos corriqueiros de jornais até o funcionamento de nosso corpo, uma vez que os compostos orgânicos compõem até as enzimas responsáveis pelas reações que fazem nosso corpo funcionar.” (USBERCO & SALVADOR - 2009, p. 15).

63. O que é a química orgânica? O que apresenta de diferente da química inorgânica?

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64. Faça a distribuição eletrônica do átomo de Carbono. 65. O que significa dizer que o Carbono “é tetravalente”? 66. Como são as quatro ligações que o Carbono pode fazer e porque o Carbono pode formar cadeias longas? 67. Represente ligações simples, duplas e triplas. 68. Faça a distribuição eletrônica para os átomos de Cloro e Enxofre e represente as possíveis ligações com o átomo de Carbono. 69. Indique o tipo de ligação entre os átomos de Carbono nos compostos abaixo:

a)

b)

c)

70. Para os compostos acima (exercício 69), indique se as cadeias são acíclica ou cíclica? 71. Indique se as cadeias do (exercício 69) são saturadas ou insaturadas? 72. Indique se as cadeias do (exercício 69) são homogêneas ou heterogêneas? 73. Apresente alguns benefícios da Química Orgânica para a nossa saúde e alimentação. 74. Dê exemplos de combustíveis orgânicos. Qual a vantagem do álcool sobre a gasolina? 75. O que é um plástico? E o que é um polímero? 76. O que é o plástico biodegradável? 77. O que são polímeros termoplásticos, polímeros termofixos e elastômeros? Dê exemplos. 78. Quais são os principais tipos de plásticos e quais suas características e aplicações? 79. Qual é a principal aplicação de plásticos? Como você avalia isto?

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80. Por que o plástico é considerado um “veneno” para o meio ambiente? 81. A reciclagem é um processo viável ou a incineração é mais viável? Por quê? 82. Como ocorreu a formação do petróleo? 83. Qual a composição química do petróleo (em %)? 84. Explique como ocorre a separação dos diversos constituintes do petróleo. No que se baseia esta separação? 85. Quais os principais produtos obtidos a partir do petróleo? 86. O que é o gás natural? 87. Explique o que é e como ocorre a formação da chuva ácida. 88. Considerando as pesquisas atuais, teremos petróleo somente por aproximadamente 30 a 50 anos. Considerando a sua importância para o mundo atual e, principalmente para as grandes potências econômicas, como você avalia esta informação? Estamos preparados para viver sem os “derivados de petróleo”? 89. Que outras implicações a falta de petróleo trará (ou já está trazendo) para alguns países? 90. Como é formado o petróleo? 91. O que são hidrocarbonetos? Dê exemplos. 92. Qual a diferença entre combustível e comburente? 93. Quais os produtos formados na combustão completa e nas combustões incompletas? 94. Quais as características do monóxido de Carbono? Qual a sua ação sob o nosso organismo? 95. Qual o problema ocasionado por motores desregulados em automóveis? 96. O que são alcoóis? Dê exemplos. 97. Quais as características do metanol? Qual a sua fórmula química? Qual a sua ação sob o nosso organismo? 98. Sobre o etanol, responda: a) Qual é a fórmula estrutural desse composto? b) Por que essa substância jamais deve ser manipulada próxima ao fogo ou de faíscas? c) Cite os usos dessa substância. 99. Quais são os tipos de reações químicas que podem ocorrer em química orgânica. Explique-as. 100. Explique a importância das funções orgânicas (proteínas, lipídios e carboidratos) no nosso organismo.

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