FUNDAMENTOS DE QUÍMICA

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Fundamentos de Química
Autor: Miguel Augusto de Oliveira Machado Xavier
Resumo: No presente trabalho, buscou-se o aprendizado da química em sua forma mais geral, concentrando-se nos conceitos e aprenderes qualitativos, no intuito de construir um arcabouço teórico próprio para o futuro estudo de cada área da química de forma individual. Dessa forma, foram realizadas leituras de capítulos chaves do livro “Química: a ciência central” de Brown, bem como a escrita de um resumo de todos os capítulos vistos. Igualmente, diversos conceitos comumente ensinados no ensino médio, de forma incompleta ou equivocada, foram revisitados e corrigidos a longo da análise dos temas de cada capítulo. Outrossim, a independência do discente foi desenvolvida, na medida em que esse precisou da busca por uma metodologia própria de estudo, a qual obtenha-se êxito concreto. Por fim, tal experiência viabiliza um enriquecimento acadêmico para os discentes que irão persistir na área, posto que os fundamentos são essenciais para todo e qualquer trabalho futuro no âmbito profissional e social.
Palavras-chave: Química básica. Revisão bibliográfica. Conceituação.
Data de submissão e aprovação: 18/11/2020
Introdução
O ser humano é movido por sede de conhecimento, desde os primórdios a humanidade busca conhecer e entender de quê são feitas as coisas do mundo, de certo modo, a Química, tal como ciência que é, vem proporcionar respostas ligadas a essa inquietação e a questões relacionadas a ela. Sucintamente, Química pode ser entendida como uma ciência que estuda a matéria, as transformações que a matéria pode sofrer, bem como as energias envolvidas nessas transformações, assim sendo, entende-se valioso o estudo partindo da conceituação de matéria, sua geometria molecular, sua composição e suas propriedades.
Avante, o estudo submicroscópico mergulha no universo dos átomos (partícula de matéria quase tão pequena quanto se possa ser), moléculas e íons. Seguindo, vai tratar da estrutura eletrônica do átomo, que é composto por elétrons (que definem propriedades e realizam ligações químicas), nêutrons e prótons. A configuração eletrônica de um átomo, é uma forma de representar a disposição dos elétrons nos orbitais.
Dessa forma, tem-se um estudo sobre as propriedades periódicas dos elementos, a forma da configuração eletrônica disposta na tabela periódica e o progresso na área da química que proporcionou reconhecimento de certas propriedades demonstrarem padrões e a perspectiva de descobertas de novo elementos. O conhecimento sobre os conceitos básicos da ligação química é explanado logo adiante, assim, tem-se que os elétrons que estão na última camada de valência são os que realizam as ligações químicas. Sendo que as ligações podem ser iônicas, covalentes ou metálicas. 
Os dois capítulos seguintes, tratam respectivamente, da geometria molecular e teoria de ligações, estudo direcionado para a geometria dos compostos covalentes, e o último, sobre os líquidos e forças intermoleculares (força entre as moléculas), diferença entre gases, líquidos e sólidos, no âmbito molecular. Adiante, o capítulo dedica-se ao estudo sobre os sólidos, visto a relevância de materiais como polímeros, ligas e semicondutores para a ciência. Identifica-se os tipos de sólidos: sólidos metálicos, sólidos iônicos, sólidos de rede covalente e por último, sólidos moleculares. 
 	Os próximos capítulos discorrem, primeiramente sobre termoquímica, que entende o calor como forma de energia e as reações químicas vinculadas a ele. E por último, sobre Cinética Química, abordando dessa maneira, uma parte da química que analisa as velocidades envolvidas nas reações químicas, úteis principalmente quando pesquisamos sobre os mecanismos de reação, ou seja, como ocorre metodologicamente uma reação em nível atômico.
 A Termodinâmica Química é tratada utilizando dos conceitos abordados principalmente na cinética química e na termoquímica para desenvolver conclusões sobre o grau de aleatoriedade de sistemas, da espontaneidade dos processos e da grandeza denominada entropia. Seguindo, tem-se o estudo sobre o Equilíbrio Químico, quando o material em equilíbrio químico não tem sua composição alterada em função do tempo se esse estiver em um sistema fechado e não sofrer mudanças como as de temperatura.
Finalizando, os últimos assuntos tratados são: Equilíbrio Ácido-Base, em que os ácidos e as bases são estudadas com maior profundidade; Complemento de Equilíbrio em Água e Eletroquímica, parte da química que procura compreender os mecanismos por trás da relação intrínseca entre reações químicas e a energia em forma elétrica.
1 Introdução ao Estudo da Matéria
	A Química é a ciência que estuda a matéria e suas transformações, sendo essa definição vastamente ampla e compreendendo diversas camadas de nossas vidas, desde o preparo do café de nossas manhãs à fabricação de foguetes espaciais da NASA (The National Aeronautics and Space Administration).
Ademais, entende-se matéria como a parte física a qual apresenta massa e preenche um espaço do universo, apresentando propriedades, que são as especificidades que distinguem os diferentes tipos de matéria. Outrossim, vale apontar que a matéria do mundo é composta de uma gama de substâncias combinadas que denominamos elementos. Cada elemento caracteriza somente um tipo de átomo (partícula de matéria quase tão pequena quanto se possa ser) e dessa forma, como grandes objetivos da química, buscaremos encontrar relações entre as propriedades da matéria e os átomos nessa contidos (composição) e a forma como estão nela organizados (arranjo/estrutura). Outro conceito fundamental é a molécula, resultada da junção de dois ou mais átomos com uma estrutura única, contendo composição e arranjo especial o suficiente para que qualquer mudança pequena feita possa significar a diferença entre o alimento e o veneno. Por fim, estudaremos também, no presente trabalho, transformações de substâncias e suas propriedades, podendo se referir àquelas que ocorrem no reino macroscópico (visível com a vista desarmada) ou no reino submicroscópico (átomos e moléculas).
É possível classificar a matéria pelo estado físico em que ela se apresenta e pela composição nela verificada. Destarte, temos que a matéria pode ser apresentada como gás (vapor), tendo formato ou volume variáveis, com a capacidade de se expandir ou retrair dependendo do lugar que ocupa, cujas moléculas estão espaçadas e em constante colisão umas com as outras, devido as suas elevadas velocidades. Há igualmente o líquido, de volume específico, cuja forma diverge com o espaço onde está restringido e com moléculas mais próximas que no estado gasoso, no entanto ainda apresentando movimentos rápidos indicado pela fluidez do líquido. Por último, o sólido, de formato e volume praticamente inflexíveis, cujas moléculas se reúnem com grande força e, por isso, geralmente se notam somente fracos movimentos de oscilação em uma posição fixa. É válido suscitar que a temperatura e a pressão são as causas pela mudança de um estado da matéria para outro. 
Sobre a classificação pela composição, é importante frisar de início que normalmente não encontramos a matéria de forma pura em nosso dia-a-dia, mas com devida metodologia, conseguimos destacar substâncias puras de matérias que a princípio não são, por meio de técnicas como a destilação, a filtração e a cromatografia. O que é chamado de substância pura (ou somente substâncias) pode ser designado à matéria de propriedades únicas e de composição específica a qual se verifica a mesma não importa a amostragem, como é o caso do sal de cozinha, composto fundamentalmente de cloreto de sódio (NaCl). Essas substâncias puras podem ser simples ou compostas (composto), no primeiro caso, ela é composta por só um elemento, como o gás hidrogênio e no segundo, ela pode ser originada através de dois ou mais elementos, tal como a água destilada. Já acerca das misturas, essas são agrupamentos de diferentes substâncias (seus componentes) as quais não têm suas características intrínsecas mudadas pelacombinação. Uma mistura é heterogênea se suas propriedades, sua composição e seu aspecto não forem iguais em toda sua extensão e será homogênea (conhecida também como solução) se sua aparência for padronizada integralmente. Ao destrinchar um pouco mais sobre os compostos, torna-se capaz de notar que são numerosos, pois grande parcela dos elementos pode reagir com outros para formá-los, da mesma forma que podemos quebrar tais compostas a fim de encontrar seus elementos iniciais. A lei das composições constantes é de extrema relevância para o estudo dos compostos, pois define que compostos, sempre consistirão de proporções invariáveis de seus elementos formadores, conclui-se, portanto, que a fim de materiais terem diferentes propriedades ou composições, esses devem ser originados de substâncias compostas distintas ou possuírem purezas variadas. 
Concernindo a classificação das propriedades da matéria, essa pode ser química ou física. A diferença se desenvolve posto que a primeira necessita que haja transformações na matéria para constatá-las (como a inflamabilidade) enquanto na segunda não se vê tal condição (como o odor, sabor, cor etc.). Há também a distinção entre propriedades intensivas, que são aquelas que não variam conforme a quantia da amostragem (ponto de fusão e ebulição, por exemplo) e as extensivas, as quais dependem dessa quantidade (como o volume e a massa). Por último, transformações podem ser químicas (reação química), em que há mudança na composição química ou físicas, nas quais após a transformação, a substância permanece a mesma, com nas alterações de estado da matéria.
 2 Átomos, Moléculas e Íons
	Várias perguntas persistentes ao se definir átomos e as propriedades observadas ao se combinarem, como, o que é de fato um átomo? Ou, há uma lógica por trás dessas combinações? Essas perguntas serão sanadas ao logo do atual trabalho, contudo um ponto coerente para se iniciar essas discussões é no estudo das teorias atômicas. 
	Na Antiguidade, Demócrito (460-370 a.C.) e outros autores já afirmavam a possibilidade do plano físico ser composto por uma partícula indivisível (atomos). Não obstante, somente na Europa do século XVII que a ideia retorna, se fortalece e com noções de química nunca antes tão desenvolvidas, John Dalton (1766-1844) inicia o estudo de elementos e átomos, caracterizada como a primeira teoria atômica, pautado nas seguintes afirmações: os elementos são constituídos de partículas minúsculas denominadas átomos, cada elemento compreende átomos únicos; não se cria, não se perde átomos, nem tampouco é possível alterar átomos de um elementos a um de outro por transformações química; compostos são originados de átomos de elementos desiguais e cada um possui proporções e tipos de átomos específicos. Dalton se embasou na lei de conservação das massas, em que a massa antes e depois da reação são idênticas e na lei das proporções múltiplas, anteriormente explanada, para criar tais postulados, manipulando-as com conhecimentos matemáticos. 
	Atualmente, sabemos que no átomo se encontra partículas subatômicas, podendo ter cargas negativa ou positiva, que se repelem se forem de mesma carga e se atraem se tiver carga distinta, conhecimentos que foram desdobrados muito após a primeira teoria atômica. No século XIX, através de um tudo de vidro em vácuo era aplicada por cientistas uma tensão elevada em eletrodos dentro desse recipiente e assim originava-se uma radiação do cátodo ao ânodo, a qual foi nomeada de raios catódicos. Malgrado invisíveis, esses raios existiam, posto que suscitavam fluorescência em certos materiais e foi também apontado que campos eletromagnéticos interferiam no curso dessa radiação, insinuando que ela seria constituída de carga elétrica negativa. Dessarte, J. J. Thomson (1856-1940) ampliou os saberes, ao descobrir que esses raios eram iguais para qualquer material que compunha o cátodo e propôs que a radiação era composta por uma corrente composta de partículas de carga negativa e, através desse postulado, adquirimos a ideia do elétron, cuja massa e outras propriedades foram descobertas a posteriori. 
	Pela nova perspectiva que o elétron levou à comunidade científica, J. J. Thomson sugeriu que os elétrons estariam espalhados nos átomos, sendo que estes teriam carga positiva por toda sua extensão, em um modelo conhecido como o pudim de passas (plum-pudding). Foi por intermédio dos novos conhecimentos de radioatividade e dos diferentes tipos de radiação que o Ernest Rutherford que novas conquistas no entendimento do átomo se mostraram. Rutherford, em um famoso experimento com uso de radiação, irradiou uma lâmina de ouro com partículas alfa (de carga positiva) e percebeu que um número muito pequeno dessas partículas sofriam desvio ou eram refletidas, assim, ele passou a considerar um núcleo positivo, denso, muito pequeno e compreendia a quase toda a massa do átomo em contraste com uma região maior na quase se situava a concentração de carga negativa. Através desse arcabouço teórico, somado às descobertas dos nêutrons e dos prótons anos depois, fez-se capaz de considerar três partículas subatômicas, o nêutron (sem carga), o próton (com carga 1-) e o elétron (com carga 1+), sendo os átomos com número de prótons e elétrons iguais, de dimensão medida pela unidade angstrom (símbolo) que equivale à (1x10-10) e a unidade de massa (uma).
	Cada elemento possui um número atômico (Z) específico, relativo ao número de prótons e a partir dele, é possível descobrir o número de elétrons desse elemento. Há elementos que terão mais de um número atômico, mas sempre haverá um que é o mais encontrado no universo para aquele elemento. Também existe o número de massa, que se revela como a soma do número de prótons e nêutrons e desse modo, isótopos são átomos com mesmo número de nêutrons, porém com número de nêutrons distintos. Vale dizer que a massa atômica (uma) de um elemento é a somatória das massas de cada um de seus isótopos multiplicando com a quantia percentual que cada um desses isótopos é encontrado na natureza.
	Outrossim, mostra-se necessário abordar a tabela periódica, uma ferramenta de cunho organizacional desenvolvida ao longo de séculos por químicos. Nela, temos períodos, linhas horizontais que vão de um a sete, sendo a primeira composta somente pelo hidrogênio (H) e o hélio (He), assim como as colunas, de um a dezoito em que se encontram elementos de parecidas propriedades. A ordem de sequência dos elementos na tabela se dá pelo número atômico crescentemente e então são definidas três regiões da tabela: a primeira é a dos metais, normalmente com brilho, ductibilidade e que podem conduzir eletricidade; a segunda se trata dos não metais ou ametais, possuído várias propriedades distinta dos metais e tendo representantes em estados físicos e por último os metaloides, que demonstram propriedades tanto de metais quanto de ametais. 
	Abrangendo a discussão sobre moléculas, um fato importante a se elencar é que somente os átomos de gases nobres são encontrados isoladamente no universo e assim, nos deparamos no dia-a-dia com a matéria na forma de moléculas e de íons. As moléculas são o resultado de ligações de átomos, podendo ser diatômicas, formada por dois átomos quase todos ametais (exceção do hidrogênio), ou se tratar de compostos de caráter molecular. Para as moléculas, essas possuem fórmula química para representa-las, como a fórmula molecular normalmente desenhada e a fórmula empírica, com somente o símbolo do elemento e o número relativo de cada átomo na ligação. Há também a fórmula estrutural, a qual apresenta como essas ligações se dá em um plano pelo uso de traços. Já sobre os íons, esses se dão, pois, certos átomos (normalmente os metais) tendem a perder elétrons e geram uma espécie carregada (um íon) de carga positiva e outros tendem a ganhar elétrons (normalmente os não metais) e geram íons de carga negativa. Os íons eletricamente negativos são os ânions e os íons eletricamente positivos são os cátions e a sua carga pode ser estimada através do uso da tabela periódica.Os compostos iônicos, portanto, são aqueles constituídos de cátions e ânions, pela junção de metais e ametais. É válido dizer que, a fim de nomear sistematicamente essas e outras substâncias da química, organizou-se uma nomenclatura para atender tal demanda, a qual define regras para, por exemplo, o nome de cátions, ânions, da combinação desses (compostos iônicos) e de ácidos. 
 3 Estrutura Eletrônica dos Átomos
No século XX, novas teorias científicas se erguiam e dentre muitas, a teoria quântica possibilitou revoluções nas diversas áreas tecnológicas, bem como influencia até atualmente nossas vidas. Pela mecânica quântica, que se estruturou e se desenvolveu como um novo paradigma para a física, fez-se capaz de perceber a organização dos elétrons nos átomos, conhecido como a estrutura eletrônica de átomos.
	Primeiramente, é necessário reconhecer que a luz visível se configura como uma radiação eletromagnética, sendo que esse tipo de radiação tem velocidade específica no vácuo de (valor), a velocidade da luz. Podemos representar tal radiação com uma onda periódica possuindo comprimento de onda (lambda), distância entre picos ou vales convizinhos e uma frequência (nu). O produto entre o comprimento de onda e a frequência de uma onda dessa sorte é igual a velocidade da luz. Vale esclarecer que há um espectro eletromagnético o qual abrange um escopo de comprimentos possíveis para a radiação eletromagnética que supera enormemente a faixa daquilo que é visível. 
	Outros estudos vitais para o entendimento da estrutura são os da radiação de objetos quentes e do efeito fotelétrico. O primeiro buscou estabelecer vínculos entre intensidade, comprimento de onda e a temperatura de um objeto emissor de radiação e foi pelas contribuições de Max Planck (1858-1947) que tais questões conseguiram progredir. Ele determinou que a energia fosse somente distribuída em “parcelas” e havia um valor mínimo quantum (ou “quantia fixa”) para essa energia de ondas eletromagnéticas. Assim, o cientista determinou que um quantum se dá ao multiplicar a frequência da onda por um constante denominada de constante de Planck (de valor). Ainda no início da década de 1910, Albert Einstein (1879-1955) propôs que a radiação eletromagnética se tratava de pacotes de energia em movimento, os quais podem ser considerados como partículas chamadas de fótons cuja energia de somente um equivale justamente ao valor de um quantum estabelecido por Max Planck. 
	Nessa perspectiva, o físico Niels Bohr utilizou dessas teorias para analisar os espectros de linha do hidrogênio. De início, é importante pontuar que um espectro é a divisão de uma onda eletromagnética em seus comprimentos de onda constituintes e assim, um espectro de linha de dá quando essa radiação só apresenta comprimentos específicos de onda. Desse modo, pela equação de Rydberg, através da qual os comprimentos de onda do espectro de linha do hidrogênio podem ser calculados, Bohr pôde desenvolver a teoria atômica cujo último grande passo foi a descoberta do núcleo por Rutherford. O teórico postulou que havia órbitas de energias especiais para os elétrons em um átomo e que esse não tendia ao núcleo positivo pois estava em condição de “permitido”, bem como afirmou que há emissão ou absorção de energia pelos elétrons na forma de fótons. 
	O modelo atômico, embora melhor desenvolvido, ainda não respondia diversas dúvidas frequentes, dessa forma, Erwin Schrodinger (1887-1961) conseguiu introduzir o conceito de orbitais, que é de extrema importância para o estudo dos átomos. Inicialmente, Louis de Broglie concretizou uma equação a qual pôde compreende tanto a caráter de onda quanto o de partícula que o fóton possui e Werner Heisenberg apontou que, por essa dualidade onda-matéria, não é possível saber a posição e a velocidade do elétron em certo tempo de forma exata e concomitante. Conhecendo tais proposições, Schrodinger descreve sua famosa equação de onda, altamente complexa, mas pela qual é possível definir a energia relativa aos elétrons de um átomo, igualmente como a região onde é mais provável de se deparar com seus elétrons, logo, um espaço de maior densidade eletrônica. 
Nesse aspecto, um orbital compreende a ideia de região em que o elétron tem probabilidade de ser encontrado e assim, podemos definir números quânticos que podem ser: principais (1,2,3...) cuja elevação indica que o orbital aumenta e a distância entre o elétron e o núcleo; secundário, em que os valores mais conhecidos e comuns são 0, 1, 2 e 3, representados por s, p, d e f respectivamente; magnéticos que variam entre um certo número inteiro negativo e outro inteiro positivo. Os orbitais de número quântico principal de mesmo valor formam níveis, enquanto tem-se subníveis quando os orbitais possuem número quântico principal e secundário equivalentes. O primeiro nível, assim, possui somente um subnível, o segundo possuirá dois subníveis e assim sucessivamente. Vale pontuar que cada subnível demonstra um valor especial de orbitais, sendo o subnível s contém um, o p, três, o d, cinco e assim por diante. Cada orbital possui um formato específico para seu subnível, sendo importante ter em mente os de s, que apresentam formato esférico, os de p, similares a duas bexigas em dois eixos distintos ligadas por uma origem e os de d, parecidos com quatro bexigas em forma de cruz ligadas igualmente por uma origem. 
No caso de átomos polieletrônicos, podemos nos deparar com orbitais em um mesmo nível, para distingui-los quanto a energia, porém, é necessário saber que o subnível s é o menos energético, seguido do p, do d e daí em diante. Também vale definir que são degenerados aqueles orbitais como mesmo valor energético. O número quântico magnético de spin é outro número importante para o estudo de orbitais, se baseado no fato de que os elétrons realizam movimento giratório em eixo próprio, assim, esse número varia de -1/2 a +1/2, como a direção para qual o elétron realiza tal movimento. Com isso, por meio do princípio de exclusão de Pauli, não há elétrons pareados de um átomo os quais possuam os mesmos 4 números quânticos estudados e dessa forma, conclui-se que os orbitais possuem dois elétrons, no máximo, e com spins contrários.
A configuração eletrônica de um átomo, nesse contexto, é uma forma de representar a disposição dos elétrons nos orbitais. Assim, os elétrons são distribuídos nos orbitais menos para os mais energéticos, podendo haver somente dois em cada um dos orbitais. Há um diagrama de orbital próprio para tal representação e também podemos nos deparar com elétrons emparelhados ou desemparelhados nos orbitais. Devemos, quando realizarmos a distribuição eletrônica de algum átomo, fazer ao máximo com que os elétrons possuam spins igual, para reduzir a energia em seus orbitais, que é chamado de Regra de Hund. É possível condensar a configuração eletrônica de algum elemento ao considerar, de um lado, os elétrons de valência (nível mais externo) e, de outro, os elétrons mais internos, considerados elétrons de caroço e que podem ser substituídos pelo símbolo do gás nobre anterior na tabela periódica em colchetes. Por fim, acerca dos metais de transição, esses são particulares na medida em que seus orbitais de valência compreendem o subnível d, mas que podem ter suas distribuições eletrônicas feitas normalmente pelo uso da regra de Hund e das configurações eletrônicas condensadas.
 4 Propriedades Periódicas dos Elementos
	Por meio da configuração eletrônica apresentada anteriormente, podemos perceber que nas colunas da tabela periódica encontramos elementos cujo número de elétrons de valência é o mesmo, sendo esses elétrons relacionados nas ligações químicas e sabe-se igualmente que, geralmente, nos grupos se observa elementos com propriedades similares. Esse e outros fatores implicam que a distribuição eletrônica possui relação com as características dos elementos, e o estudo profundo dessa configuração por intermédio da tabela periódica dos elementos faz-se necessário, posto que nem sempre uma característica de certo elementopode ser explicada de forma tão singular.
	Em meados do século XIX, notou-se fortes progressos na química os quais viabilizaram a descoberta de diversos novos elementos, em uma velocidade nunca antes constatada. Contudo, exigia muito labor a classificação de cada um desses novos elementos, mas com as contribuições dos químicos Lothar Meyer e principalmente Dmitri Mendeleev, métodos mais eficientes foram desenvolvidos. Ambos perceberam que certas propriedades demonstravam padrões ao organizar os elementos por ordem crescente de massa atômica e Mendeleev, em especial, previu a existência de elementos desconhecidos que se encaixariam em lacunas da futura tabela periódica. Posteriormente, o físico Henry Moseley (1887-1915) teoriza, por meio de estudo com raios X, a existência do número atômico, que aprimora as tabelas periódica vigentes na época por organizar elementos em ordem crescente desse número. 
	A primeira propriedade periódica de grande importância se configura como o raio atômico cuja definição deve levar em conta a vizinhança e a situação do átomo e o qual pode se tratar de um raio de van der Waals, em que os orbitais dos átomos adjacentes não se intersecionam de forma significativa ou de um raio atômico ligante, menor e relacionado a nuvens eletrônicas de dois átomos que se interpelam e será deste último que iremos tratar. Pela tabela periódica, quanto maior o número do período e quanto menor o número do grupo, maior será o raio atômico do elemento. Além disso, os cátions tem tamanho inferior se comparado com seus átomos relativos e, para íons com o mesmo número de elétrons, seu raio aumenta conforme mais baixo em um grupo ele está.
	Em segundo lugar, tem-se a afinidade eletrônica, a qual é definida como a variação de energia quando um elétron é aplicado a um átomo (em forma gasosa), mensurando, portanto, a afinidade com que esse possui para com o elétron. Um conceito que pode se confundir com afinidade eletrônica é a energia de ionização, porém a diferença se dá, pois, esse se baseia-se na adição de elétron e este na perda de elétron e a energia relacionada a tais processos. Há uma tabela para os valores e a afinidade eletrônica tiver valor positivo, a espécie química não se relaciona com o elétron, pois gera produto instável e se for negativa, esse acontecimento é o inverso, sendo então favorecido.
	O caráter metálico se configura como terceira grande propriedade periódica, sendo que seu aumento é visto na tabela periódica da mesma forma como ocorre no caso do raio atômico. Por essa via, sobre os metais, além do brilho e condutividade, eles tendem a formar cátions, costumam reagir com não metais para formar compostos iônicos e geram majoritariamente óxidos básicos na reação com oxigênio. No caso dos não metais, por sua vez, normalmente se configuram como os ânions nas interações com metais, realizam compartilhamento de elétrons nas ligações com outros não metais e originam com frequência óxidos ácidos como os presentes na chuva ácida. Finalmente, os metaloides podem apresentar propriedades dos dois tipos de elementos supracitados, como apresentar brilho, porém não conduzir bem corrente elétrica, tal como o silício. 
5 Conceitos Básicos da Ligação Química
	Nos orbitais de valências, em sua última camada, encontra-se elétrons que realizam as ligações químicas e, tendo em conta esse conceito, G. N. Lewis (1875-1946) estabeleceu aquilo que ficou conhecido com diagramas de pontos de Lewis, importante para o estudo de ligações químicas. O diagrama consiste na representação do elemento com seu símbolo e adicionar, em sua volta, pontos os quais simulam os elétrons do orbital de valência espalhados tanto quanto for possível. Outro relevante aspecto é que átomos tendem ao ganho, à perda ou ao compartilhamento de seus elétrons com o objetivo possuírem número igual de elétrons de valência se comparado aos seus gases nobres vizinhos. Isso se deve, pois, tais gases são altamente estáveis e por isso átomos tendem à uma semelhante distribuição eletrônica, de oito elétrons de valência, tendência conhecida como a regra do octeto. 
	Naquilo que concerne os tipos de ligações químicas, temos inicialmente as iônicas, estabelecidas pela reação entre metais e não metais. Essa sorte de ligação se baseia na transferência de elétrons de um metal como o sódio (Na) para um ametal como o cloro (Cl), gerando o cátion Na+ e o ânion Cl-. Ademais, é observado que o composto formado pela ligação iônica, como o NaCl, é usualmente quebrado com facilidade, apresenta elevados pontos de ebulição e fusão e uma estrutura cristalina. Outra característica do composto iônico é que esse possui estabilidade regida pela atração entre o cátion e o ânion e uma energia reticular, energia requisitada para o rompimento total da ligação iônica em seus respectivos íons gasosos. Nessa perspectiva, ao usar a equação da energia eletrostática, é possível concluir que quanto maior for a carga dos íons envolvidos na ligação ou quanto menor for a distância entre o raio de ambos, maior a atração e por consequência maior a energia reticular do cristal. 
Uma questão a ser desenvolvida é a configuração eletrônica de íons do bloco s e p (ou representativos) e dos íons de metais de transição. A primeira se explica como desdobramento da regra do octeto, assim, a exemplificar, o elemento sódio o qual não completa o octeto sozinho deve transferir um e seus elétrons, se tornando Na+, para ter configuração idêntica ao seu gás nobre adjacente neônio. Isso também revela o porquê de não haver comumente Na2+ na natureza, pois essas formas são energeticamente desfavoráveis e divergem do octeto. Já quanto os íons de metais de transição, sua distribuição eletrônica nem sempre se igualará ao dos gases nobres, podendo simplesmente perder seu primeiro elétron do orbital de valência ou ceder seus elétrons de valência e mais alguns, se necessário, no intuito de se estabilizar pelo semipreenchimento do subnível d.
	No que diz respeito das ligações covalentes, essas se baseiam na ideia de compartilhamento de elétrons, sendo que o par de elétrons envolvidos nessa ligação agem no sentido de aproximar fortemente os átomos e ficam localizados no espaço entre dois núcleos. Para representar essas interações, usamos as estruturas de Lewis, as quais denotam os elétrons do orbital de valência como pontos e utilizam de traços entre os elétrons dos átomos para indicar ligações covalentes. Essas ligações podem variar quanto a quantidade de pares de elétrons envolvidos, sendo que quando é ligado um par de elétrons de dois átomos distintos, temos uma ligação simples, quando esse processo ocorre duas vezes entre os mesmos átomos, é uma ligação dupla, e quando três, é uma ligação tripla, sendo que o comprimento da ligação diminui e sua força aumenta gradativamente quanto mais pares de elétrons se ligam. Esse compartilhamento de elétrons das ligações covalentes pode ser desigual ou não, sendo esse caso uma ligação valente polar e este uma ligação covalente apolar. A desigualdade comentada é devida a uma propriedade específica dos elementos, a eletronegatividade, que define o quão mais forte certos elementos atraem elétrons em comparação a outros, sendo que quanto maior seu valor, mais essa atração é percebida. A eletronegatividade, na tabela periódica, possui a tendência de aumentar conforme tende para períodos de número menor e grupos de número maior. Com isso, podemos calcular a polaridade das ligações, e assim, definir se uma ligação é: covalente apolar, se a diferença dos valores de eletronegatividade, pela escala de Pauli, é nula (entre elementos iguais); covalente polar, se essa diferença existe e é branda; iônica, quando essa diferença é alta. Há, nos casos de eletronegatividade distintas, cargas parciais negativas para o átomo mais eletronegativo e positivas para o átomo menos eletronegativo, sendo que a polaridade se eleva quanto mais distintos os valores dessas cargas forem. 
	A definição de molécula polar se dá como aquela que apresenta um aglomerado eletricamente negativoe outro eletricamente positivo em posições distintas na molécula. Contudo, com o uso do conceito de dipolo, que surge no sistema quando há duas cargas de sinais contrários e módulo igual, distanciada uma da outra, podemos definir que são polares as moléculas que possuem um valor não nulo de momento de dipolo. O termo “momento”, nesse caso, somente especifica que se trata do dipolo cuja intensidade foi quantificada, sendo o produto do modulo de uma das cargas com a distancia entre elas. As ligações iônicas e covalentes e suas diferenças se clarificam ao estudarmos a polaridade de ligação, já que a partir daí podemos considerar um espectro que vai de totalmente iônico à totalmente covalente, sendo que as substâncias que conhecemos estão entre esses dois extremos e não são unicamente de um dos dois tipo. Outras questões a ser melhores desenvolvidas são sobre a estrutura de Lewis. De início, para estrutura-la, devemos considerar os elétrons de valência de todos os átomos, assim os ligamos com ligações simples, completando octetos e, se ainda não estiverem balanceados, utiliza-se ligações duplas ou triplas. 
A carga forma de um átomo pode ser calculada, daí, sendo seu número de elétrons de valência subtraído pela metade da quantia de elétrons ligantes que ele possui, novamente subtraído pelos elétrons isolados. Esse valor é de extrema importância, pois, a estrutura de Lewis cuja carga forma total for a menor será a mais provável de ser as dominantes na natureza e o número de exceções para tal regra é pequeno. Finalmente, a ressonância deve ser representada quando não é possível definir apenas um de arranjo de Lewis para algumas moléculas, como o O3 e o benzeno, em que há formas dominantes pelo cálculo da carga formal, mas que devemos considerar que se trata um híbrido em que nenhuma dessas estruturas realmente existem especificamente. Vale apresentar os três casos mais comum de exceção da regra do octeto, que se dá quando: a estrutura de Lewis tem como somas de elétrons um número ímpar; quando não é possível formular a regra do octeto sem que haja aumento irregular na carga formal total ou nos casos em que um átomo em envolvido por átomos pequenos com alta eletronegatividade e em grandes quantidades, ultrapassando o valor eletrônico estipulado pelo octeto.
6 Geometria Molecular e Teoria de Ligações
	No organismo humano, biomoléculas como as enzimas possuem estruturas moleculares específicas e complexas vinculadas diretamente às funções que desempenham em nossos corpos. De fato, as propriedades de qualquer tipo de substância são regidas pelo seu arranjo e tamanho, bem como pela força e polaridade presente nas ligações que a formam. Nesse viés, o principal foco do atual capítulo é o estudo da geometria de compostos covalentes, os quais apresentam diversas estruturas cujo reconhecimento é imprescindível para os estudiosos da química.
	Primeiramente, é cabível relembrar do diagrama de Lewis, que representava as ligações entre átomos por traços em um plano. Essas estruturas de representação são úteis para o contexto de ligação química, porém não compreendem fenômenos como o tamanho e o ângulo das ligações, próprios da geometria molecular. Em uma molécula de CCl4, por exemplo, o tamanho das ligações C-Cl é 1,78 angstrons e o ângulo envolvido é 109,5°, formando uma estrutura geométrica chamado tetraedro. Assim, podemos generalizar certos conceitos, como o fato de ser necessário três átomos para verificarmos os ângulos das ligações, retratadas como duas linhas de origem no átomo central. 
	Dessa forma, nos deparamos com certas formas moleculares como a linear e a angular, de três átomos sendo que na primeira gera ângulo de 180° entre suas ligações e na segunda esse ângulo é diferente de 180°. Existe também, com quatro átomos, a trigonal plana que se caracterizam por possuir átomo central no mesmo plano que os outros, a piramidal trigonal, cujo átomo central está acima do plano dos átomos periféricos e a em forma de T, que gera dois ângulos de 90° e um último de 180° pela. Por fim, há igualmente a forma tetraédrica, típica de moléculas com cinco átomos em um arranjo com ângulos de 109,5°; a bipiramidal trigonal, de seis átomos, gerando ângulos de 120° no plano horizontal e de 90° no plano vertical e a octaédrica, com sete átomos, a qual demonstra ângulos de 90° em todas as suas ligações. 
	No intento de prever qual dessas formas um composto molecular irá ter, foi criado o Modelo de Repulsão de Pares de Elétrons da camada de valência (VSEPR). No primeiro momento, é importante reconhecer a ideia de domínios eletrônicos, que pode se tratar dos elétrons ligantes ou dos pares de elétrons isolados ou não ligantes. Dessa maneira, um único domínio eletrônico pode ser uma ligação (seja simples ou múltipla) ou um par de excluído das ligações. O arranjo molecular mais favorável, nesse sentido, é o que reduz ao máximo a repulsão entre tais domínios e assim, é possível traçar passos para representar a geometria de compostos. Para isso, primeiramente de ser feita a estrutura de Lewis da espécie química; depois deve ser desenvolvido o arranjo dos domínios eletrônicos, contando a ligações e os pares de elétrons isolados e definindo-os como linear, trigonal plana, tetraédrica, trigonal bipiramidal ou octaédrica baseando-se na quantia de domínios contados; finalmente, observe e evidencie a forma dos domínios eletrônicos que de fato realizam ligação química para encontra a geometria molecular correta. 
Vale indicar que, os elétrons não ligantes e as ligações múltiplas podem variar os ângulos padrões de certas configurações de domínios eletrônicos já vistos. No caso do par de elétrons isolados, esse realizará mais repulsão por estarem mais espalhados do que quando estão ligados, posto que são atraídos por um único átomo e então o ângulo das outras ligações será menor que o comum. Analogamente, as ligações múltiplas também apresentam nuvens eletrônicas superiormente expandidas e assim o mesmo efeito de redução do ângulo de ligações adjacentes é percebido. Outra questão relevante é que para moléculas maiores, é possível aplicar o VSEPR ao considerarmos diferentes átomos centrais em regiões divididas da molécula, realizando os mesmos passos supracitados. 
Sobre a polaridade da molécula, é essencial o conhecimento acerca de momentos de dipolo, sendo similar a um vetor que demonstra para onde e com qual intensidade a carga está tendendo em uma ligação e depende de cada dipolo de ligação e da geometria da molécula. Com o exemplo da molécula de CO2, percebe-se que as ligações C=O são polares na medida que apresentam momentos de ligação na direção do átomo de oxigênio. Contudo, como vetorialmente os momentos das duas ligações de C=O do CO2 se opõe e tem mesmo valor, a soma vetorial resulta em zero. Se o momento de dipolo de uma molécula foi zero, dizemos que essa é apolar. Diferentemente, no caso da água (H2O), em decorrência do ângulo formado por suas ligações H-O (polares), essas não irão se cancelar vetorialmente, logo, a água é polar. 
	Ao nos referimos às ligações covalentes como aquelas que realizam compartilhamento de elétrons, queremos afirmar de forma submicroscópica que os orbitais de valência dos átomos envolvidos na ligação se sobrepõem. Essa ideia é relevante, pois sua compreensão explica melhor a razão por trás de certas geometrias moleculares já estudadas. Nessa lógica, são orbitais híbridos aqueles resultados de uma intensa sobreposição de dois orbitais por uma ligação covalente, com formato distinto daqueles que o originaram. Com isso, com o auxílio do exemplo da molécula de BeF2, nota-se que o átomo central de Be não realizaria fundamentalmente ligações com o F, posto que em seus orbitais não há elétrons desemparelhados. Assim o Be promove então um de seus elétrons do subnível s para o p e cria um orbital híbrido sp de elétrons desemparelhados, realizando, assim, as duas ligações do BeF2. Nesse exemplo, trata-se da configuração linear, porém, o mesmo princípio pode aplicado para a trigonal plana, gerando orbitais híbridossp2 e para a tetraédrica, com orbitais sp3.
	Finalmente, nas ligações covalentes, é possível perceber um eixo internuclear que atravessa os dois átomos envolvidos na ligação. Desse modo, as chamadas ligações sigma são aquelas cuja região de sobreposição se confundo com o eixo internuclear e estão presentes nas ligações entre dois orbitais s, um s e outro p e o híbrido sp. Por outro lado, as ligações pi têm sobreposição acima e abaixo desse eixo e são mais facilmente rompidas que as sigma. Majoritariamente, as ligações simples são ligações sigma, as duplas possuem ligação sigma e outra pi e as triplas têm duas pi e uma sigma. Vale dizer que, em um contexto de ressonância como no caso da molécula de benzeno (C6H6), encontramos seis ligações sigma C-C e outras seis C-H localizadas, cujos elétrons ligantes estão vinculados especificamente a dois átomos na ligação, no entanto, há também três ligações pi deslocadas, cujos elétrons se espalham devido a ressonância e é possível representa-los como se todos aderissem aos seis carbonos do benzeno. 
7 Líquidos e Forças Intermoleculares
	Malgrado a enorme importância da investigação acerca das ligações químicas, é essencial, para melhor compreendermos os fenômenos da natureza, a análise das forças intermoleculares, ou seja, das forças existentes entre moléculas. Antes de aprofundarmos nessas forças, é necessário entendermos as distinções entre gases, líquidos e sólidos em um escopo molecular. Destarte, os gases possuem moléculas afastadas umas das outras e o perpétuo movimento dessas é desordenado. Ao compararmos com a situação das moléculas de sólidos e líquidos, vemos uma estabilidade superior nesses estados e essa diferença se deve, pois, as forças intermoleculares de gases são quase nulas, enquanto a de sólidos e de líquidos são evidentemente maiores. Isso explica as diferentes propriedades entre os estados físicos que estudamos anteriormente, bem como podemos afirmar que as forças entre moléculas, somado a sua energia cinética, definem o estado físico da matéria. Assim, a mudança de fase pode se dar, por exemplo, através da mudança de temperatura, que controla o grau de agitação das moléculas.
	As forças intermoleculares, embora possuem módulo menor em relação às forças intramoleculares, tais como a ligação covalente e a iônica. Mesmo assim, essas forças realizam significativamente a junção de partículas e podem influenciar até mesmo o ponto de fusão e de ebulição de substâncias, na medida que quanto maior forem essas forças, maior tende a ser esses pontos. É válido referir a tais forças como sendo forças eletrostática, como as ligações iônicas, já que englobam conceitos de cargas negativas e positivas, porém o valor das cargas é pequeno o suficiente para não serem enquadradas como essas ligações. 
A princípio, estudaremos a atrações intermoleculares de espécies com caráter neutro, iniciando pelas forças de dispersão de London. Nessas forças, há a criação instantânea e espontânea, pelos elétrons da matéria eletricamente neutra, de um momento de dipolo, o qual tem capacidade de influenciar outros elétrons de átomos adjacentes e de formar outros dipolos e dessa forma, uma força de atração entre os átomos é observada. Fatores que intensificam essa força é a redução da distância entre os átomos do material e a elevação da polarizabilidade, que é a facilidade da molécula de ter suas nuvens eletrônicas alteradas para gerar dipolos instantâneos, a qual cresce conforme aumenta o tamanho, a massa e número de elétrons da espécie química envolvida. Vale pontuar também que quanto mais a geometria molecular favorece o contato com outras moléculas, mais fortes serão as forças de dispersão nessa molécula. 
Segundamente, temos as forças dipolo-dipolo, que se desenvolvem em moléculas as quais apresentam momentos de dipolo permanentes. O surgimento dessa força se dá pelo fato de que a extremidade com carga parcial de uma molécula influencia as extremidades parcialmente carregadas das outras moléculas, seja pela atração quando essas cargas forem distintas, seja pela repulsão, se essas forem iguais. É importante suscitar que se duas moléculas apresentarem tamanhos e massas similares, devemos olhar para as polaridades dessas, para saber qual das duas sofre maior força intermolecular, sendo a relação polaridade-força diretamente proporcional. As duas forças anteriormente abordadas são consideradas forças de van der Waals, porém há também as ligações de hidrogênio, conhecida por estar presente na água. Em suma, as ligações de hidrogênio se mostram em moléculas que possuem um átomo de forte caráter eletronegativo, como o flúor, o oxigênio e o nitrogênio, com hidrogênio ligado a esse e, assim, verifica-se uma atração entre o hidrogênio e um pequeno átomo eletronegativo de uma molécula vizinha. Nesse contexto, as ligações de hidrogênio são consideradas maior fortes que as forças de van der Waals, devida a extrema polaridade envolvida, porém não superam a força de ligações covalentes, por exemplo. 
Espécies eletronicamente carregas, os íons, podem influenciar moléculas polares em uma forma de força intermolecular, a força íon-dipolo. Por conseguinte, há uma atração entre os cátions com a parte negativa da molécula e a atração dos ânions com a parte positiva da mesma, forças comumente vistas, a exemplificar, nas soluções iônicas em água. É importante esclarecer que a força de dispersão atua em todas as moléculas, sendo que quando estas possuem massas e formas aproximadas, o módulo dessa será similar. E, se uma molécula tiver esses parâmetros muito distintos em comparação a outra, na ausência de ligações de hidrogênio, a força de dispersão é mais influente que a de dipolo-dipolo quanto às interações intermoleculares. 
	Como último ponto, existem três propriedades, de extremo valor, da matéria em seu estado líquido. A primeira se configura como a viscosidade, que a dificuldade de líquidos em se escoarem, dessa maneira, quanto mais viscoso o líquido é, mais ele resistirá ao movimento, algo que depende das forças existente entre as moléculas desse líquido. A segunda é a tensão superficial, sendo a energia demandada para espalhar a parte do líquido que está na superfície, já que essa região sofre naturalmente um aglomeramento irregular de moléculas. Já a final é a ação capilar, determinada pela interação entre as moléculas de uma superfície e as do líquido, que geralmente elevam o líquido próximo ao vidro do tubo de ensaio em um contexto prático da química. 
8 Materiais Sólidos
	Materiais como os polímeros, as ligas e os semicondutores são frutos da profunda pesquisa e análise de sólidos, e o conhecimento de suas propriedades e de seus arranjos apresenta grande relevância científica. Assim, os materiais sólidos podem ser classificados, primeiramente, como sólidos metálicos, originados pela ligação de enormes nuvens eletrônicas na cada de valência, formando um “mar” de elétrons, que envolve todos os átomos do material e possibilita a condução de eletricidade e reflete em outras propriedades dos metais. Podem também ser sólidos iônicos, resultados das ligações iônicas entre cátions e ânions, sendo facilmente quebrados e ineficazes na condução elétrica. Outra classificação é a de sólidos de rede covalente, que se trata dos sólidos constituídos pelo enorme agrupamento de ligações covalentes e por esse motivo, tendem a ser rígidos. Por último, temos os sólidos moleculares, os quais são estruturados pelas forças intermoleculares e, como estas não são tão intensas, esses costumam a ter pontos de ebulição baixos e ser compressíveis. Vale pontuar que, em termos estruturais, um sólido pode ser amorfo, ou seja, não demonstra organização ou formato padronizado e são similares a líquidos em nível molecular, ou são cristalinos, apresentando um padrão em sua estrutura, podendo ser planar com ângulos próprios. 
	Abordado especificamente os sólidos metálicos, cotidianamente denominados de metais, esses são formados pelas ligações metálicas. Os metais não conseguem fazer ligações covalentes em decorrênciada pequena quantia de elétrons de valência presente em cada átomo, portanto, com alternativa, esses deslocalizam seus elétrons gerando um “mar” eletrônico o qual compreendem todos os átomos do sólido, não somente entre dois como de costume. Essa estratégia gera a chamada ligação metálica, entre íons positivos dos metais por essa configuração de elétrons livres e móveis. Os sólidos metálicos revelam características como brilho reconhecível, transmitem sensação de frio pelo fato de conduzirem bem calor, além da boa condução elétrica já apontada. Esses sólidos possuem altos índices de maleabilidade e de ductibilidade, com a primeira se tratando da alta capacidade de desdobra-los sem os romper e com a segunda sendo a evidente facilidade que apresentam para formar fios, já que quando esses sólidos sofrem deformações, os elétrons livres se reorganizam para manter os átomos ligados. As ligas, no contexto de sólidos metálicos, são materiais que apresentam variáveis características dos metais, originadas de pelo menos dois elementos distintos. O intuito por trás das ligas é buscar ou aprimorar uma propriedade desejada e essas podem ser classificadas em quatro grupos. As primeiras são as ligas de substituição, em que onde se encontrava átomos considerados solventes no material são trocados por solutos sólidos. Segundamente, temos as ligas intersticiais que entendem a presença de solutos em vazios dentro da estrutura geométrica do solvente. Como as terceiras, tem-se as ligas heterogêneas, nas quais não há uniformidade na distribuição dos componentes da liga. Por último, existem as ligas de compostos intermetálicos, que não se configuram como misturam, possuem composições padrões e são principalmente usados em aplicações à altas temperaturas.
Sólidos iônicos são aqueles cuja ligação é eletrostática, definida por íons negativos e positivos. Nessa perspectiva, haja a força da ligação iônica, esses sólidos apresentam altos pontos de ebulição e de fusão. Os elétrons do orbital de valência dos sólidos iônicos tendem fortemente na direção do ânion e assim, são bons isolantes de eletricidade. Outra característica é que esses são quebradiços, pois na medida que tentamos contorcê-los, ânions passam a entrar em contato com outros ânions e cátions com outros cátions, o que faz a estrutura romper pela repulsão das cargas. Em relação aos arranjos iônicos, esses são resumidos em empacotamentos densos apresentando uma simetria evidente. Dessa forma, a simetria favorável é aquela em que os ânions ficam o mais próximo possível dos cátions e mais longe quanto for capaz de outros ânions, repetindo o padrão ao longo da estrutura.
Por definição, os sólidos de rede covalente são formados por ligações covalentes em uma extensa rede atômica. Como exemplos desse tipo de sólidos, temos o grafite e o diamante, bem diferentes um do outro, mas cuja explicação para tal decorrência se deve pela diferença estrutural e de ligação entre os dois. No caso do diamante, seu arranjo é a somatória de tetraedros formados por ligações de carbono-carbono. Já no do grafite, se trata de hexágonos de ligações carbono-carbono conectados gerando várias superfícies planas distintas que são aproximadas umas das outras por forças intermoleculares. Por término, os sólidos moleculares são aqueles cuja união se deve as interações intermoleculares, são menos duros e com menores pontos de fusão que os de rede covalente. O CO2 e o próprio Ar são sólidos moleculares quando em temperaturas significativamente reduzidas, mas também podem ser compostos de espécies bem distintas, como as moléculas de sacarose (C12H22O11), por exemplo. Essas últimas possuem arranjos com ligações de hidrogênio que lhes promovem uma estrutura cristalina e, portanto, são considerados sólidos moleculares. 
9 Termoquímica
	As reações químicas são imprescindíveis para nossas vidas e um dos motivos para isso é que são elas as majoritariamente responsáveis pela energia que nos deparamos e usufruímos no cotidiano. Nesse viés, a área da termodinâmica é aquela que tem a função de estudar a energia e suas possíveis transformações e um dos seus tópicos é a análise da termoquímica. A termoquímica, ramo o qual teve seu início a partir da revolução industrial, compreende o calor como forma de energia e as reações químicas vinculadas a ele.
	Primeiramente, devemos compreender o conceito de energia, o que pode ser complicado, uma vez que não se trata de algo material, entretanto, podemos perceber que ela possui relevantes efeitos no mundo físico. Assim, através da literatura, sua definição se dá como a medida de quanto trabalho foi realizado ou quanto calor foi transferido. O trabalho está relacionado com a energia envolvida no movimento de corpos contra alguma força e o calor com a energia para a elevação da temperatura da matéria. Vale pontuar, de antemão, que a energia pode se encontrar em diversos tipos e pode ser convertida de um para outro. Dessarte, lista-se a energia cinética, cujo princípio é o movimento, aumentando conforme a massa e a velocidade do corpo em questão. A energia potencial, baseada na posição de um objeto em comparação com um outro, podendo ser dita como uma energia “armazenada” no sistema e que pode se dar em diversas formas como a energia potencial gravitacional ou a energia potencial eletrostática. A energia química, que também se configura como energia potencial, visto que está nas estruturas dos átomos das substâncias e pode ser convertido em outras, mas que possui valor superior para nossos estudos de termoquímica.
	Como unidade para a energia, tem-se o joule (J) em referência ao físico James Joule (1818-1889) que equivale a 1kg.m²/s², contudo 1 J representa um valor muito pequeno para várias aplicações, assim, normalmente adotamos a unidade quilojoule (kJ). Outra unidade frequentemente utilizada é a caloria (cal), em que uma cal representa 4,184 J e que se refere a quantia de energia usada para aumentar a temperatura da água com massa de 1 g de 14,5 para 15,5°C. Outrossim, vale a introdução de dois importantes conceitos, o sistema e a vizinhança. O primeiro se refere a uma parcela selecionada o universo para o estudo de energia, como se fosse uma pequena caixa, enquanto o segundo diz respeito a todo o entorno desse sistema. O sistema pode ser aberto, que realiza transferência energética e de massa para com a vizinhança; também pode ser fechado e transferir somente energia e por fim, pode ser isolado e não realizar nenhum tipo de troca.
	Retornando ao conceito de energia, vale desenvolver a ideia de trabalho. Assim, esse é definido com a energia necessária para realizar o movimento de uma partícula através de uma força, sendo o produto da força (F) com o deslocamento (d). Já sobre o calor, de similar relevância, pode ser resumido como a energia que flui de uma partícula de maior temperatura para outra de menor temperatura. Com esse arcabouço teórico, podemos entender a primeira lei da termodinâmica, a qual afirma que não se destrói ou se constrói energia, se ela não é mais constatada no sistema, isso significa que ela foi transferida para vizinhança. A energia interna de um sistema, por sua vez, é formada pelas energias potenciais somadas às cinéticas e sua variação equivale a energia interna final subtraindo pela energia interna inicial. Essa energia também pode ser entendida como a soma do calor (q) com o trabalho (w) que foram ou adquiridos ou retirados do sistema. Um processo endotérmico, em que o sistema recebe energia, se dá, portanto, quando o valor de q é maior que 0 ou quando w é maior que 0 (trabalho realizado no sistema) e, em oposição, o processo exotérmico é aquele em que o valor de q e w são negativos, sendo esse trabalho realizado pelo sistema, e assim o sistema libera energia. 
	As funções de estado são importantes propriedades dos sistemas cujo valor só depende da situação momentânea de um sistema, tal como a energia interna que tem seu módulo determinado somente a analisar um estado final e outro inicial, não se considerando como essa variação se deu. Jáa entalpia é uma grandeza da termodinâmica, que se configura como uma função de estado, a qual se descreve em um sistema como o produto de sua pressão pelo seu volume somados a sua energia interna. Uma variação de entalpia pode ser estabelecida, sendo que sua fórmula passa a assumir energia interna e volume em variação, ao passo que a pressão é considerada constante. Nessas condições, é possível desvendar matematicamente que a variação da entalpia é igual ao calor à pressão constante que flui entre a vizinhança e o sistema, sendo assim, conclui-se que se a variação de entalpia for positiva, trata-se de um processo endotérmico e se essa for negativa, é um processo exotérmico. Para as reações químicas, uma entalpia de reação pode ser definida como a entalpia dos produtos subtraindo à entalpia dos reagentes. Além disso, o valor dessa entalpia é o inverso para as reações químicas inversas e os estados físicos dos componentes da reação influencia em seu valor. 
	Entende-se calorimetria como o estudo das transferências de calor, que se inicia pela ideia de capacidade calorífica (C), própria de cada substância, como a quantia de energia requerida a fim de aumentar em 1°C sua temperatura. Existem dois tipos de capacidades caloríficas de destaque, a capacidade calorifica molar, que compreende 1 mol do composto, e o calor específico, para um grama do composto. Há igualmente a lei de Hess, importante para a entalpia de reações químicas, já que define que, quando há reações passíveis de ser divididas em várias outras, a soma das entalpias das equações químicas separadas é equivalente a entalpia da equação global. 
	Finalmente, as entalpias de formação estão relacionadas ao valor da entalpia necessário para a formação de certo composto. Para tal fim, é essencial que se estabeleça condições padrões para que esse valor possa ser tabelado. Dessa maneira, são consideradas uma pressão igual a 1 atm e uma temperatura de 298 K e então poderemos determinar a entalpia padrão de formação. É importante apontar que, para substância simples e elementos, esse valor é zero. Em uma perspectiva energética, os alimentos são compostos por gorduras, carboidratos e proteínas que nos provêm, de formas diferentes formas, a energia necessária para realizarmos nossas atividades do dia-a-dia. Já os combustíveis, esse podem ser fósseis, como o gás natural e o petróleo, os quais não se renovam, mas podem se tratar daquele podem ser utilizados de maneira sustentável, como os de origem solar, eólica e geotérmica.
10 Cinética Química
	A cinética química é uma parte da química que analisa as velocidades envolvidas nas reações químicas, úteis principalmente quando pesquisamos sobre os mecanismos de reação, ou seja, como ocorre metodologicamente uma reação em nível atômico. Existem diversos fatores que regem a velocidade de uma reação, sendo esses: o estado físico em que se encontram os reagentes, uma vez que quanto mais em contato eles estiverem mais rápida é a reação; a concentração dos reagentes, haja vista que a probabilidade desses se colidirem aumenta; a temperatura da reação, que eleva a energia cinética do sistema e faz com que choque moleculares se intensifiquem; a existência de catalisadores, que aceleram a reação sem serem utilizados no processo. Normalmente entendemos velocidade com a razão da distância pelo tempo, porém podemos considerar velocidade, no âmbito da cinética química, como a variação da concentração do material pelo tempo. Essa concentração geralmente se dá como mol/L e assim: se uma substância é formada, sua velocidade média é a sua variação da concentração molar sobre o tempo, enquanto se ela é consumida, essa velocidade é o negativo da variação dessa concentração sobre o tempo.
	É interessante conhecer que, conforme ocorre a reação, sua velocidade é reduzida, uma vez que encontramos concentrações de reagentes menores. Destarte, podemos estabelecer o cálculo de uma velocidade instantânea, similar à velocidade média, mas com a ideia de que se trata da derivada da concentração quando a variação do tempo tende a zero em um dado momento. A velocidade de aparecimento e desaparecimento de todos os produtos e reagentes é a mesma para equações de coeficientes estequiométricos iguais a 1, e quando um componente da reação possui esse coeficiente de valor superior, seu valor é multiplicado com a variação do tempo na equação de sua velocidade média. 
	É possível estudarmos a velocidade de uma reação na medida em que estabelecemos uma lei de velocidade. Essa lei é definida pelo produto da constante de velocidade, que varia com a temperatura da reação, com a concentração de um reagente A elevado ao expoente m, com outro reagente B elevado ao expoente n e assim por diante, compreendendo todos dos reagentes. A lei de velocidade pode ser calculada experimentalmente e a chamada ordem da reação dependem dos expoentes citados anteriormente citados. Assim, na maioria dos casos, esses expoentes possuem valor igual a 1 e a ordem da reação é determinada pela soma dos expoentes de cada reagente, sendo que os valores de ordem mais comuns são o de primeira, de segunda e de ordem zero. 
	Dessarte, pelo uso das leis de velocidade de diferentes ordens, é possível adquirirmos equações que demonstram a variação dos componentes da reação em função do tempo. Primeiramente, temos as equações de primeira ordem, que dependem somente da concentração de um reagente e, portanto, tem velocidade determinada pelo produto de k com essa concentração. Essa é conhecida como a lei de velocidade diferencial, porém podemos encontra igualmente a lei de velocidade integral, pelo uso do cálculo. Desse modo, o logaritmo natural (ln) da concentração do reagente em qualquer momento é igual ao negativo do produto de k com o tempo, somado ao ln da concentração inicial, o que configura como uma função de primeiro grau e tem gráfico linear. 
Já para a equação de segunda ordem, que compreende a concentração de dois reagentes, essa possui lei de velocidade diferencial equivalente ao produto de k com o quadrado da concentração de um dos reagentes e sua lei de velocidade integral define que o inverso da concentração de um reagente em um tempo (t) é o produto (kt) somado ao inverso da concentração inicial do mesmo. Finalmente, na equação de ordem zero, em que a velocidade de desaparecimento ou surgimento não depende da concentração dos reagentes, temos que sua lei de velocidade diferencial é justamente k e, pela lei integral, a concentração do produto em um momento vale o negativo do produto (kt) somando com a concentração inicial desse. Vale dizer que o cálculo da meia-vida, entendida como o tempo requerido a fim de se atingir metade do valor inicial de concentração em uma reação, também depende da ordem da equação. Em suma: para a primeira ordem, esse cálculo não compreende a concentração de qualquer reagente; para maiores ordens, quanto maior a concentração, menor a meia vida e para menores ordens, com o aumento da concentração, a meia vida também se eleva.
	As temperaturas possuem grande influência na cinética química, haja notar que a constante de velocidade (k) reduz conforme o valor da temperatura é menor, e vice-versa. Isso se explica, pois, por meio do modelo de colisão, a energia cinética das moléculas aumenta conforme cresce a temperatura, o que ascende a frequência de colisões das partículas e igualmente sua velocidade. Todavia, nem todas as colisões levam à reações, na verdade, é um taxa bem baixa e o fator de orientação dos componentes da reação pode ou aumentar esse valor, se as espécies que se atraem estão se chocando, ou reduzir-se, se as espécies as quais se repelem estão em contato. As energias de ativação, nessa abordagem, é um módulo de energia o qual varia para cada reação analisada e que é o mínimo exigido para que comece a reação química. Em algumas reações, por exemplo, é necessário o fornecimento de energia para que um composto possa rearranjar sua estrutura, formando uma espécie altamente instável chamada de complexo ativado, para daí se remodelarem um novo composto estável. Vale concluir que quanto maior a energia de ativação, mais lenta será a reação química e vice-versa, sendo que altas temperaturas no sistema facilitam as moléculas a superarem essa energia e se reagirem. 
	Pelos mecanismos de reação, buscamos entender como ocorrem cada etapa das reações químicas, na medida que estruturas são rompidas ou construídas em cada passo. Chamamos de reação elementar aquela que se dá em uma só etapa e de molecularidade a quantia de reagentes envolvidos na reação elementar, podendo ser unimolecular, bimolecular ou termolecular, com um, dois ou três reagentes respectivamente. Assim, para mecanismo de várias etapas, uma reação global que sintetiza todas as etapas em uma única é igual à soma das reações elementares. O composto que é produto em uma etapa e reagente na seguinte é denominado de intermediário. Vale dizer que a molecularidade, particularmente, determina a lei de velocidade da reação elementar, assim, uma reação unimolecular é de primeira ordem, uma bimolecular é de segunda ordem e assim por diante. 
	A catálise é um processo o qual entende o aumento ou a redução da velocidade das reações químicas por meio de catalisadores, não adulterando o produto dessa reação em termos químicos. Dessa forma, uma catálise heterogênea é aquela em que tanto o catalizador quanto o reagente estão na mesma fase, enquanto que na heterogênea, isso não ocorre e costuma se tratar de processos de adsorção nos quais a reação acontece na região superficial do catalizador. Por fim, as enzimas são, essencialmente, catalizadores biológicos nas quais, em seu sítio ativo, realizam a catálise de substratos orgânicos, uma função essencial para o funcionamento dos seres vivos.
11 Termodinâmica Química
	Nessa secção da química, utilizaremos dos conceitos abordados principalmente na cinética química e na termoquímica para desenvolver conclusões sobre o grau de aleatoriedade de sistemas, da espontaneidade dos processos e da grandeza denominada entropia. Sabemos, por estudos anteriores, que a energia é conservada pela primeira lei da termodinâmica, no entanto, essa lei não aborda o quão provável é de certos processos ocorrer ou não. Conceitualmente, os processos espontâneos são aqueles que irão se desdobrar independentemente de auxilio de algo externo, sozinhos, enquanto os não espontâneos precisam de algo para fazê-los acontecer. Vale dizer que, geralmente, certo processo espontâneo em um sentido direto será, no contrário, não espontâneo. Por exemplo, quando em temperaturas superiores a 0°C, o derretimento do gelo é um processo espontâneo enquanto que a formação de gelo nessas condições é não espontâneo.
	A procura científica por critérios para determinar se um processo é espontâneo ou não data séculos e mesmo tentando relaciona-los com os processos endo e exotérmicos, ambos podem ser espontâneos ou não espontâneos. Nesse viés, Sadi Carnot (1796-1832) estudou a ideia de motor ideal para aumentar a eficácia dos motores existentes da época. Nesse motor é compreendido uma totalidade de processos reversíveis, sendo, portanto, o estado de seu sistema e sua vizinhança sempre passíveis de serem recuperados. e definiu que um processor. Assim, Carnot propõe que, nessas condições, o trabalho realizado do sistema para a vizinhança teria valor máximo. Outra ideia relevante é que, embora a transferência de calor não seja um processo reversível, ao se considerar um sistema e uma vizinha cuja distinção das temperaturas é infinitesimalmente pequena, assim, o calor tenderá para o sistema se a vizinhança tiver temperatura infinitesimalmente superior e esse fluxo energético pode ser invertido para que provocar na temperatura da vizinhança uma redução cujo valor infinitesimal é o mesmo da diferença estipulada. Conclui-se, logo, que quando há uma variação infinitesimal de certa característica do sistema, os processos reversíveis terão seus sentidos invertidos. Fora do plano ideal, é possível, com essas abstrações, perceber que os processos espontâneos cujo contrário resulta nos processos não espontâneos são sempre considerados irreversíveis. 
	A grandeza denominada de entropia (S) é definida como aquela que rege a espontaneidade dos processos existentes. Ela é uma função de estado cuja variação é igual à entropia final subtraída da entropia inicial e está relacionada com o grau de desorganização de um sistema. A variação de entropia pode ser igualmente determinada como a razão do calor idealmente reversível sobre uma temperatura absoluta, definindo assim uma unidade para entropia igual a joules por kelvin. Em casos de mudança de estado físico, a variação da entropia de, por exemplo, fusão pode ser dada como a variação da entalpia de fusão sobre a temperatura. Vale dizer que a variação de entropia do universo é a soma da variação de entropia do sistema com a vizinhança, assim, a segunda lei da termodinâmica define que se essa soma equivale à zero, trata-se de um processo reversível e se essa soma foi maior que zero, tem-se um processo irreversível e portanto compreende os de caráter espontâneo.
	Em termos moleculares, temos que a totalidade dos chamados microestados compreende todas as possíveis configurações atômicas e moleculares em termos de posição e movimento dentro de um sistema. Nesse sentido, como a entropia está relacionada à desordem do sistema, podemos dizer que quanto mais microestados um sistema apresentar, maior o valor da entropia, sendo esse quantitativamente igual ao produto da constante de Boltzmann (1,38 x 10-23 J/K) pelo logaritmo natural da quantia de microestados. É importante conhecer que as moléculas possuem três formas de movimentos: a translacional, pelo espaço; a vibracional, relativo ao movimento dos átomos nas estruturas; a rotacional, giro em eixo próprio. Assim, teremos um aumento na quantia de microestados dado pelo aumento do número de tipos de movimentação da molécula, da quantia das moléculas, do volume e da temperatura do sistema e, isso indica que a entropia tende a ser mais forte para a matéria gasosa do que para as que estão no estado sólido, por exemplo.
	Outrossim, terceira lei da termodinâmica define que a entropia é nula quando a temperatura absoluta do sistema for igual a zero kelvins. Vale ressaltar que há um valor de entropia para cada reação química específica, denominada entropia molar padrão, sendo essa tabelada para cada substância. Finalmente, é possível determinar uma energia que contempla grandezas de nosso atual estudo, sendo essa chamada de energia livre de Gibbs. Sua variação equivale à variação da entalpia subtraída pelo produto da temperatura absoluta com a variação de entropia. Quando o valor dessa variação é positivo, se trata de um processo não espontâneo e requer trabalho para que ocorra, quando for nula, trata-se de um processo reversível e quando for negativo, tal processo é espontâneo. 
12 Equilíbrio Químico
	Em condições em que a velocidade da reação direta for idêntica a da reação contrária, temos, portanto, uma situação de equilíbrio químico. Dessa forma, um material em equilíbrio químico não tem sua composição alterada em função do tempo se esse estiver em um sistema fechado e não sofrer mudanças como as de temperatura. É possível determinar, assim, uma constante de equilíbrio química dada por, em uma reação genérica, como a razão do produto das concentrações dos produtos da reação, elevados aos seus respectivos coeficientes estequiométricos, pelo produto das concentrações dos reagentes, elevados igualmente aos seus coeficientes estequiométricos. Além disso, essa reação terá seta dupla e o valor da constante (kC) é adimensional. Para sistemas que incluem gases, é possível substituir esse símbolo, de (kC) para (kp) e expressar esse equilíbrio pelas pressões de cada gás envolvido na reação ao invés de concentrações como foi falado. É importante mencionar que, pelo equilíbrio de Le Châtelier, os valores de kC e kp se relacionam, sendo que a constante kp equivale ao produto de kC pela constante dos gases ideais multiplicada pelatemperatura, sendo essas duas últimas elevadas à variação da quantidade de matéria. 
	A constante de equilíbrio sofre alteração conforme a variação de temperatura do sistema, como já discutido, porém seu valor também nos revela importantes fatores. Primeiramente, se kC tiver módulo elevado, significa que teremos mais de produtos que de reagentes em um contexto de equilíbrio e este está tendendo para a geração de produtos, ou seja, deslocando-se para a direita. Já quando kC apresenta módulo reduzido, o equilíbrio priorizará a manutenção de mais reagentes que de produtos, deslocando-se para a esquerda. Se mudarmos, de alguma forma, a equação em questão, seu equilíbrio também será alterado e a constante de equilíbrio de uma equação geral é igual à somatória das equações que a formam. 
	São considerados equilíbrios heterogêneos aqueles em que os componentes da reação equilibrada estão fases distintas e homogêneos aqueles em que tais componentes se encontram em fase idêntica. Assim, para os integrantes da reação que estão em fase sólida ou que se constituem como líquidos considerados puros, sua contribuição no valor de k não é necessária, já que sua concentração é de 100%. Na busca do cálculo da constante de equilíbrio químico, primeiro consideramos as concentrações que se conhece o módulo na reação, depois, calculamos as concentrações em variação pelo uso dos coeficientes da reação e, então, obteremos o módulo de kC. Outro conceito ideal é o de quociente da reação (Q), cuja fórmula é similar à de k, mas o qual se configura com a alteração da concentração dos componentes do equilíbrio químico em um determinado instante. Desse modo, temos que: se o valor de Q for igual à kC, temos que o sistema está normalmente equilibrado; se Q for menor, o equilíbrio químico tenderá à direita da reação e se Q foi maior, tal equilíbrio tenderá à esquerda. Assim, podemos definir tendências gerais do equilíbrio, tal como: ao reduzirmos o volume e a pressão do sistema, menos moléculas de gás serão encontradas; ao aumentarmos a concentração de reagentes, o equilíbrio tenderá a formar mais produtos; quando aumentamos a temperatura, o equilíbrio compreende essa elevação de calor como um aumento de reagente para reações endotérmicas e de produtos para aquelas de caráter exotérmico. O uso de catalisador, por fim, muda a velocidade da reação, no entanto, não alteram o valor de k.
13 Equilíbrio Ácido-Base
	Os ácidos e as bases são importantes espécies químicas cujas propriedades mais simples são vastamente conhecidas, como a corrosão e a adstringência. No presente capítulo, veremos de forma ampla suas definições, bem como seus respectivos equilíbrios. A definição mais primordial para nosso estudo é a de Svante Arrhenius (1859-1903), a qual define uma base como composto que gera íons hidroxila e um ácido como composto que gera íons hidrônio, ao entrar em contato com a água. Exemplos de ácidos e base de Arrhenius são o HCl e a NaOH, respectivamente. Outra definição é a de Brønsted-Lowry, agora mais ampla, que entende o ácido como a substância que, em uma reação química, libera prótons e a base aquela que recebe prótons. A nomenclatura “prótons” se refere ao íon H+ que, como o hidrogênio nessa forma perdeu seu único elétron, pode ser considerado como um “próton”. Além disso, essa definição restringe o conceito sempre a ocasiões de pares, podendo se apresentar em pares de ácido-base conjugada ou base-ácido conjugado. Nessa relação, sabemos as forças dos ácidos e bases conjugados são menores quanto mais fortes forem suas bases e seus ácidos que os originaram. 
	A água, naturalmente, realiza um processo denominado de autoionização, em que gera íons hidroxila e íons hidrônio em meio aquoso e essa reação apresenta um importante equilíbrio. Tal equilíbrio forma a constante do produto iônico (Kw), sendo essa igual à 1 x 10-14 à temperatura ambiente. Sua fórmula se dá pelo produto das concentrações de hidrônio com hidroxila e quando essas concentrações, em uma solução, são iguais, dizemos que é uma solução neutra. É possível também haver mais hidrônio que hidroxila, constituindo-se como uma solução ácida e, o inverso, indica solução básica ou alcalina. Para a centração de H+, é possível definir uma escala, a qual é o negativo do logaritmo de base 10 da concentração desses íons, e é denominada de escala pH (potencial hidrogêniônico). Seu valor neutro é igual a 7 e se esse for maior, trata-se de uma solução básica, e se for menor, tem-se uma solução ácida. Existem também os pOH e pKw, cuja formula é similar, substituído somente a concentração utilizada e assim, podemos definir o pKw igual à soma do pOH como o pH. Vale dizer que o pH pode ser medido por indicadores ácido-base ou por pHmetros.
	Em termos de força de ácidos e bases, podemos definir ácidos fortes mais famosos como o ácido clorídrico, o bromídrico, o sulfúrico, o nítrico, o iodídrico, o perclórico e o clórico. Na situação das bases fortes, temos aquelas formadas por somente um metal dos alcalinos-terrosos ou dos alcalinos, junto à hidroxila. Nesses casos, o equilíbrio está completamente na direção da formação de íons dissociados. Já para ácidos e bases fracas, a dissolução não ocorre totalmente, pois, se trata de eletrólitos fracos. Assim, a força de ácidos fracos se dá por Ka, a constante ácida do equilíbrio da reação que forma o ácido, sendo que quanto maior for o valor dessa constante, maior a força e o grau de ionização do ácido. Para as bases fracas, sua força é igualmente regida por uma constante similar à encontra na situação dos ácidos, sendo Kb seu símbolo. Há um importante vínculo entre Ka e Kb, sendo esse estabelecido, pois, Kw é igual ao produto de Ka com Kb.
	Nas soluções salinas, verificamos propriedades ácido-base na medida em que seus íons reagem com a água. Dessa maneira, íons de ácidos e bases fracas reagem com H2O e formam hidroxila e hidrônio, respectivamente, porém íons de ácidos e bases fortes não realizam tal processo, denominado de hidrólise. Por término, temos os ácidos e bases de Lewis, que expandem ainda mais a definição, em que o ácido é a substância que recebe pares de elétrons e a base é aquela que doa tais pares.
14 Complemento de Equilíbrio em Água
	A água dos oceanos do mundo possui um equilíbrio químico altamente específico e diversos espécimes da vida marinha dependem da manutenção desse equilíbrio para se perpetuarem, contudo, a influência dos humanos tem colocado em xeque tal balanço. Antes de compreendermos casos práticos, é importante que conhecermos melhor o equilíbrio químico da água. Desse modo, iniciamos com o conceito do efeito do íon comum, o qual se dá quando existem um eletrólito forte e outro considerado fraco os quais possuem um íon comum, o equilíbrio tende para reprimir a dissociação do fraco. Nessa relação, podemos ter com eletrólito fraco alguma base ou ácido fraco e, como forte, um sal. Acerca dos tampões, esses são misturas com grandes quantias de dois compostos que tem a mesma relação de íons comum supracitada. O uso dos tampões se dá, pois, por essa configuração, eles tendem a superar variações de pH abruptas. É importante indicar, contudo, que os tampões possuem uma capacidade tamponante, que é uma faixa de pH em que eles conseguem operar sua função e, normalmente, o valor dessa faixa é de mais ou menos 1 em quantia de pH.
	Sobre as titulações ácido-base, essas se dão a fim de descobrirmos a concentração de terminada concentração de um ácido ou de uma base em uma reação ou para achar seu Kc respectivo. Um curva de titulação pode ser formada para representar o processo e, assim, nos casos em que se têm ácido e base forte envolvidos, essa curva se acentua fortemente em nível de pH quando esse está próximo de 7, que se configura como o ponto de equivalência. Já para quando a titulação envolve ácido fracos e bases fortes, ou o contrário, o aumento de pH não se dará tão fortemente próximo ao ponto de equivalência e esse não se encontrará precisamente no valor 7 de pH. Finalmente, há um tipo de equilíbrio, próprio para a solubilidade,