Química Geral

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<p>QUÍMICA GERAL</p><p>Profa. Me. CAMILA BAPTISTÃO ZANIBONI</p><p>Reitor</p><p>Márcio Mesquita Serva</p><p>Vice-reitora</p><p>Profª. Regina Lúcia Ottaiano Losasso Serva</p><p>Pró-Reitor Acadêmico</p><p>Prof. José Roberto Marques de Castro</p><p>Pró-reitora de Pesquisa, Pós-graduação e Ação Comunitária</p><p>Profª. Drª. Fernanda Mesquita Serva</p><p>Pró-reitor Administrativo</p><p>Marco Antonio Teixeira</p><p>Direção do Núcleo de Educação a Distância</p><p>Paulo Pardo</p><p>Coordenadora Pedagógica do Curso</p><p>Inserir nome da coordenadora responsável</p><p>Edição de Arte, Diagramação, Design Gráfico</p><p>B42 Design</p><p>*Todos os gráficos, tabelas e esquemas são creditados à autoria, salvo quando indicada a referência. Informamos</p><p>que é de inteira responsabilidade da autoria a emissão de conceitos.</p><p>Nenhuma parte desta publicação poderá ser reproduzida por qualquer meio ou forma sem autorização. A</p><p>violação dos direitos autorais é crime estabelecido pela Lei n.º 9.610/98 e punido pelo artigo 184 do Código Penal.</p><p>Universidade de Marília</p><p>Avenida Hygino Muzzy Filho, 1001</p><p>CEP 17.525–902- Marília-SP</p><p>Imagens, ícones e capa: ©envato, ©pexels, ©pixabay, ©Twenty20 e ©wikimedia</p><p>005 Aula 01:</p><p>013 Aula 02:</p><p>022 Aula 03:</p><p>031 Aula 04:</p><p>039 Aula 05:</p><p>047 Aula 06:</p><p>055 Aula 07:</p><p>065 Aula 08:</p><p>072 Aula 09:</p><p>079 Aula 10:</p><p>089 Aula 11:</p><p>097 Aula 12:</p><p>105 Aula 13:</p><p>110 Aula 14:</p><p>116 Aula 15:</p><p>123 Aula 16:</p><p>Definições Básicas</p><p>Propriedades Específicas da Matéria</p><p>Teorias Atômicas</p><p>Classificação Periódica dos Elementos</p><p>Distribuição Eletrônica dos Elementos</p><p>Ligações Químicas e Regra do Octeto</p><p>Funções Inorgânicas</p><p>Grandezas Químicas</p><p>Introdução à Estequiometria</p><p>Leis Ponderais</p><p>Oxidação e Redução</p><p>Eletrólise</p><p>Galvanoplastia</p><p>Corrosão e Proteção</p><p>Pilhas e Baterias</p><p>Materiais Magnéticos e Semicondutores</p><p>Introdução</p><p>A Química é uma ciência que representa uma significativa evolução humana –</p><p>significativa não só na elegância da própria disciplina, mas também na sua capacidade</p><p>em auxiliar na resolução de muitos problemas de uma população, num mundo de</p><p>recursos muitas vezes limitados.</p><p>Podemos definir esta rica ciência como a ciência que estuda a natureza, as</p><p>propriedades, a composição e as transformações da matéria. O campo de interesse e</p><p>aplicação da Química é tão amplo que envolve quase todas as outras ciências; por</p><p>isso, muitas disciplinas estão interligadas com a química, tais como a Geoquímica, a</p><p>Astroquímica e a Físico-química.</p><p>O estudo da Química nos proporciona entender cada vez mais a natureza e as formas</p><p>com que ela se apresenta, sendo utilizada em diversas áreas de conhecimento. Você</p><p>já deve ter se perguntado, muitas coisas, sobre as formações do universo, por</p><p>exemplo, e a Química nos permite entender cada detalhe de forma exata e concisa.</p><p>Nesta disciplina, você vai aprender definições, estruturas, conceitos básicos e simples</p><p>que mudaram sua forma de pensar e, principalmente, agir diante de algumas</p><p>situações do dia a dia.</p><p>Este material tem como objetivo levar o aluno a entender cada peça que se encaixa</p><p>na natureza, como átomos, matéria, elementos, formação de compostos,</p><p>eletroquímicas e até mesmo diversas reações que conseguimos manipular de forma</p><p>simples ou complexa, para obtermos resultados concisos e inovadores.</p><p>Entenderemos também a natureza e suas transformações, as energias envolvidas</p><p>nesses processos, mas devemos entender também que existem diversas formas de</p><p>utilizar a Química. Os materiais obtidos a partir de análises devem ser descartados e</p><p>manipulados de forma correta para não causarmos nenhuma agressão ao meio</p><p>ambiente e até mesmo à saúde do manipulador de produtos e equipamentos.</p><p>A partir de agora, você vai entrar no universo encantador da Química e será muito</p><p>bem-vindo, querido aluno! Vamos entender alguns conceitos?</p><p>4</p><p>01</p><p>Definições Básicas</p><p>Para começar a entender Química, vamos aprender alguns conceitos e definições</p><p>necessários para encaixar todas as ''peças químicas'' em seus devidos lugares.</p><p>Matéria</p><p>Quando usamos a palavra ''matéria’’, o que vem à sua mente? Certamente ela remete</p><p>a várias coisas, como uma matéria de jornal ou uma disciplina estudada em sala de</p><p>aula. Mas, na Química, temos outra visão de significado desta palavra:</p><p>Matéria é "essência" ou, de uma forma mais específica, definimos matéria como</p><p>"tudo que tem massa e ocupa espaço".</p><p>Não se trata de uma definição muito sofisticada, mas serve para introduzir a ideia de</p><p>que a matéria tem existência física real: você é matéria, tudo que compõe a natureza</p><p>é matéria, o ar que respiramos é matéria.</p><p>O conceito de algo ocupando espaço não causa dificuldade, mas o que é massa? Será</p><p>que massa e peso são a mesma coisa?</p><p>Massa e peso</p><p>Existem algumas grandezas que são medidas de formas diferentes e podem causar</p><p>alguma confusão:</p><p>Massa é uma medida numérica direta da quantidade de matéria do objeto. Ops, acho</p><p>que não entendi! Vamos a um exemplo?</p><p>Um balde cheio de chumbo tem uma massa maior do que o mesmo balde cheio de</p><p>água; isso significa que o balde com chumbo tem mais matéria do que o balde com</p><p>água, embora visualmente o balde esteja cheio de ambos os materiais.</p><p>A massa tem algumas unidades de medida mais comuns, como quilogramas (kg) e</p><p>gramas (g).</p><p>6</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Peso: no planeta Terra, o peso de um objeto é a força gravitacional que atrai o objeto</p><p>para a Terra. Mas podemos pensar de uma forma mais simples, como uma razão</p><p>entre a força da gravidade e a massa do objeto em questão.</p><p>Podemos expressar o peso de alguma coisa por meio da fórmula matemática abaixo:</p><p>Onde:</p><p>P = peso</p><p>M= massa</p><p>G= gravidade</p><p>As unidades de medidas para peso mais utilizadas são Newton (N) e quilogramas</p><p>força (kgf).</p><p>P = m × g</p><p>Transformações da matéria</p><p>Transformações físicas – As transformações físicas não alteram a identidade das</p><p>substâncias. Um exemplo disso são as mudanças de estado: o ferro fundido continua</p><p>sendo ferro, e o gelo continua sendo água, mas no estado sólido.</p><p>Transformações químicas – As transformações químicas são mais significativas ou</p><p>fundamentais do que as transformações físicas. Nestas transformações, substâncias</p><p>são destruídas e outras, novas, são formadas. A exposição de um prego de ferro ao ar</p><p>livre e à chuva causa uma transformação química, porque o ferro é combinado</p><p>quimicamente ao oxigênio e à água da atmosfera. Se essa exposição for longa, este</p><p>desaparece e, em seu lugar, é encontrada uma nova substância: a ferrugem. As</p><p>transformações químicas são denominadas reações químicas (RUSSEL, 1994, p. 28-</p><p>29).</p><p>7</p><p>https://archive.org/details/LIVROQuimicaGeralJ.B.RusselVol1Cap1/page/n5/mode/2up?</p><p>As leis das transformações químicas</p><p>Observar as reações químicas ao longo do tempo revelou um número de</p><p>consistências conhecidas por leis das transformações químicas. A primeira delas foi</p><p>enunciada em 1774, pelo químico francês Antoine-Laurent de Lavoisier, e é agora</p><p>denominada lei da conservação da massa.</p><p>Segundo Russel,</p><p>Esta lei estabelece que durante uma transformação química, o ganho</p><p>ou a perda de massa não é mensurável, isto é, a soma das massas</p><p>dos produtos é igual à soma das massas dos reagentes. O enunciado</p><p>é razoável, porque nas reações químicas não há destruição nem</p><p>criação de matéria, apenas a transformação (RUSSEL, 1994, p. 13).</p><p>“Na natureza, nada se perde, nada se cria. Tudo se transforma”. Esta frase</p><p>mundialmente conhecida sobre a lei da conservação de massa foi dita por Lavoisier.</p><p>8</p><p>Gravura representando Lavoisier, 1847</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Tudo sofre uma modificação entre uma reação, e tudo que se localiza ao lado</p><p>esquerdo de uma reação aparece ao lado direito, de forma reorganizada.</p><p>Vale sempre lembrar que:</p><p>9</p><p>https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/6/6c/Antoine_lavoisier_color.jpg</p><p>Fonte: A autora.</p><p>Como podemos observar na imagem, tudo que existe do lado do reagente também</p><p>existe de forma reorganizada do lado do produto. Vamos ver um exemplo?</p><p>Quando é aquecido, o composto calcário (carbonato de cálcio) se decompõe na forma</p><p>de cal viva (óxido de cálcio) e de gás dióxido de carbono. Supondo que 40,0 g de</p><p>calcário sejam decompostos, restando 22,4 g de cal</p><p>ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.</p><p>C(s) + O₂(g) → CO₂(g)</p><p>82</p><p>https://descomplica.com.br/artigo/quais-sao-as-leis-ponderais-na-quimica/4Q1/</p><p>Acesse o link: Disponível aqui</p><p>Esta aula é longa mas bem importante para auxiliá-lo nas dúvidas que</p><p>possam surgir no material.</p><p>Lei das Proporções de Massas</p><p>ou Lei de Proust</p><p>A Lei das Proporções Constantes, famosa entre as Leis Ponderais, foi criada por</p><p>Joseph Louis Proust (1754-1826) que definiu, a partir de diversos experimentos, que</p><p>quando duas substâncias se reúnem para formar um composto, sempre o fazem em</p><p>uma mesma proporção, independentemente da quantidade de reagente presente no</p><p>meio.</p><p>83</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=lj8yIGefzvI</p><p>Joseph Louis Proust</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Decomposição de diferentes amostras de água</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Tal lei pode ser enunciada assim: “A proporção em massa das substâncias que</p><p>reagem e que são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável”.</p><p>84</p><p>https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Joseph_Louis_Proust.jpeg</p><p>https://descomplica.com.br/artigo/quais-sao-as-leis-ponderais-na-quimica/4Q1/</p><p>Perceba que a proporção entre os átomos de oxigênio e hidrogênio nas moléculas de</p><p>água é sempre 8:1, ou seja, a massa de oxigênio é 8 vezes maior que a massa de</p><p>hidrogênio.</p><p>Analisando as substâncias em relação à sua classificação em substâncias puras e</p><p>misturas, podemos perceber que a substância simples apresenta composição</p><p>constante. Já as misturas não apresentam composição constante.</p><p>Lei de Dalton</p><p>Formulada em 1803 pelo químico, físico e meteorologista inglês John Dalton, a Lei de</p><p>Dalton é também chamada de Lei das Proporções Múltiplas e diz que:</p><p>“Quando dois elementos químicos formam vários compostos, fixando-se a</p><p>massa de um dos elementos, as massas do outro variam numa proporção de</p><p>números inteiros e, em geral, pequenos”.</p><p>Entre as Leis Ponderais, a Lei de Dalton relaciona as pressões parciais dos gases em</p><p>misturas gasosas e dizendo que, em uma mistura gasosa, a pressão de cada</p><p>componente independe da pressão dos demais, e que a pressão total (P) é igual à</p><p>soma das pressões parciais.</p><p>85</p><p>P1 + P2 = PT</p><p>sendo P1 e P2 as pressões parciais dos componentes 1 e 2 e PT a pressão total</p><p>exercida pela mistura de gases.</p><p>Antes de prosseguir com a explicação, vamos definir o que é pressão e pressão</p><p>parcial:</p><p>Pressão é a força exercida por um corpo sobre a área onde atua. Possui muitas</p><p>unidades, mas uma largamente usada é o Pascal (Pa).</p><p>Pascal = Pa = N / m² = [Força] / [Área]</p><p>Pressão parcial é a pressão exercida por um dos componentes da mistura se</p><p>estivesse sozinho e nas mesmas condições ocupando o mesmo espaço que a mistura</p><p>gasosa ocupa.</p><p>Como calcular a pressão parcial? Usando a lei dos gases ideais.</p><p>PV = n RT</p><p>Exemplo: Uma mistura de gás hélio e gás oxigênio</p><p>PTOTAL = PHe + PO₂</p><p>É importante ressaltar que a pressão parcial de cada gás não é a pressão que ele</p><p>exercia antes de entrar na mistura, quando estava isolado, mas corresponde à</p><p>pressão que ele exerceria se estivesse sozinho, ocupando o volume total da mistura e</p><p>na mesma temperatura em que a mistura se encontra, ou seja, é sua pressão dentro</p><p>da mistura.</p><p>86</p><p>Joseph Louis Gay-Lussac</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Leis Volumétricas de Gay-</p><p>Lussac</p><p>Formuladas em 1808, pelo físico e químico francês Joseph Louis Gay-Lussac, as Leis</p><p>Volumétricas serviram para a consolidação da Teoria Atômica Clássica e afirmam que:</p><p>“Quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão os volumes</p><p>dos reagentes gasosos em uma reação química formam entre si uma proporção</p><p>de números inteiros e pequenos”.</p><p>87</p><p>https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Joseph_louis_gay-lussac.jpg</p><p>Esquema de pressão</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Atente-se às fórmulas de pressão!</p><p>PV = nRT</p><p>P = F/A</p><p>88</p><p>https://descomplica.com.br/artigo/quais-sao-as-leis-ponderais-na-quimica/4Q1/</p><p>11</p><p>Oxidação e</p><p>Redução</p><p>Olá a todos! Vamos à aula de hoje?</p><p>Oxidação e Redução</p><p>Para dar início a esta aula, vamos observar algumas reações e entender o que elas</p><p>têm em comum. Repare, em primeiro lugar, a reação entre o magnésio e o oxigênio,</p><p>que produz óxido de magnésio. Essa é a reação usada em fogos de artifício, para</p><p>produzir faíscas brancas. Ela é também usada, menos agradavelmente, em munição</p><p>traçadora e em dispositivos incendiários.</p><p>A reação entre o magnésio e o oxigênio é um exemplo clássico de reação de oxidação</p><p>que, no sentido original do termo, significa “reação com o oxigênio”. Durante a reação,</p><p>os átomos do magnésio (Mg) sólido perdem elétrons para formar íons Mg²⁺ e os</p><p>átomos do oxigênio (O) molecular ganham elétrons para formar íons O²⁻:</p><p>Mg(s) + O₂(g) → 2 Mg²⁺ (s) + 2 O²⁻ (s) ,</p><p>Uma reação semelhante acontece quando magnésio reage com cloro para produzir</p><p>cloreto de magnésio:</p><p>Mg(s) + Cl₂(g) → Mg²⁺ (s) + 2Cl⁻ (s), como MgCl₂(s)</p><p>Como o padrão de reação é o mesmo, faz sentido interpretar a segunda reação como</p><p>uma “oxidação” do magnésio embora o oxigênio não esteja envolvido. Nos dois casos,</p><p>há o jeito comum da perda de elétrons do magnésio e sua transferência para outro</p><p>reagente. A transferência de elétrons de uma espécie para outra é hoje reconhecida</p><p>como a etapa essencial da oxidação.</p><p>Os químicos definem oxidação como a perda de elétrons, desconsiderando as</p><p>espécies para as quais os elétrons migram (MACHADO et. al., s/d, p. 355). Reconhece-</p><p>se a perda de elétrons observando o aumento da carga de uma espécie; regra que</p><p>também se aplica a ânions, como na oxidação dos íons brometo (carga -1) a bromo</p><p>(carga 0) em uma reação usada comercialmente na obtenção de bromo.</p><p>NaBr(s) + Cl₂(g) → 2 NaCl(s) + Br₂(l)</p><p>90</p><p>No exemplo, o íon brometo (como brometo de sódio) é oxidado a bromo pelo gás</p><p>cloro. O nome redução referia-se à extração de um metal de seu óxido, comumente</p><p>pela reação com hidrogênio, carbono ou monóxido de carbono. Um exemplo é a</p><p>redução do óxido de ferro (III) pelo monóxido de carbono na produção de aço:</p><p>Fe₂O₃(s) + 3CO(g) → 2Fe(l) + 3CO₂(g) (sob aquecimento)</p><p>Na explicação de Machado et. al. (s/d, p. 356), nessa reação, um óxido de um elemento</p><p>converte-se no elemento livre, o oposto da oxidação. Na redução do óxido de ferro</p><p>(III), os íons Fe³⁺ de Fe₂O₃ são convertidos em átomos de Fe, com carga zero, ao ganhar</p><p>elétrons para neutralizar as cargas positivas. Assim, o padrão comum a todas as</p><p>reduções é que em uma redução, um átomo ganha elétrons de outra espécie.</p><p>Quando a carga de uma espécie diminui (como Fe³⁺ para Fe), diz-se que houve</p><p>redução. A mesma regra se aplica se a carga é negativa. Assim, quando o cloro se</p><p>converte em íons, cloro na reação:</p><p>NaBr(s) + Cl₂(g) → 2 NaCl(s) + Br₂(l)</p><p>a carga diminui de 0 (em Cl₂) a -1 (em Cl-) e dizemos que o cloro reduziu.</p><p>Os elétrons são partículas reais e não podem ser “perdidas”;</p><p>portanto, sempre que, em uma reação, uma espécie se oxida, outra</p><p>tem de se reduzir. A oxidação e a redução consideradas</p><p>separadamente é como bater palmas com uma só mão: uma</p><p>transferência precisa ocorrer juntamente com a outra, para que a</p><p>reação possa acontecer. Por isto, na reação entre cloro e brometo de</p><p>sódio, os íons brometo são oxidados e as moléculas de cloro são</p><p>reduzidas. Como a oxidação e redução estão sempre juntas, os</p><p>químicos utilizam o termo reações redox, isto é, reações de</p><p>oxidação-redução, sem separar as reações de oxidação das reações</p><p>de redução (MACHADO et. al., s/d, p. 356. Grifo nosso).</p><p>91</p><p>Oxidação = processo de perda de elétrons</p><p>Redução = processo de ganho de elétrons</p><p>Números de Oxidação</p><p>Para identificar as reações redox, é preciso decidir se os elétrons migraram de uma</p><p>espécie a outra. No caso dos íons monoatômicos, a perda ou o ganho de elétrons é</p><p>fácil de identificar, porque podemos monitorar as cargas das espécies. Por isso,</p><p>quando os íons Br⁻ se convertem em átomos de bromo (nas moléculas de Br₂),</p><p>sabemos que cada Br- perdeu um elétron e, portanto, foi oxidado.</p><p>Quando O₂ forma íons óxido O²⁻, o oxigênio ganha elétrons, logo, foi reduzido. A</p><p>dificuldade surge quando a transferência de elétrons é acompanhada pela</p><p>transferência de</p><p>átomos. O cloro, por exemplo, é oxidado ou é reduzido quando se</p><p>converte a íons hipoclorito, ClO⁻.</p><p>Os químicos encontraram uma maneira de seguir o caminho dos elétrons atribuindo</p><p>um número de oxidação a cada elemento:</p><p>A oxidação corresponde ao aumento no número de oxidação.</p><p>A redução corresponde à diminuição no número de oxidação.</p><p>Portanto, uma reação redox é qualquer reação na qual os números de oxidação se</p><p>alteram. O número de oxidação de um elemento em um íon monoatômico é igual à</p><p>sua carga. Assim, o número de oxidação do magnésio é +2 nos íons Mg²⁺ e o número</p><p>de oxidação do cloro é -1 nos íons Cl⁻ . O número de oxidação de um elemento na</p><p>92</p><p>Fonte: Machado et. al., s/d, p. 357.</p><p>forma elementar é 0. Por isso, o metal magnésio tem número de oxidação zero e o</p><p>cloro das moléculas Cl₂ também. Quando o magnésio se combina com o cloro, os</p><p>números de oxidação mudam:</p><p>Nessa reação, o bromo se oxida e o cloro se reduz, mas os íons sódio não se alteram.</p><p>O número de oxidação é o número fixado de acordo com as regras</p><p>que serão mostradas a seguir. O estado de oxidação é a condição</p><p>real de uma espécie com um dado número de oxidação. Então um</p><p>elemento tem certo número de oxidação e está no estado de</p><p>oxidação correspondente. Por exemplo, Mg²⁺ está no estado de</p><p>oxidação +2 do magnésio e, neste estado, o magnésio tem número de</p><p>oxidação +2 (MACHADO et. al., s/d, p. 357).</p><p>93</p><p>Identificando um número de oxidação (NOX)</p><p>Para atribuir um número de oxidação (NOX) a um elemento, há duas regras simples:</p><p>1. O número de oxidação de um elemento não combinado com outros elementos é</p><p>0.</p><p>2. A soma dos números de oxidação de todos os átomos em uma espécie é igual à</p><p>sua carga total.</p><p>Acesse o link: Disponível aqui</p><p>Conceito de NOX ou número de oxidação.</p><p>94</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=EQGTBJe_A4A</p><p>Exemplo: vamos determinar os números de oxidação do enxofre em:</p><p>SO₂ e (b) SO₄ ²⁻</p><p>Primeiro, representamos o número de oxidação do enxofre por x. O número</p><p>de oxidação do oxigênio é -2 nos dois compostos.</p><p>a. Pela regra 2, a soma dos números de oxidação dos átomos no</p><p>composto deve ser 0: número de oxidação de S + [2 x (número de</p><p>oxidação de 0)] = 0 x + [2 x (-2)] = 0, portanto, x = +4</p><p>b. pela regra 2, a soma dos números de oxidação dos átomos no íon é -2,</p><p>então: x + [4 x (-2)] = -2, x = +6 (MACHADO et. al., s/d).</p><p>Regras práticas, segundo Machado et. al. (s/d, p. 358):</p><p>1. O número de oxidação do hidrogênio é +1, quando combinado com não metais</p><p>e -1 em combinação com metais.</p><p>2. Os números de oxidação dos elementos dos Grupos 1 e 2 são iguais ao número</p><p>de seu grupo.</p><p>3. O número de oxidação de todos os halogênios é -1, a menos que o halogênio</p><p>esteja em combinação com o oxigênio ou outro halogênio mais alto no grupo. O</p><p>número de oxidação do flúor é -1 em todos os seus compostos.</p><p>4. O número de oxidação do oxigênio é -2 na maioria dos seus compostos. As</p><p>exceções são os compostos com o hidrogênio e em certos metais como</p><p>peróxidos (O₂²⁻) e superóxidos (O²⁻).</p><p>Oxidantes e Redutores</p><p>O que provoca a oxidação em uma reação redox é o agente oxidante (ou</p><p>simplesmente oxidante). Ao agir, o oxidante aceita os elétrons liberados pelas</p><p>espécies que se oxidam, ou seja, o oxidante contém um elemento no qual o número</p><p>de oxidação diminui. Em uma reação redox, o oxidante é a espécie reduzida. Por</p><p>exemplo, o oxigênio remove elétrons do magnésio. Como o oxigênio aceita esses</p><p>elétrons, seu número de oxidação diminui de 0 a -2 (uma redução). O oxigênio é,</p><p>portanto, o oxidante nessa reação.</p><p>Os oxidantes podem ser elementos, íons ou compostos. A espécie que produz</p><p>redução é o agente redutor (ou  simplesmente redutor). Como fornece os elétrons</p><p>para a espécie que está sendo reduzida, o redutor perde elétrons. Isto é, o redutor</p><p>95</p><p>contém um elemento no qual o número de oxidação aumenta – ou seja, em uma</p><p>reação redox, o agente redutor é a espécie oxidada.</p><p>Por exemplo, o metal magnésio fornece elétrons ao oxigênio, provocando a redução</p><p>do oxigênio. Quando os átomos de magnésio perdem elétrons, o número de oxidação</p><p>do magnésio aumenta de 0 a +2 (uma oxidação). Ele é o redutor na reação entre o</p><p>magnésio e o oxigênio. Para identificar o redutor e o oxidante em uma reação redox,</p><p>é necessário comparar os números de oxidação dos elementos antes e depois da</p><p>reação, para ver o que mudou (MACHADO et. al., s/d., 359).</p><p>O reagente que contém um elemento que é reduzido na reação é o agente oxidante, e</p><p>o reagente que contém um elemento que é oxidado é o agente redutor. Por exemplo,</p><p>quando um pedaço de zinco é colocado em uma solução de cobre (II), a reação é:</p><p>0 +2 +2 0 Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+ (aq) + Cu(s)</p><p>O número de oxidação do zinco aumenta de 0 a +2 (oxidação) e o do cobre diminui de</p><p>+2 a 0 (redução). Portanto, como o zinco se oxida, o metal zinco é o redutor nessa</p><p>reação e, como o cobre se reduz, o íon cobre (II) é o oxidante. Assim, a oxidação é</p><p>produzida por agente oxidante, uma espécie que contém um elemento que se reduz.</p><p>A redução é produzida por um agente redutor, uma espécie que contém um elemento</p><p>que se oxida.</p><p>96</p><p>12</p><p>Eletrólise</p><p>Nesta aula, vamos entender a relação direta existente entre matéria e eletricidade.</p><p>A primeira menção a essa relação surgiu em 1800, quando dois químicos ingleses,</p><p>William Nicholson e Anthony Carlisle demonstraram a decomposição da água nos</p><p>gases hidrogênio e oxigênio por eletrólise.</p><p>Eletrólise é a utilização da eletricidade para produzir uma transformação</p><p>química, geralmente uma decomposição.</p><p>Posteriormente, outros dois químicos ingleses, Humphry Davy e seu assistente</p><p>Michael Faraday estudaram a eletrólise extensivamente. Em 1832, Faraday conseguiu</p><p>demonstrar que a quantidade de um produto formado em uma eletrólise está</p><p>relacionada à quantidade de eletricidade usada e à identidade do produto. Suas</p><p>observações são resumidas em afirmações que conhecemos como Leis de Faraday</p><p>(RUSSEL,1994).</p><p>98</p><p>O químico inglês Michael Faraday, 1913</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Toda eletrólise precisa de um gerador de corrente contínua que passará a corrente</p><p>elétrica por um líquido com íons chamado eletrólito. No eletrólito, ficam imersos dois</p><p>eletrodos, que geralmente são inertes, feitos de platina ou de grafita, sendo que um é</p><p>o cátodo (polo negativo) e o outro é o ânodo (polo positivo). O recipiente onde fica o</p><p>eletrólito e os eletrodos mergulhados, e onde ocorre todo o processo de oxirredução</p><p>é chamado de cuba eletrolítica.</p><p>99</p><p>https://pt.wikipedia.org/wiki/Michael_Faraday#/media/Ficheiro:Faraday-Millikan-Gale-1913.jpg</p><p>Cuba eletrolítica e outras partes da eletrólise</p><p>Fonte: Fogaça, s/d.</p><p>De acordo com Fogaça (s/d, on-line), a eletrólise ocorre da seguinte maneira:</p><p>Quando o gerador é ligado, os elétrons são transportados do gerador pelo seu polo</p><p>negativo (no caso da pilha, o polo negativo é o ânodo) e entram na cuba eletrolítica</p><p>pelo cátodo (polo negativo, no caso da eletrólise), onde acontece uma reação de</p><p>redução, em que se recebem os elétrons, como mostra a semirreação genérica</p><p>abaixo:</p><p>Cátodo (polo negativo): Redução: Cˣ⁺ + x e⁻ → C</p><p>100</p><p>Na cuba eletrolítica, os elétrons emergem do ânodo (polo positivo na eletrólise), onde</p><p>ocorre a oxidação, isto é, a perda de elétrons, e chegam ao gerador pelo seu polo</p><p>positivo (cátodo). A semirreação de oxidação que ocorre no ânodo da célula</p><p>eletrolítica é dada abaixo de forma genérica:</p><p>Ânodo (polo positivo): Oxidação: Aʸ⁻ → A + y e⁻</p><p>A reação global é dada pela soma dessas duas semirreações. Desse modo, a energia</p><p>usada para provocar a descarga dos íons produz, no final da reação,   substâncias</p><p>simples ou metálicas de vasto uso industrial. Tal energia elétrica fica armazenada</p><p>nessas substâncias na forma de energia química.</p><p>Dependendo do tipo de eletrólito, a eletrólise pode ser classificada de duas formas:</p><p>1) Eletrólise ígnea:o eletrólito é uma substância fundida, isto é,</p><p>que está no estado líquido sem a presença de água, porque o ponto</p><p>de fusão dos materiais derretidos geralmente é bem elevado. Por</p><p>exemplo, a eletrólise do sal de cozinha fundido (cloreto de sódio -</p><p>NaCl)</p><p>produz duas substâncias muito importantes e que não são</p><p>encontradas de forma isolada na natureza, que são o sódio metálico</p><p>(Na(s)) e o gás cloro (Cl2(g)). O ponto de fusão do sal é superior a</p><p>800,4ºC, portanto, com toda certeza, não há água no meio, tendo em</p><p>vista que o ponto de fusão da água é de 0º C e o de ebulição é de</p><p>100ºC ao nível do mar (FOGAÇA, s/d, on-line).</p><p>Quando se passa a corrente elétrica pelo sal fundido, ocorrem as seguintes reações:</p><p>Cátodo: Na  + e  → Na</p><p>Ânodo: 2Cl  → 2 e  + 1Cl (g)</p><p>Reação Global: Na  + 2Cl  → Na + 1Cl (g)</p><p>+</p><p>(l)</p><p>-</p><p>(s)</p><p>-</p><p>(l)</p><p>-</p><p>2</p><p>+</p><p>(l)</p><p>-</p><p>(l) (s)  2</p><p>101</p><p>(são os “íons espectadores”), enquanto o H⁺ e o Cl⁻ irão reagir</p><p>(FOGAÇA, s/d, on-line.)</p><p>Esquema da eletrólise do cloreto de sódio fundido</p><p>Fonte: Fogaça, s/d.</p><p>2. Eletrólise em meio aquoso: o eletrólito é uma solução aquosa com íons</p><p>dissolvidos.</p><p>Na eletrólise em meio aquoso, além dos íons da substância dissolvida, existem os íons</p><p>da água (H⁺ e OH⁻). Assim, é preciso consultar listas de facilidade de descarga para</p><p>saber qual será o ânion e qual será o cátion que participarão das reações de</p><p>oxirredução e ficarão neutros.</p><p>Por exemplo, no caso da eletrólise da salmoura (sal dissolvido na</p><p>água), temos os quatro íons: Na⁺ e H⁺, Cl⁻ e OH⁻. Consultando a fila de</p><p>facilidade de descarga elétrica, vemos que o H⁺ tem maior facilidade</p><p>que o Na⁺ e também notamos que o Cl⁻ tem maior facilidade que o</p><p>OH⁻. Assim, o cátion Na⁺ e o ânion OH⁻ permanecerão na solução</p><p>102</p><p>Reações envolvidas na eletrólise da salmoura</p><p>Fonte: Fogaça, s/d.</p><p>103</p><p>Eletroquímica estuda a conversão entre as energias armazenadas nas</p><p>ligações químicas em energia elétrica.</p><p>Acesse o link: Disponível aqui</p><p>Diferencie os tipos de eletrólise e suas funções específicas, eletrólise ígnea e</p><p>aquosa.</p><p>104</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=vMKDG8yZ9HM</p><p>13</p><p>Galvanoplastia</p><p>Olá, aluno!</p><p>Você já deve ter ouvido falar em galvanoplastia, certo?</p><p>Trata-se de um processo muito utilizado na indústria. Vamos aos estudos:</p><p>Descrevemos galvanoplastia como:</p><p>Processo no qual são depositadas diversas camadas metálicas sobre</p><p>um objeto através da aplicação dos princípios fundamentais que</p><p>reagem ao fenômeno da eletrólise, como reações de oxidação e</p><p>redução (INEA, 2013, p. 6).</p><p>Nos processos em que metais não nobres são revestidos por outros mais</p><p>nobres, geralmente para proteger contra a corrosão ou para fins estéticos e</p><p>decorativos, a galvanoplastia é chamada de galvanização ou</p><p>eletrodeposição. Para fins de licenciamento ambiental, as atividades de</p><p>galvanoplastia   – cobragem, cromagem, douração, estanhagem, zincagem,</p><p>niquelagem, prateação, chumbagem, esmaltagem e técnicas afins – são</p><p>enquadradas como serviços de galvanotécnica.</p><p>106</p><p>Fonte: INEA, 2013, p. 7.</p><p>Processo de Galvanoplastia</p><p>Acompanhe o fluxograma básico do processo de galvanoplastia:</p><p>Veja uma descrição prática dos componentes:</p><p>Tanque níquel – Elevação de pH (1)</p><p>Adição de soda cáustica, para elevar o pH de 8,0 a 9,0.</p><p>Eleva-se o pH para formação de precipitado.</p><p>Tanque de redução do Cromo (2)</p><p>Para precipitação, usar como agente redutor o metabissulfito de sódio.</p><p>Para manter o pH entre 2,0 e 3,0, deve-se utilizar ácido sulfúrico.</p><p>Potencial redox.</p><p>O efluente não deve ficar com coloração amarelada, mas caso aconteça,</p><p>acrescentar metabissulfito.</p><p>Tanque de neutralização (3)</p><p>Controle de pH com adição de soda cáustica e ácido clorídrico.</p><p>Faixa do pH 8,0 a 9,0.</p><p>Para facilitar a aglutinação das partículas em suspensão, adicionar sulfato de</p><p>alumínio e floculante.</p><p>Efluente com coloração azulada.</p><p>Coloração amarelada ou esverdeada significa contaminação de cromo.</p><p>Tanque de correção final (4)</p><p>Caso necessário, corrigir pH com solução de ácido sulfúrico.</p><p>107</p><p>Manter pH entre 7,0 e 8,0.</p><p>Efluente final (5)</p><p>A água deve estar clara e sem partículas.</p><p>Coloração amarelada indica contaminação de cromo; retornar ao tratamento.</p><p>Fonte: adaptado de INEA, 2013, p. 7-8.</p><p>Fluxograma de galvanoplastia na indústria</p><p>Fonte: INEA, 2013, p. 9.</p><p>108</p><p>Observe que o fluxograma demonstra cada etapa transcrita acima da maneira que</p><p>ocorre no processo na indústria. Os números expressos no fluxograma estão</p><p>descritos em cada etapa no fluxograma de produção que o antecede.</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Leia um relatório completo sobre as etapas de galvanoplastia.</p><p>109</p><p>http://www.inea.rj.gov.br/cs/groups/public/documents/document/zwew/mde1/~edisp/inea0015347.pdf</p><p>14</p><p>Corrosão e Proteção</p><p>Olá a todos,</p><p>falamos brevemente sobre corrosão na aula de redução e oxidação, mas é preciso</p><p>aprofundar no processo de oxidação.</p><p>Segundo Pannoni (2015, p. 11), “corrosão é um fenômeno natural definido como a</p><p>deterioração de um material, usualmente um metal, resultante de reações químicas</p><p>ou eletroquímicas com seu ambiente”.</p><p>E o que causa a corrosão dos metais puros e suas ligas?   Tudo é uma questão de</p><p>energia, pois o potencial termodinâmico, origem da corrosão dos metais, é o</p><p>resultado natural de sua existência temporária nessa forma, já que os metais são</p><p>produzidos a partir dos minérios que encontramos na natureza.</p><p>Essas etapas de produção consomem energia e é natural, portanto, que as ligas</p><p>metálicas, quando expostas a seus ambientes, revertam ao seu estado natural, de</p><p>menor energia (PANNONI, 2015, p. 11).</p><p>111</p><p>Mecanismo Químico</p><p>(Eletroquímica)</p><p>Um estudo conduzido entre 1968 e 1971 em diferentes unidades da fábrica DuPont</p><p>mostrou que das 685 falhas observadas em diferentes equipamentos, 55% foram</p><p>ocasionadas pela corrosão; as falhas mecânicas compreenderam 45% dos casos.</p><p>(POURBAIX apud PANNONI, 2015, p. 15).</p><p>O estudo demonstra as falhas por corrosão em quatro grupos:</p><p>Corrosão em meios aquosos (90%)*;</p><p>Oxidação e corrosão quentes (8%);</p><p>Corrosão em meios orgânicos (1,8%);</p><p>Corrosão por metais líquidos (0,2%).</p><p>*Entre parênteses, está indicada de forma estimada a incidência de cada um dos tipos</p><p>de corrosão.</p><p>Observe que a corrosão em meios aquosos é bem mais comum, e isso é esperado,</p><p>pois a maioria dos fenômenos de corrosão ocorre no meio ambiente, onde a água é o</p><p>principal solvente. A própria corrosão atmosférica, uma forma de corrosão</p><p>generalizada de grande importância (e incidência), ocorre através da condensação da</p><p>umidade na superfície do metal (PANNONI, 2015, p. 16).</p><p>Existe certa concordância no meio técnico de que os dois primeiros grupos são</p><p>caracterizados por processos essencialmente eletroquímicos. A natureza dos</p><p>processos que ocorre nos dois últimos grupos, entretanto, ainda não pôde ser</p><p>precisada, pois seus mecanismos ainda não foram devidamente estabelecidos.</p><p>Uma reação é considerada eletroquímica quando associada à passagem de corrente</p><p>elétrica através de uma distância finita, maior do que a distância interatômica. Essa</p><p>passagem de corrente envolve o movimento de partículas carregadas (íons, elétrons</p><p>ou ambos) e na maioria das reações que ocorrem na presença de uma superfície</p><p>metálica, ocorre a passagem de corrente através do metal, e a reação é eletroquímica</p><p>em sua natureza fundamental (PANNONI, 2015, p. 16).</p><p>Segundo Pannoni,</p><p>112</p><p>Outras reações (químicas, em estado sólido, etc.) normalmente</p><p>também participam do processo, o que torna a corrosão uma área</p><p>de conhecimento mais detalhada e interdisciplinar. O caminho que a</p><p>corrente elétrica percorre numa reação de corrosão eletroquímica</p><p>pode variar bastante, desde a dimensão da ordem de um tamanho</p><p>de grão (micrômetros), como no caso da dissolução de um metal em</p><p>uma solução ácida, até quilômetros de distância, como no caso da</p><p>corrosão por correntes de fuga em tubulações enterradas nas</p><p>vizinhanças de uma estrada de ferro eletrificada. Na maioria das</p><p>reações eletroquímicas, os íons se movimentam através de um</p><p>eletrólito líquido, normalmente aquoso (PANNONI, 2015, p. 17).</p><p>Em reações de oxidação, no entanto, (a reação à temperatura elevada entre um metal</p><p>e o oxigênio atmosférico, por exemplo), não existe eletrólito líquido, e o movimento</p><p>de íons ocorre por meio da película de óxido metálico que se forma na superfície do</p><p>metal. Esse óxido funciona como um eletrólito sólido e garante</p><p>a natureza</p><p>eletroquímica da reação.</p><p>Formas de Corrosão</p><p>A corrosão se apresenta de formas diferentes, assim, existem várias classificações. As</p><p>mais comuns são:</p><p>Natureza do agente corrosivo: a corrosão pode ser classificada como “úmida” ou</p><p>“seca”. A umidade é necessária para a corrosão “úmida”; a corrosão “seca”</p><p>envolve, normalmente, reação com gases a alta temperatura;</p><p>Mecanismo de corrosão: Envolve reações eletroquímicas, químicas, de estado</p><p>sólido, etc.;</p><p>Aparência do metal corroído: A corrosão pode acontecer de maneira uniforme,</p><p>ou seja, quando a superfície metálica toda corrói na mesma velocidade, ou</p><p>localizada que ocorre quando somente pequenas regiões são corroídas</p><p>(PANNONI, 2015, p. 20).</p><p>113</p><p>Proteção do Aço Estrutural</p><p>A forma mais importante de proteção das estruturas metálicas é a pintura, há</p><p>décadas empregada com sucesso e cuja evolução é notável. A durabilidade de uma</p><p>pintura depende basicamente do preparo prévio da superfície de aço, realizado com</p><p>os objetivos de:</p><p>Limpeza superficial: é feita a remoção da superfície de materiais que impeçam</p><p>o contato direto da tinta com o aço, como pós (diversos), gorduras, óleos,</p><p>combustíveis, graxas, ferrugem, carepa de laminação, resíduos de tintas, etc. O</p><p>nível requerido de limpeza superficial pode variar de acordo com as restrições</p><p>operacionais existentes, do tempo e dos métodos disponíveis para a limpeza, do</p><p>tipo de superfície presente e do sistema de pintura escolhido, uma vez que</p><p>diferentes tintas possuem diferentes graus de aderência sobre as superfícies</p><p>metálicas;</p><p>Ancoragem mecânica: o aumento da rugosidade superficial proporciona um</p><p>aumento da superfície de contato entre o metal e a tinta, contribuindo, desse</p><p>modo, para o aumento da aderência. O perfil de rugosidade especificado está</p><p>ligado à espessura total da camada seca de tinta (PANNONI, 2015, p. 47).</p><p>Pannoni (2015, p. 51) define tinta como “suspensões homogêneas de</p><p>partículas sólidas (pigmentos) dispersas em um líquido (conhecido como</p><p>veículo), em presença de componentes adicionados em menores</p><p>proporções, chamados aditivos”.</p><p>A tinta pode proteger o metal de algumas maneiras:</p><p>Proteção por barreira: a tinta deve ser a mais impermeável possível e aplicada</p><p>em espessuras elevadas. Tintas de alta espessura, chamadas de HB (high build),</p><p>têm como vantagem a economia de mão de obra para a aplicação. Além das</p><p>tintas de alta espessura, as que oferecem melhor proteção por barreira são as</p><p>betuminosas e as de alumínio. O inconveniente da proteção por barreira é que,</p><p>114</p><p>se houver um dano à película, a corrosão se alastrará sob a película por aeração</p><p>diferencial. Assim, é sempre recomendável que se utilizem tintas de fundo que</p><p>permitam o desenvolvimento de mecanismos de proteção catódica ou anódica;</p><p>Proteção anódica: a proteção das regiões anódicas é proporcionada pelos</p><p>pigmentos anticorrosivos, todos de caráter oxidante. A proteção pode ser dada</p><p>pela dissolução do pigmento ou por ação oxidante;</p><p>Proteção catódica: a proteção é dada pela formação de pares galvânicos entre</p><p>o aço carbono e partículas de zinco em pó (são as chamadas tintas ricas em</p><p>zinco). Nestas, o zinco se corrói, protegendo o substrato de aço-carbono. O teor</p><p>mínimo recomendável de zinco em pó na película seca é de 85% em peso (o</p><p>contato elétrico é fundamental para a manutenção da proteção).</p><p>Observe as melhores opções para proteção de materiais e tente identificá-</p><p>las de forma precisa, para que não tenha problemas com o conteúdo</p><p>aplicado na indústria.</p><p>115</p><p>15</p><p>Pilhas e Baterias</p><p>O termo “pilha” deve ser empregado para se referir a um dispositivo constituído</p><p>unicamente de dois eletrodos e um eletrólito, arranjados para produzir energia</p><p>elétrica. O eletrólito pode ser líquido, sólido ou pastoso, mas deve ser sempre um</p><p>condutor iônico. Quando os eletrodos são conectados a um aparelho elétrico uma</p><p>corrente flui pelo circuito, pois o material de um dos eletrodos oxida-se</p><p>espontaneamente liberando elétrons (anodo ou eletrodo negativo), enquanto o</p><p>material do outro eletrodo reduz-se usando esses elétrons (cátodo ou eletrodo</p><p>positivo).</p><p>Já o termo “bateria” deve ser utilizado para se referir a um conjunto de pilhas</p><p>agrupadas em série ou paralelo, dependendo da exigência por maior potencial ou</p><p>corrente, respectivamente. O termo acumulador elétrico também aparece muitas</p><p>vezes, mas é quase sempre empregado como sinônimo de bateria (BOCCHI, 2000).</p><p>É importante saber diferenciar pilha de bateria, suas funções e aplicações:</p><p>Bateria deve ser utilizada para se referir a um conjunto de pilhas</p><p>agrupadas em série ou paralelo.</p><p>Pilha deve ser empregada para se referir a um dispositivo constituído</p><p>unicamente de dois eletrodos e um eletrólito, arranjados de maneira a</p><p>produzir energia elétrica.</p><p>Podemos definir de outra forma mais simples como:</p><p>Pilhas são dispositivos capazes de produzir corrente elétrica (energia elétrica) a partir</p><p>de reações de oxidação e redução de componentes metálicos presentes em sua</p><p>estrutura.</p><p>Relembrando:</p><p>Oxidação: é a capacidade que um material apresenta de perder elétrons;</p><p>117</p><p>Redução: é a capacidade que um material apresenta de ganhar elétrons.</p><p>Assim, em uma pilha, como os elétrons partem de um componente e chegam até</p><p>outro, forma-se uma corrente elétrica, que é capaz de fazer funcionar diversos</p><p>dispositivos eletrônicos.</p><p>Pilha de Daniell</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Funcionamento da Pilha</p><p>Para explicar o funcionamento de uma pilha, vamos utilizar uma das primeiras</p><p>construídas, a pilha de Daniell:</p><p>Na pilha de Daniell, temos:</p><p>118</p><p>https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/pilhas.htm</p><p>Um ânodo de zinco (formado por uma placa) imerso em uma solução formada</p><p>por água e sulfato de zinco (ZnSO₄). A placa de zinco, ao sofrer oxidação, libera</p><p>elétrons, formando o cátion Zn⁺², que permanece na solução. Com isso, a placa</p><p>tem seu tamanho diminuído e a solução fica com excesso de cátions;</p><p>Um cátodo de cobre (formado por uma placa) imerso em uma solução formada</p><p>por água e sulfato de cobre (CuSO₄). Na solução, existem cátions cobre (Cu⁺²), os</p><p>quais, ao receber os elétrons vindos do ânodo, transformam-se em cobre sólido</p><p>(Cu) e aderem-se à placa. Com isso, a placa tem seu tamanho aumentado e a</p><p>solução fica com deficiência de cátions;</p><p>Uma ponte salina, formada por uma solução de água e cloreto de potássio (KCl),</p><p>que possui cátions potássio (K⁺) e ânions cloreto (Cl⁻). Durante o funcionamento</p><p>da pilha, cátions da ponte salina deslocam-se para a solução do cátodo, e os</p><p>ânions da ponte salina deslocam-se para a solução do ânodo;</p><p>Um fio condutor conecta o ânodo ao cátodo.</p><p>Componentes de uma pilha comum</p><p>Ânodo: é o polo da pilha que sofre o processo de oxidação, ou seja, aquele que</p><p>perde os elétrons;</p><p>Cátodo: é o polo da pilha que sofre o processo de redução, ou seja, aquele que</p><p>recebe os elétrons. Geralmente, apresenta uma mistura pastosa com íons</p><p>capazes de sofrer redução;</p><p>Condutor de elétrons: é o material por onde os elétrons percorrem o caminho</p><p>do ânodo até o cátodo.</p><p>Pilhas Existentes no Mercado</p><p>a) Pilha comum (pilha de Leclanché)</p><p>Foi a primeira pilha projetada sem a presença de soluções. É capaz de produzir uma</p><p>voltagem (diferença de potencial) em torno de 1,5 V e apresenta os seguintes</p><p>componentes:</p><p>Ânodo: formado por uma placa de zinco metálico;</p><p>Cátodo: formado por uma pasta com dióxido de manganês (MnO₂), cloreto de</p><p>amônio (NH₄Cl), água e amido.</p><p>119</p><p>Representação esquemática dos componentes de uma pilha comum</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>b) Pilha alcalina</p><p>Apresenta o mesmo padrão e aplicações de estrutura da pilha comum. O diferencial</p><p>está na composição do ânodo e do cátodo. É capaz de produzir uma voltagem em</p><p>torno de 1,5 V e apresenta os seguintes componentes:</p><p>Ânodo: geralmente formado por uma placa de zinco, cádmio e outros metais;</p><p>Cátodo: formado também por uma mistura pastosa com óxidos de alguns</p><p>metais, mas com a presença de cloreto de potássio (Kcl) em vez do cloreto de</p><p>amônio.</p><p>c) Pilha de lítio e iodo</p><p>Pilha alcalina capaz de produzir uma voltagem em torno de 2,8 V e apresenta os</p><p>seguintes componentes:</p><p>Ânodo: formado por uma placa de lítio;</p><p>Cátodo: formado por um complexo de iodo.</p><p>Essa pilha é utilizada em aparelhos de marca-passo, por exemplo.</p><p>120</p><p>https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/pilhas.htm</p><p>Fonte: Adaptado de manual da química. Disponível aqui</p><p>d) Pilha de mercúrio e zinco</p><p>Pilha alcalina capaz de produzir uma voltagem em torno de 1,35 V e apresenta os</p><p>seguintes componentes:</p><p>Ânodo: formado por uma placa de zinco;</p><p>Cátodo: formado por uma pasta com óxido de mercúrio (HgO).</p><p>Essa pilha é muito utilizada em relógios e calculadoras, por exemplo.</p><p>Baterias Primárias</p><p>Distintas das demais por serem essencialmente não recarregáveis. Exemplos:</p><p>zinco/dióxido de manganês (Leclanché), zinco/dióxido de manganês (alcalina), zinco/</p><p>óxido de prata, lítio/dióxido de enxofre, lítio/dióxido de manganês, etc.</p><p>Baterias secundárias</p><p>Baterias recarregáveis que podem ser reutilizadas muitas vezes pelos usuários</p><p>(centenas e até milhares de vezes para o caso de baterias especialmente projetadas).</p><p>Como regra geral, um sistema eletroquímico é considerado secundário quando é</p><p>capaz de suportar 300 ciclos completos de carga e descarga com 80% da sua</p><p>capacidade. Exemplos: cádmio/óxido de níquel (níquel/cádmio), chumbo/óxido de</p><p>chumbo (chumbo/ácido), hidreto metálico/ óxido de níquel, íons lítio, etc. (BOCCHI,</p><p>2000).</p><p>121</p><p>https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/pilhas.htm</p><p>Acesse o link: Disponível aqui</p><p>Leia mais sobre pilhas e baterias comerciais.</p><p>122</p><p>https://www.fcav.unesp.br/Home/departamentos/tecnologia/LUCIANAMARIASARAN/pilhas-e-baterias-comerciais.pdf</p><p>16</p><p>Materiais Magnéticos</p><p>e Semicondutores</p><p>Entre os assuntos da Física e da Química, o magnetismo é um dos que parecem mais</p><p>próximos da nossa vida. Para começar esta aula, eu pergunto: quem nunca disse ou</p><p>ouviu a famosa frase “os opostos se atraem”?</p><p>Como o homem descobriu o magnetismo?</p><p>Opa, espere um pouco! O magnetismo foi inventado ou sempre existiu?</p><p>Ele sempre existiu, é um fenômeno natural, porém, nem sempre foi conhecido do</p><p>homem, mas é interessante entendermos como o homem se atentou a isso.</p><p>Contexto Histórico</p><p>Alguns sinais nos levam a crer que os chineses podem ter sido os primeiros a</p><p>observar o fenômeno do magnetismo. Porém, os relatos concretos mais antigos são</p><p>dos gregos, especificamente, do filósofo Tales de Mileto.</p><p>No século VI a.C., Tales de Mileto viajou ao continente asiático, a uma região chamada</p><p>Magnésia, que era província da Grécia, onde observou que algumas pedras pequenas</p><p>podiam atrair ferro e atrair outras pedras também. A razão era o minério presente no</p><p>solo da região, a magnetita, que tem propriedades magnéticas.</p><p>Na época, a explicação de Tales foi que o minério tinha uma “alma”, que comunicava</p><p>“vida” ao ferro e, assim, produzia a atração entre eles. Hoje, nós sabemos que não é</p><p>assim que o fenômeno acontece; mas, no séc. VI a.C., essa era uma explicação</p><p>coerente para o pensamento dos filósofos da época (ABRANTES, 2018, on-line).</p><p>Outras explicações parecidas também foram feitas durante os séculos seguintes, até</p><p>que, em 1269, o francês Pierre de Maricourt escreve o primeiro tratado sobre as</p><p>propriedades dos ímãs. Foi ele que enunciou a lei “opostos se atraem, iguais se</p><p>repelem“, falando sobre os polos de um ímã.</p><p>Em 1600, William Gilbert publica um livro que se torna marco no estudo do</p><p>magnetismo, chamado De Magnete. A importância desse livro é que ele é o primeiro</p><p>trabalho sobre o assunto a seguir a noção moderna de ciência. Depois de Gilbert,</p><p>novos avanços sobre o assunto foram possíveis a partir de 1800, com a invenção da</p><p>pilha, por Alessandro Volta.</p><p>124</p><p>Tales de Mileto e Alessandro Volta</p><p>Fonte: Tales de Mileto Alessandro Volta</p><p>Magnetismo</p><p>Define-se magnetismo como o fenômeno de atração e repulsão observado entre</p><p>seres materiais que possuem propriedades.</p><p>Campo magnético</p><p>O campo magnético é a região ao redor de um ímã, na qual a força magnética vai</p><p>atuar. Isso quer dizer que outros corpos colocados nessa região vão sofrer um efeito</p><p>de atração ou repulsão.</p><p>125</p><p>Força magnética</p><p>A força magnética é a própria força de atração ou repulsão, que nós já mencionamos</p><p>algumas vezes até aqui. Ela pode ser calculada através da seguinte fórmula:</p><p>F = |Q| . V . B. SEN Θ</p><p>Fluxo magnético</p><p>É uma parte do campo magnético total de um corpo, se espalha por uma</p><p>determinada área. Conhecer o fluxo magnético é importante para entender como vai</p><p>se comportar um objeto que esteja nessa área específica de atuação da força</p><p>magnética.</p><p>Quando estudamos magnetismo, não há como não falar de ímã. Um ímã é</p><p>um corpo que apresenta uma contínua movimentação de elétrons em</p><p>seu interior e, por isso, gera um campo magnético na área que o cerca.</p><p>Podemos encontrar ímãs naturais e, claro, também produzi-los de maneira</p><p>artificial.</p><p>126</p><p>Características do Ímã</p><p>Algumas características são necessárias para identificar um ímã:</p><p>Polos magnéticos</p><p>Todo ímã apresenta dois polos magnéticos, que são as duas áreas do corpo em que a</p><p>força magnética é mais forte. (ABRANTES, 2020).</p><p>Inseparabilidade dos polos</p><p>Os polos magnéticos não podem ser separados, assim, se um ímã se partir meio, cada</p><p>pedaço vai ter dois polos. Não é possível ficar com o polo norte em uma mão e o polo</p><p>sul na outra.</p><p>Interação entre polos</p><p>Os polos de mesmo nome se repelem, e os polos de nome diferente se atraem.</p><p>Assim, se aproximarmos dois ímãs na tentativa de tocar o polo sul de cada um, haverá</p><p>uma resistência; e se aproximarmos o polo norte de um ímã ao polo sul de outro, eles</p><p>rapidamente “grudam” um no outro.</p><p>Magnetismo terrestre</p><p>Assim como muitos corpos, a própria Terra também tem propriedades magnéticas.</p><p>Isso quer dizer que ela tem polos, produz um campo magnético, exerce força</p><p>magnética, e assim por diante. Esse fato foi descoberto empiricamente por James</p><p>Clark Ross, um explorador inglês que, ao chegar ao Ártico, observou que a bússola</p><p>apontava para o chão. (ABRANTES, 2020).</p><p>Mas cuidado: enquanto os polos geográficos são uma convenção, os polos</p><p>magnéticos são determinados pelas propriedades magnéticas do planeta. Essas</p><p>observações, feitas por cientistas, indicaram que o polo sul magnético fica na direção</p><p>do polo norte geográfico, e o polo norte magnético fica na direção do polo sul</p><p>geográfico.</p><p>Í</p><p>127</p><p>Acesse o link: Disponível aqui</p><p>Leia mais sobre ímãs e magnetos.</p><p>128</p><p>https://www.sofisica.com.br/conteudos/Eletromagnetismo/CampoMagnetico/imasemagnetos.php</p><p>Conclusão</p><p>Neste livro, vimos uma introdução sobre a química existente, tipos de aplicações</p><p>desde as básicas até as mais complexas. Sendo assim, finalizamos aqui nosso</p><p>conteúdo de química geral, agradeço a vocês pela atenção cedida e espero ter</p><p>colaborado com o desenvolvimento de profissionais apaixonados e sedentos por</p><p>conhecimento!</p><p>Um forte abraço,</p><p>Prof. Me. Camila Zaniboni</p><p>129</p><p>Material Complementar</p><p>Livro</p><p>Química Geral e Reações Químicas</p><p>Autor: John Kotz</p><p>Editora: CENGAGE - CTP NACIONAL</p><p>Sinopse: Esta obra fornece uma visão geral dos princípios da</p><p>Química, da reatividade dos elementos químicos e de seus</p><p>componentes e das aplicações da química. Para atingir esses</p><p>objetivos, mostra a íntima relação entre as observações que os</p><p>químicos fazem das mudanças químicas e físicas em</p><p>laboratório e na natureza, e a maneira como essas mudanças</p><p>são vistas nos níveis atômico e molecular. Os autores mostram</p><p>que a química não é somente uma história vívida, mas também</p><p>dinâmica, com importantes desenvolvimentos que ocorrem a</p><p>cada ano. Além disso, fornecem algumas percepções sobre os</p><p>aspectos químicos do mundo ao nosso redor.</p><p>Comentário: Para iniciantes na química geral é um livro de</p><p>excelente valia!</p><p>Livro</p><p>Química Geral</p><p>Autor: John B. Russel</p><p>Editora: Pearson Universidades; Edição: 2 (1 de julho de 1994)</p><p>Sinopse: O texto abrange as áreas da química com comentários</p><p>adicionais mantendo a atenção do estudante e o interesse do</p><p>profissional da área, visto que traz inúmeras aplicações para a</p><p>indústria. O autor descreve os conceitos usando uma</p><p>linguagem simples e diferente e apresentando-os de um ponto</p><p>de vista alternativo.</p><p>Comentário: Recomendável para todos os estudantes, leitura</p><p>fácil, rápido entendimento.</p><p>130</p><p>Filme</p><p>O Desastre de Chernobyl</p><p>Ano: 2013</p><p>Sinopse: quer saber um pouco mais sobre uma explosão</p><p>nuclear? Esse documentário falará sobre o acidente que</p><p>aconteceu em 26 de abril de 1986, e das tentativas de amenizar</p><p>os efeitos da radioatividade.</p><p>Comentário: Muito interessante sobre o que houve com a</p><p>usina nuclear e as consequências da radiação.</p><p>Filme</p><p>Marie Curie</p><p>Ano: 2014</p><p>Sinopse: o filme aborda a vida de Marie Curie, uma polonesa</p><p>que recebeu Prêmio Nobel de Química e Física.</p><p>Comentário: Marie Skłodowska Curie foi uma cientista e física</p><p>polonesa naturalizada francesa, que conduziu pesquisas</p><p>pioneiras em todo o mundo no dentro da radioatividade.</p><p>131</p><p>ABRANTES, B. Magnetismo: o que é. 2018. Disponível em:</p><p>https://www.stoodi.com.br/blog/2018/06/12/magnetismo/. Acesso em: 07 jun. 2020.</p><p>BOCCHI, Nerilso; Luiz Carlos Ferracin; Sonia Regina Biaggio. Pilhas e baterias:</p><p>funcionamento e impacto ambiental. Química Nova na escola 11.3, 2000.</p><p>BORGES, M.T. Química Tecnológica Geral: Funções Inorgânicas. UFSCAR, 2013</p><p>Densidade e flutuação. Só Biologia, s/d. Disponível em:</p><p>https://www.sobiologia.com.br/conteudos/Oitava_quimica/materia7.php. Acesso em:</p><p>17 maio 2020.</p><p>FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Determinação da constante de Avogadro. Brasil</p><p>Escola, s/d. Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/determinacao-</p><p>constante-avogadro.htm. Acesso em: 19 maio 2020.</p><p>______ Eletrólise. Manual da Química, s/d. Disponível em</p><p>https://www.manualdaquimica.com/fisico-</p><p>quimica/eletrolise.htm#:~:text=Toda%20eletr%C3%B3lise%20precisa%20do%20gerado</p><p>%20de%20eletr%C3%B3lito.&text=O%20recipiente%20onde%20fica%20o,%C3%A9%20</p><p>20eletrol%C3%ADtica. Acesso em: 22 de maio 2020.</p><p>______ O modelo atômico de Rutherford-Bohr. Manual da Química, s/d. Disponível</p><p>em: https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/modelo-atomico-rutherford</p><p>bohr.htm#:~:text=Os%20cientistas%20descobriram%20que%2C%20quando,um%20co</p><p>Acesso em: 20 maio 2020.</p><p>INEA - Instituto Estadual do Ambiente. Galvanoplastia: orientações para o controle</p><p>ambiental. 2ª ed. Rio de Janeiro: INEA, 2013. Disponível em:</p><p>http://www.inea.rj.gov.br/wp-content/uploads/2018/12/6-Galvanoplastia-2%C2%AA-</p><p>ed.pdf. Acesso em: 03 jun. 2020.</p><p>Quais são as leis ponderais na química. Disponível em:</p><p>https://descomplica.com.br/artigo/quais-sao-as-leis-ponderais-na-quimica/4Q1/</p><p>KOTZ, J. C.; TREICHEL, Jr. PM. Química Geral e Reações Químicas. vol. 1 e 2.</p><p>Americana. São Paulo: Cengage Learning, 2010.</p><p>MACHADO, Samísia Maria Fernandes et. al. Química I, s/d. Disponível em:</p><p>https://docplayer.com.br/20049264-Aula-20-reacoes-de-oxidacao-e-reducao-eliana-</p><p>midori-sussuchi-samisia-maria-fernandes-machado-valeria-regina-de-souza-</p><p>moraes.html. Acesso em: 20 maio 2020.</p><p>PANNONI, F.D. Princípios da proteção de estruturas metálicas. 6ª ed. Gerdau,</p><p>2015.</p><p>Referências</p><p>132</p><p>https://www.stoodi.com.br/blog/2018/06/12/magnetismo/</p><p>https://www.sobiologia.com.br/conteudos/Oitava_quimica/materia7.php</p><p>https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/eletrolise.htm#:~:text=Toda%20eletr%C3%B3lise%20precisa%20do%20gerador,que%20%C3%A9%20chamado%20de%20eletr%C3%B3lito.&text=O%20recipiente%20onde%20fica%20o,%C3%A9%20chamado%20de%20cuba%20eletrol%C3%ADtica.</p><p>https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/modelo-atomico-rutherford-bohr.htm#:~:text=Os%20cientistas%20descobriram%20que%2C%20quando,um%20comprimento%20de%20onda%20diferente.</p><p>http://www.inea.rj.gov.br/wp-content/uploads/2018/12/6-Galvanoplastia-2%C2%AA-ed.pdf</p><p>https://descomplica.com.br/artigo/quais-sao-as-leis-ponderais-na-quimica/4Q1/</p><p>https://docplayer.com.br/20049264-Aula-20-reacoes-de-oxidacao-e-reducao-eliana-midori-sussuchi-samisia-maria-fernandes-machado-valeria-regina-de-souza-moraes.html</p><p>RUSSEL, J. Química Geral. 2ª ed. vols. 1 e 2, São Paulo: Makron Books, 1068p. 1994.</p><p>SANTOS, A. E. Grandezas Químicas. SANTOS, 2015.</p><p>133</p><p>Definições Básicas</p><p>Propriedades Específicas da Matéria</p><p>Teorias Atômicas</p><p>Classificação Periódica dos Elementos</p><p>Distribuição Eletrônica dos Elementos</p><p>Ligações Químicas e Regra do Octeto</p><p>Funções Inorgânicas</p><p>Grandezas Químicas</p><p>Introdução à Estequiometria</p><p>Leis Ponderais</p><p>Oxidação e Redução</p><p>Eletrólise</p><p>Galvanoplastia</p><p>Corrosão e Proteção</p><p>Pilhas e Baterias</p><p>Materiais Magnéticos e Semicondutores</p><p>viva, quanto dióxido de carbono é</p><p>formado?</p><p>Como fazer?</p><p>A lei da conservação da massa para uma reação química:</p><p>Calcário → cal viva + dióxido de carbono</p><p>nos diz que nenhuma variação ocorre na massa total. Isso significa que a massa do</p><p>calcário decomposto é igual à soma das massas dos dois produtos.</p><p>Assim, podemos escrever:</p><p>massa calcário = massa cal viva + massa dióxido de carbono</p><p>então,</p><p>massa dióxido de carbono = massa calcário – massa cal viva</p><p>= 40,0 g - 22,4 g</p><p>= 17,6 g de dióxido de carbono</p><p>10</p><p>Energia</p><p>Assim como matéria, energia é um termo fundamental e usado com frequência, mas</p><p>de difícil definição. Geralmente, diz-se que energia é a capacidade de produzir</p><p>trabalho, e há muitas formas de energia, tais como: mecânica, elétrica, calor, nuclear,</p><p>química e radiante, todas interconversíveis.</p><p>Mas o que é trabalho?</p><p>Para Russel,</p><p>considerando-se apenas o trabalho mecânico, podemos dizer que</p><p>este é realizado quando um objeto é movimentado contra uma força</p><p>de oposição. Por exemplo, ao levantarmos um livro de uma mesa,</p><p>realizamos um trabalho sobre o livro, porque o deslocamos contra a</p><p>força de oposição da gravidade. Há outras formas de trabalho, que</p><p>são igualmente definidas (Russel, 1994, p. 15).</p><p>Energia Mecânica</p><p>Energia mecânica é aquela que um objeto possui devido ao seu movimento ou à sua</p><p>posição. A energia de movimento é chamada energia cinética, por exemplo, a</p><p>energia cinética do movimento de um bastão de beisebol é a habilidade de o bastão</p><p>realizar trabalho na condução da bola de beisebol no ar contra a força da gravidade.</p><p>Energia Potencial</p><p>A energia potencial mecânica é a aquela que depende da posição do objeto, e não do</p><p>seu movimento. Os objetos adquirem energia potencial ou cinética – ou ambas –</p><p>quando um trabalho é realizado sobre eles. Por exemplo: uma barra de ferro adquire</p><p>energia potencial quando é levantada contra a força da gravidade, quando é</p><p>movimentada contra a força exercida por uma mola presa ou quando é afastada de</p><p>um ímã.</p><p>11</p><p>Acesse o link: Disponível aqui</p><p>Leia mais sobre conteúdo aplicado, com uma linguagem simples e do dia a</p><p>dia, e entenda alguns termos.</p><p>Vimos que a energia é a forma de produzir trabalho. Vejamos alguns</p><p>exemplos de onde existem e são transformadas no dia a dia:</p><p>A energia química que existe nos componentes dentro de uma pilha é</p><p>transformada em energia elétrica, que, por sua vez, é usada para ligar</p><p>algum aparelho;</p><p>A energia química da gasolina é transformada em energia</p><p>mecânica,que faz o carro andar;</p><p>A energia química dentro dos alimentos é transformada no nosso</p><p>organismo em energia. Esta gera o trabalho que nosso corpo realiza</p><p>nas atividades diárias e também o calor que aquece o nosso corpo.</p><p>12</p><p>https://www.soq.com.br/conteudos/ef/materia/p2.php</p><p>02</p><p>Propriedades</p><p>Específicas da Matéria</p><p>Para entender melhor o conceito de matéria, vamos torná-la mais visual e observar</p><p>suas propriedades específicas.</p><p>MATÉRIA: tudo aquilo que tem massa e ocupa um lugar no espaço. Levando</p><p>em consideração esta definição básica, conseguimos entender que tudo que</p><p>existe é matéria, até mesmo os gases que, em sua maioria, não são visíveis,</p><p>mas ocupam um lugar no universo.</p><p>Propriedades</p><p>Existem propriedades que são características da matéria. É possível observar que o</p><p>ouro tem propriedades diferentes da prata, por exemplo. Já ele e o ferro têm</p><p>propriedades que a água não tem; a água apresenta propriedades não encontradas</p><p>no oxigênio, e assim por diante. Isso ocorre porque as substâncias ouro, ferro, água e</p><p>oxigênio são diferentes entre si.</p><p>As propriedades específicas nos permitem distinguir uma substância devido às suas</p><p>diferenças transcritas abaixo:</p><p>Propriedades físicas: ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade.</p><p>Propriedades organolépticas: São as propriedades percebidas pelos sentidos.</p><p>São elas: odor, sabor, cor, brilho, etc.</p><p>Propriedades químicas: reações químicas.</p><p>Cor: Diferentes materiais apresentam diferentes cores.</p><p>Dureza: É definida pela resistência que a superfície oferece quando riscada por outro</p><p>material. A substância mais dura que se conhece é o diamante, usado para cortar e</p><p>riscar materiais tais como o vidro.</p><p>14</p><p>Outro exemplo é o giz: a lousa é mais dura que o giz, logo, é o giz que é desgastado.</p><p>15</p><p>Acesse o link: Disponível aqui</p><p>Leia: o que é dureza e sua importância nas diferentes aplicações.</p><p>Brilho: é a reflexão da luz em cada material.</p><p>16</p><p>http://www.multiesferas.com.br/o-que-e-dureza-e-sua-importancia-nas-diferentes-aplicacoes/</p><p>Propriedades Específicas da</p><p>Matéria</p><p>Maleabilidade: capacidade de molde dos materiais.</p><p>Ductilidade: propriedade que permite transformar materiais em fios.</p><p>17</p><p>Magnetismo: é a atração magnética de materiais através do ímã.</p><p>Densidade: é também chamada massa específica de uma substância, é a razão (d)</p><p>entre a massa dessa substância e o volume por ela ocupado.</p><p>18</p><p>Com uma balança, podemos determinar a massa de pedaços de cortiça de volume</p><p>conhecido. Assim, por exemplo, determina-se experimentalmente que (para a</p><p>variedade de cortiça utilizada):</p><p>1 cm³ de cortiça tem massa 0,32 g;</p><p>2 cm³ de cortiça têm massa 0,64 g;</p><p>100 cm³ de cortiça têm massa 32 g;</p><p>1.000 cm³ de cortiça têm massa 320 g.</p><p>Analogamente, pode-se determinar a massa de pedaços de chumbo de volume</p><p>conhecido. Chega-se, por exemplo, a que:</p><p>1 cm³ de chumbo tem massa 11,3 g;</p><p>2 cm³ de chumbo têm massa 22,6 g;</p><p>100 cm³ de chumbo têm massa 1.130 g;</p><p>1.000 cm³ de chumbo têm massa 11.300 g.</p><p>Percebeu alguma regularidade?</p><p>A massa e o volume da cortiça são diretamente proporcionais. Quando o volume</p><p>aumenta, a massa aumenta na mesma proporção. Matematicamente, podemos dizer</p><p>que a razão (divisão) entre a massa e o volume de um pedaço de cortiça fornece</p><p>resultado constante. O mesmo se pode afirmar para o chumbo.</p><p>19</p><p>Fonte: Adaptado de ''Comparando densidades”. Disponível aqui</p><p>O conceito de densidade</p><p>A razão entre a massa e o volume para a cortiça é:</p><p>O resultado obtido (0,32g/cm³) é a densidade da cortiça, grandeza que nos</p><p>informa o quanto de massa existe em certo volume. Um volume de 1cm³ de</p><p>cortiça tem massa 0,32g, um volume de 2cm³ tem massa de 0,64g, e assim</p><p>por diante.</p><p>Para o chumbo, temos:</p><p>A densidade do chumbo (11,3 g/cm³) é, portanto, diferente da densidade da</p><p>cortiça. Um centímetro cúbico de chumbo tem maior massa que um</p><p>centímetro cúbico de cortiça.</p><p>Vamos definir de modo mais geral.</p><p>Em outras palavras: a densidade de um objeto ou de uma amostra de certo</p><p>material ou substância é o resultado da divisão da sua massa pelo seu</p><p>volume. Em equação:</p><p>d = densidade (g/cm³)</p><p>m = massa (g)</p><p>v = volume (cm³)</p><p>A unidade da densidade é composta por uma unidade de massa dividida por</p><p>uma unidade de volume. Assim, podemos expressá-la, por exemplo, em</p><p>g/cm³, g/L, kg/L etc.</p><p>= = = = 0, 32g/cm30, 32g</p><p>1cm3</p><p>0, 64g</p><p>2cm3</p><p>32g</p><p>100cm3</p><p>320g</p><p>1.000cm3</p><p>= = = = 11, 3g/cm311, 3g</p><p>1cm3</p><p>22, 6g</p><p>2cm3</p><p>1.130g</p><p>100cm3</p><p>11.300g</p><p>1.000cm3</p><p>d =</p><p>m</p><p>v</p><p>20</p><p>https://www.sobiologia.com.br/conteudos/Oitava_quimica/materia7.php</p><p>A densidade de um objeto ou de uma amostra de certo material ou</p><p>substância é o resultado da divisão da sua massa pelo seu volume. Lembre-</p><p>se sempre da fórmula:</p><p>D =</p><p>M</p><p>V</p><p>21</p><p>03</p><p>Teorias Atômicas</p><p>Olá a todos!</p><p>Embora os filósofos gregos estivessem certos quanto à existência de átomos, eles não</p><p>podiam imaginar algo tão perspicaz como a estrutura de um átomo.</p><p>Um átomo não poderia ser composto de partes menores se nada menor existisse.</p><p>Porém, átomos não são esferas homogêneas sem estrutura.</p><p>E por que é importante conhecer a estrutura de um átomo? Um dos temas abordados</p><p>em Química é a inter-relação entre a estrutura e as propriedades da matéria. Segundo</p><p>Russel (1994), ''o comportamento físico e químico da matéria depende da maneira</p><p>pela qual os átomos interagem e esta, por sua vez, depende da sua estrutura”.</p><p>Primeiras Ideias de Átomo</p><p>Na história da Química, os séculos XVII e XVIII caracterizaram-se pela conquista de</p><p>um grande número de conhecimentos obtidos experimentalmente. No final desse</p><p>período, inúmeros fatos químicos aconteceram,</p><p>porém, as perguntas aumentavam e</p><p>poucas explicações eram apresentadas. Por exemplo, embora se tivesse</p><p>conhecimento de que o ácido sulfúrico dissolvia zinco e ferro, e não prata e ouro, a</p><p>explicação para esse fenômeno permanecia indefinida. No início do século XIX,</p><p>acreditava-se que havia diferenças fundamentais entre os elementos, compostos e</p><p>misturas.</p><p>As leis da conservação da massa e da composição definida já estavam propostas e,</p><p>apesar de serem sustentadas por alguns dos químicos mais progressistas da época,</p><p>não podiam explicar maneira satisfatória, porque massas eram conservadas durante</p><p>uma transformação química e porque certos tipos de matéria pareciam ter a mesma</p><p>composição (Russel, 1994).</p><p>23</p><p>Em 1803, acreditando nas leis da conservação de massa e da composição definida, o</p><p>químico John Dalton propôs uma teoria que explicava estas e outras generalizações</p><p>químicas. De fato, Dalton trouxe à tona o conceito grego da existência dos átomos e</p><p>sustentou esse conceito com evidências experimentais que ele e outros obtiveram.</p><p>A teoria atômica de Dalton tem pontos e é descrita de uma maneira complexa:</p><p>Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos.</p><p>Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados</p><p>nem destruídos.</p><p>Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de</p><p>um dado elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de</p><p>diferentes elementos têm diferentes propriedades.</p><p>As transformações químicas consistem em uma combinação,</p><p>separação ou rearranjo de átomos.</p><p>Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais</p><p>elementos em uma razão fixa. Usando estas ideias simples, Dalton fez</p><p>com que as observações químicas da época parecessem muito</p><p>razoáveis. Sua teoria, por exemplo, explicou com sucesso, por que a</p><p>massa é conservada nas reações químicas. (Se cada átomo tem sua</p><p>própria característica e se os átomos são rearranjados, permanecendo</p><p>inalterados durante uma reação química, então a massa total dos</p><p>átomos dos reagentes deve ser a mesma que a dos átomos dos</p><p>produtos).</p><p>A lei da composição definida é também explicada com sucesso:</p><p>**Se cada composto é caracterizado por proporções fixas entre os números de</p><p>átomos dos seus elementos componentes e se cada átomo de um dado elemento</p><p>tem a mesma massa, então a composição de cada composto deve ser sempre a</p><p>mesma.</p><p>Fonte: Russel, 1994. p. 229.</p><p>O Átomo de Dalton</p><p>24</p><p>John Dalton</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>O Átomo de Thomson</p><p>A partir de 1890, ficou nítido para a maioria dos cientistas que os átomos eram</p><p>compostos por uma parte carregada positivamente e alguns elétrons, mas isso não</p><p>era totalmente claro.</p><p>Qual a constituição dos átomos?</p><p>Em 1898, J. J. Thomson apontou que um átomo poderia ser uma esfera carregada</p><p>positivamente na qual alguns elétrons estavam incrustados, e que isso levaria a uma</p><p>fácil remoção de elétrons dos átomos. Este modelo de átomo, algumas vezes</p><p>chamado de modelo de "pudim de passas", é ilustrado na imagem a seguir:</p><p>25</p><p>https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Dalton_John_desk.jpg</p><p>Átomo de Thomson - Modelo do pudim de passas</p><p>Fonte: Russel, 1994.</p><p>Thomson ressaltou ainda que os elétrons eram arranjados em anéis e circundavam</p><p>completamente, em órbitas, a esfera positiva.</p><p>J. J. Thomson</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>26</p><p>https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Jj-thomson2.jpg</p><p>O Átomo de Rutherford</p><p>Em 1890, foi descoberto que algumas partículas possuíam radioatividade, o que</p><p>significa que eles emitem radiação de alta energia.</p><p>Existem três delas:</p><p>Partículas alfa (á)</p><p>Partículas beta (â)</p><p>Raios gama (ã)</p><p>Uma partícula alfa carrega uma carga positiva e tem uma massa maior do que um</p><p>elétron. Rutherford, Geiger e Marsden lançaram um fluxo de partículas alfa emitidas</p><p>por uma pequena quantidade do elemento radioativo polônio em várias folhas finas</p><p>de materiais tais como mica, papel e ouro, observaram que, embora muitas partículas</p><p>atravessassem as folhas em linha reta, algumas foram espalhadas ou desviadas da</p><p>linha reta.</p><p>Os resultados dos experimentos foram surpreendentes. Apesar de muitas partículas</p><p>atravessarem a folha com pouco ou nenhum desvio, algumas, ao contrário, foram</p><p>desviadas, como os experimentos previamente mostravam. O interessante foi que a</p><p>amplitude do ângulo medido variava de valores muito pequenos até valores acima de</p><p>90°. Esse espalhamento de ângulos maiores que 90° não havia sido previsto pelos</p><p>cientistas; isto significa que algumas partículas alfa realmente surgiam da superfície</p><p>do ouro, ou seja, as partículas eram rebatidas após o choque sem atravessar a folha</p><p>(RUSSEL, 1994).</p><p>Por que somente poucas partículas se desviaram e por que alguns dos ângulos</p><p>medidos eram tão grandes?</p><p>Neste ponto, Rutherford retomou uma ideia proposta em 1904 pelo físico japonês H.</p><p>Nagaoka: um átomo poderia ser composto por um pequeníssimo núcleo carregado</p><p>positivamente (no centro do átomo) rodeado por uma região comparativamente</p><p>maior que continha os elétrons. O físico entendeu que se elétrons carregados</p><p>negativamente se encontravam distribuídos na maior parte do átomo e se a carga</p><p>positiva que compreendia a maior parte da massa estava concentrada em um</p><p>minúsculo núcleo no centro do átomo, então, não somente muitas partículas alfa</p><p>passariam em linha reta sem apresentar deflexão, mas aquelas partículas alfa que</p><p>passassem próximas do núcleo seriam fortemente repelidas por sua carga positiva.</p><p>27</p><p>Modelo de Rutherford</p><p>Fonte: Russel, 1994.</p><p>Desvios esperados das partículas alfa. (a) Átomo de Thomson: desvios pequenos.</p><p>(b) Átomo de Rutherford: deflexões variando de pequenas a muito grandes.</p><p>Fonte: Russel, 1994.</p><p>28</p><p>Acesse o link: Disponível aqui</p><p>Assista a uma videoaula sobre as teorias atômicas.</p><p>Do que o núcleo é composto?</p><p>Em 1914, Rutherford demonstrou a existência de uma partícula com massa muito</p><p>maior do que o elétron e carga igual em grandeza a de um elétron, mas de sinal</p><p>oposto, isto é, positivo ao invés de negativo. Rutherford sugeriu que a carga positiva</p><p>de um núcleo atômico deve-se à presença de um número dessas partículas, que em</p><p>1920 ele denominou de prótons.</p><p>Rutherford concluiu que, embora os prótons contivessem toda a carga do núcleo, eles</p><p>sozinhos não podem compor sua massa. O problema da massa extra foi resolvido em</p><p>1932, quando o físico inglês J. Chadwick descobriu uma partícula que tinha</p><p>aproximadamente a mesma massa de um próton, mas não era carregada</p><p>eletricamente. Por ser a partícula eletricamente neutra, Chadwick a denominou de</p><p>nêutron.</p><p>Hoje, acreditamos que, com uma exceção, o núcleo de muitos átomos contém ambas</p><p>as partículas: prótons e nêutrons, chamados núcleons (a exceção é o núcleo de</p><p>muitos isótopos comuns de hidrogênio que contém um próton e nenhum nêutron).</p><p>Como mencionamos, é geralmente conveniente designar cargas em partículas em</p><p>termos de carga em um elétron. De acordo com esta convenção, um próton tem uma</p><p>carga de +1, um elétron de -1, e um nêutron de 0.</p><p>29</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=MtBbVt7eInE</p><p>Atente-se sempre aos modelos atômicos e seus postulados para identificar o</p><p>que cada cientista falou sobre a estrutura atômica.</p><p>30</p><p>04</p><p>Classificação Periódica</p><p>dos Elementos</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Em 1869, na Universidade de São Petersburgo, Rússia, Dmitri Ivanovitch Mendeleev</p><p>(1834-1907) pensava sobre propriedades dos elementos enquanto escrevia um livro</p><p>de Química. Ao estudar as propriedades químicas e físicas dos elementos, ele</p><p>percebeu que, se os elementos fossem arranjados em ordem crescente de massa</p><p>atômica, elementos com propriedades similares formariam um padrão regular, ou</p><p>seja, ele notou uma periodicidade ou repetição das propriedades dos elementos.</p><p>Mendeleev organizou os elementos conhecidos em uma tabela e os alinhou em uma</p><p>fileira horizontal, deixando-os em ordem crescente de massa atômica. Na tabela de</p><p>Mendeleev, os elementos foram arranjados em ordem crescente de massa.</p><p>Entretanto, em uma tabela moderna, vê-se que, com base nisso, Ni e Co, Ar e Te e I</p><p>deveriam ser invertidos.</p><p>Mendeleev supôs que as massas atômicas,</p><p>conhecidas naquela época, ainda não</p><p>eram precisas, porém, na verdade, a sua ordem estava correta e o que estava errado</p><p>era uma má suposição, baseando-se nos métodos analíticos de uso em que as</p><p>propriedades de um elemento era uma função da sua massa (KOTZ, 2010).</p><p>32</p><p>https://uploads-ssl.webflow.com/5ef34d59de21f65a766f36a9/5efa25b0d807561d970964a6_tabela-periodica.jpg</p><p>https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Tabela_Peri%C3%B3dica_de_2019.webp</p><p>Dmitri Mendeleev, o pai da tabela periódica</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Periodicidade</p><p>A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados sequencialmente, em</p><p>ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em suas</p><p>propriedades.</p><p>Os gases nobres são:</p><p>33</p><p>https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Dmitri_Mendeleev_1890s.jpg</p><p>Hélio (He, Z = 2)</p><p>Neônio (Ne, Z = 10)</p><p>Argônio (Ar, Z = 18)</p><p>Criptônio (Kr, Z = 36)</p><p>Xenônio (Xe, Z = 54)</p><p>Radônio (Ra, Z = 86)</p><p>Ao olharmos para um elemento imediatamente posterior a um gás nobre,</p><p>encontramos um metal altamente ativo que reage vigorosamente com uma grande</p><p>variedade de substâncias, inclusive com a água. Esta família de elementos é chamada</p><p>de metais alcalinos.</p><p>Os metais alcalinos são:</p><p>Lítio (Li, Z = 3)</p><p>Sódio (Na, Z = 11)</p><p>Potássio (K, Z = 19)</p><p>Rubídio (Rb, Z = 37)</p><p>Césio (Cs, Z = 55)</p><p>Frâncio (Fr, Z = 87)</p><p>34</p><p>Fonte: Disponível aqui (Adaptado)</p><p>Os elementos imediatamente anteriores aos gases nobres, exceto o hidrogênio, são</p><p>todos altamente reativos, semelhantes quimicamente aos não metais, e são</p><p>chamados halogênios.</p><p>Os halogênios são:</p><p>Acesse o link: Disponível aqui</p><p>O link abaixo vai direcionar você ao universo da classificação dos elementos.</p><p>Use e abuse para entender onde encontramos os elementos e suas</p><p>utilizações.</p><p>Grupos</p><p>Os grupos maiores consistem em cinco ou seis elementos e são chamados de grupos</p><p>representativos, principais ou grupos A. São enumerados de IA até VIIA, mais o grupo</p><p>(O grupo 0 consiste nos gases nobres e algumas vezes é chamado grupo VIIIA.) O "A" é</p><p>geralmente omitido nessas designações, e assim, os halogênios correspondem ao</p><p>grupo VIIA ou grupo VII. Os elementos desses grupos são conhecidos como</p><p>elementos representativos.</p><p>35</p><p>https://www.ufsm.br/midias/arco/a-tabela-periodica-no-cotidiano/</p><p>https://www.tabelaperiodica.org/</p><p>Os grupos menores encontrados na região central da tabela periódica são chamados</p><p>grupos de transição, subgrupos ou grupos B, e são enumerados por algarismos</p><p>romanos e pela letra B. Os elementos deste grupo são conhecidos como elementos</p><p>de transição. Por muitos anos, houve um desacordo internacional quanto aos grupos</p><p>que seriam designados por A e por B. O sistema usado nesta disciplina é comum nos</p><p>Estados Unidos, mas alguns publicam tabelas periódicas para fins comerciais usando</p><p>as letras A e B de forma trocada.</p><p>Em 1990, a IUPAC (sigla em inglês para União Internacional de Química Pura e</p><p>Aplicada) publicou a recomendação final para um novo sistema que não usa letras, e</p><p>os grupos passariam a ser enumerados com algarismos arábicos de 1 até 18 (da</p><p>esquerda para a direita).</p><p>Períodos</p><p>As filas horizontais da tabela periódica são chamadas de períodos e enumeradas com</p><p>algarismos arábicos de 1 a 7. Observe que os períodos variam grandemente em</p><p>comprimento: o primeiro período consiste em somente dois elementos, o sexto</p><p>período consiste em 32 elementos, em parte porque estão incluídos os lantanoides (O</p><p>36</p><p>termo lantanoide é recomendado pela IUPAC, embora não seja de uso comum dos</p><p>Estados Unidos. Um termo mais antigo é elemento “terra-rara”), que são 14 elementos</p><p>do lantânio (Z = 57) até o itérbio (Z = 70).</p><p>O sétimo período também consiste (potencialmente) em 32 elementos, pois estão</p><p>incluídos os 14 elementos actinoides (A IUPAC recomenda o termo actinoide. Um</p><p>termo mais antigo é elemento “terra-rara pesado”), do actínio (Z = 89) ao nobélio (Z =</p><p>102). Os lantanoides e actinoides são conjuntamente chamados elementos de</p><p>transição interna.</p><p>A tabela periódica mostrada é longa, e por isso é geralmente mostrada na forma mais</p><p>compacta, na qual os lantanoides e actinoides são colocados abaixo da tabela</p><p>principal. Muitas tabelas periódicas comerciais publicadas posicionam o lantânio (Z =</p><p>57) e o actínio (Z = 89) sob o ítrio (Z = 39), e concordam em designar os elementos do</p><p>cério (Z =58) ao lutécio (Z = 71) como lantanoides e do tório (Z =90) ao laurêncio (Z =</p><p>103) como actinoides. Contudo, as evidências experimentais sustentam a ordem</p><p>usada nesta disciplina.</p><p>É importante que você entenda a diferença entre família e período.</p><p>Conseguindo identificá-los, você se localiza mais facilmente na tabela</p><p>quando o exercício dá as coordenadas.</p><p>Família: Linhas verticais.</p><p>Período: Linhas horizontais.</p><p>37</p><p>Fonte: Disponível aqui (Adaptado)</p><p>Observe que o hidrogênio é posicionado isoladamente na parte superior da Tabela</p><p>Periódica porque as propriedades do hidrogênio são particulares. Algumas versões da</p><p>Tabela Periódica posicionam o hidrogênio acima do lítio (grupo IA) e/ou acima do flúor</p><p>(grupo VIIA). Contudo, o hidrogênio apresenta pouca diferença das propriedades dos</p><p>metais alcalinos ou dos halogênios.</p><p>Cada novo período após o primeiro na Tabela Periódica tem início com um metal</p><p>alcalino (grupo IA) e termina com um gás nobre (grupo 0). Entre os elementos, alguns</p><p>têm nomes especiais tais como metais alcalinos terrosos, do grupo IIA; calcogênios,</p><p>do grupo VIA e, como mencionado anteriormente, os elementos do grupo VIIA são</p><p>denominados halogênios (RUSSEL,1994).</p><p>38</p><p>https://noticias.r7.com/hora-7/conhecimento-cientifico/tabela-periodica-o-que-e-funcao-historia-elementos-familias-24042019</p><p>05</p><p>Distribuição Eletrônica</p><p>dos Elementos</p><p>Olá a todos!</p><p>O modelo atômico de Rutherford diz que o átomo é formado por um núcleo com</p><p>partículas positivas (prótons) e partículas neutras (nêutrons), mais uma eletrosfera,</p><p>uma região vazia onde os elétrons ficariam girando ao redor do núcleo. Porém, se o</p><p>átomo fosse realmente assim, os elétrons, que são partículas negativas, iriam adquirir</p><p>um movimento na forma de espiral e se chocariam com o núcleo.</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Neste link, você encontra um apoio para entender o diagrama de</p><p>distribuição eletrônica de Linus Pauling.</p><p>Mas o estudo da natureza da luz proporcionou novas descobertas que ajudaram no</p><p>desenvolvimento do modelo atômico. Os cientistas descobriram que, quando os</p><p>gases dos elementos químicos diferentes passam por um prisma, eles produzem</p><p>espectros descontínuos com linhas ou raias finas de cores diferentes. As cores são, na</p><p>realidade, ondas eletromagnéticas visíveis, sendo que cada cor possui um</p><p>comprimento de onda diferente. Assim, cada uma das linhas observadas nos</p><p>espectros dos elementos corresponde a um comprimento de onda (FOGAÇA, s/d).</p><p>O físico inglês Niels Böhr relacionou os espectros de linhas dos elementos,</p><p>principalmente o do hidrogênio, com a constituição do átomo.  Assim, em 1913, ele</p><p>propôs alguns postulados que alteraram a visão do modelo atômico de Rutherford.</p><p>Basicamente ele mostrou que</p><p>os elétrons movem-se ao redor do núcleo atômico em órbitas</p><p>circulares que possuem uma energia bem definida e característica,</p><p>sendo, portanto, um nível de energia ou camada eletrônica. Para</p><p>cada elétron, são permitidas somente certas quantidades de energia,</p><p>40</p><p>https://www.stoodi.com.br/blog/2019/12/27/diagrama-de-linus-pauling/</p><p>O físico inglês Niels Böhr</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>com valores múltiplos inteiros do fóton (quantum de energia)</p><p>(FOGAÇA, s/d).</p><p>Böhr também mostrou que quando todos os elétrons dos átomos estão se</p><p>movimentando em seus níveis respectivos de menor energia, o átomo está no seu</p><p>estado fundamental, que é o mais estável. Mas se o elétron absorve fótons, ele salta</p><p>de um nível mais próximo do núcleo para um de maior energia, mais externo (estado</p><p>ativado ou estado excitado). Entretanto, ele é instável e logo emite a energia</p><p>excedente, retornando para o nível de menor energia (FOGAÇA, s/d).</p><p>41</p><p>https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Niels_Bohr_-_LOC_-_ggbain_-_35303.jpg</p><p>Sete camadas eletrônicas</p><p>representadas pelas letras.</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>O modelo atômico de Rutherford-Böhr mostra que o átomo possui um</p><p>núcleo com prótons e nêutrons, além de uma eletrosfera formada por várias</p><p>camadas eletrônicas com valores de energia específicos para cada tipo de</p><p>átomo. Para os elementos conhecidos atualmente, existem no máximo sete</p><p>camadas, representadas respectivamente (de dentro para fora) pelas letras</p><p>K, L, M, N, O, P e Q.</p><p>42</p><p>https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/distribuicao-eletronica.htm</p><p>Átomo de berílio</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>A distribuição eletrônica refere-se ao modo como os elétrons estão distribuídos nas</p><p>camadas ou níveis de energia que ficam ao redor do núcleo do átomo. Por exemplo,</p><p>veja os elétrons do berílio a seguir. Ele possui quatro elétrons no total, distribuídos</p><p>em duas camadas eletrônicas. Assim, a sua distribuição eletrônica é dada por: 2 – 2.</p><p>No entanto, os elétrons não se distribuem de qualquer forma nessas camadas, e há</p><p>regras a serem seguidas para essa distribuição. Por exemplo, a primeira camada (K)</p><p>suporta no máximo 2 elétrons, e a camada de valência (a última camada a ser</p><p>preenchida) pode possuir no máximo 8 elétrons.</p><p>Esses e outros fatores acontecem porque os elétrons se distribuem nas camadas</p><p>eletrônicas de acordo com subníveis de energia, identificados pelas letras s, p, d, f,</p><p>que aumentam de energia nessa ordem. Cada nível comporta uma quantidade</p><p>máxima de elétrons distribuídos nos subníveis de energia.</p><p>43</p><p>https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/distribuicao-eletronica.htm</p><p>A representação gráfica da distribuição eletrônica é dada pelo Diagrama de Pauling.</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Para tornar mais fácil a distribuição dos elétrons dos átomos nas camadas eletrônicas,</p><p>o cientista Linus Pauling (1901-1994) criou uma representação gráfica que facilitou a</p><p>visualização da ordem crescente de energia e a realização da distribuição eletrônica.</p><p>Essa representação passou a ser chamada de Diagrama de Pauling, também</p><p>conhecida como Diagrama de distribuição eletrônica ou Diagrama dos níveis</p><p>energéticos, que você vê a seguir:</p><p>Antes de você poder realizar a distribuição eletrônica de um átomo por meio do</p><p>Diagrama de Pauling, é necessário saber qual a quantidade máxima de elétrons que</p><p>pode ser distribuída em cada nível e subnível. Isso está evidenciado a seguir:</p><p>44</p><p>https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/distribuicao-eletronica.htm</p><p>Quantidade máxima de elétrons para preencher cada nível e subnível.</p><p>Níveis Quantidade máxima de elétrons</p><p>K 2</p><p>L 8</p><p>M 18</p><p>N 32</p><p>O 32</p><p>P 18</p><p>Q 8</p><p>Subníveis Quantidade máxima de elétrons</p><p>s 2</p><p>p 6</p><p>d 10</p><p>f 14</p><p>Além disso, lembre-se de que os elétrons vão preenchendo esses subníveis de acordo</p><p>com a ordem crescente de energia que, no Diagrama de Pauling, é dada pelo sentido</p><p>das setas.</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>45</p><p>https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/distribuicao-eletronica.htm</p><p>Linus Pauling, Instituto de Tecnologia da Califórnia, 1941</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>46</p><p>https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Linus_Pauling_1941.png</p><p>06</p><p>Ligações Químicas e</p><p>Regra do Octeto</p><p>Um dos aspectos mais intrigantes da Química é o estudo das forças que agem entre</p><p>os átomos. As mais fortes dessas forças – as ligações químicas – são aquelas que</p><p>unem átomos e formam moléculas, agrupamentos de átomos ou sólidos iônicos.</p><p>Regra do octeto: estabelece que, com exceção do hélio, os átomos dos</p><p>gases nobres possuem uma camada de valência especialmente estável,</p><p>ns2np6, ou seja, um octeto. Os outros átomos, em geral, reagem para atingir</p><p>esta configuração ganhando ou perdendo elétrons, o que resulta num íon</p><p>cuja configuração eletrônica é semelhante à do gás nobre mais próximo na</p><p>tabela periódica.</p><p>48</p><p>Ligações Iônicas</p><p>Na ligação iônica as forças eletrostáticas atraem os íons de cargas opostas (RUSSEL,</p><p>1994, p. 368).</p><p>A formação das ligações iônicas</p><p>Vamos imaginar a formação de uma ligação iônica típica entre dois átomos</p><p>hipotéticos, M (um metal) e X (um não metal), da seguinte maneira: como M é um</p><p>metal, sua energia de ionização é baixa, isto é, é necessária pouca energia para</p><p>remover um elétron do átomo. A perda de um elétron por um átomo isolado (gasoso)</p><p>M leva à formação de um íon positivo – o cátion.</p><p>M(g) M+(g) +e-</p><p>Por outro lado, como X é um átomo de um não metal, o valor de sua afinidade</p><p>eletrônica é negativo, portanto, possui uma grande tendência em ganhar elétron e</p><p>formar um ânion.</p><p>X(g) + e- X- (g)</p><p>Se estes processos são interligados, ou seja, se o elétron perdido por M é ganho por X,</p><p>então, todo o processo pode ser representado por:</p><p>M(g) +X(g) M+(g)+ X-(g)</p><p>Agora, como o cátion e o ânion apresentam cargas opostas, eles se atraem</p><p>eletrostaticamente formando um par iônico:</p><p>M+(g) + X-(g) [M+X -](g)</p><p>Esta força de atração eletrostática entre os íons do par é conhecida como ligação</p><p>iônica (RUSSEL, 1994, p. 368).</p><p>Pares iônicos não são incomuns, e podem ser encontrados em alguns gases a</p><p>49</p><p>Ligações iônicas</p><p>Fonte: Disponível aqui (Adaptado)</p><p>Fonte: A autora.</p><p>temperaturas muito altas e em soluções concentradas que contêm íons. Ligações</p><p>iônicas são mais comumente encontradas em sólidos iônicos, que não possuem pares</p><p>iônicos.</p><p>50</p><p>https://blogdoenem.com.br/tag/ligacoes-ionicas/</p><p>Ligações Covalentes</p><p>Quando um átomo possui uma energia de ionização baixa e outro apresenta uma</p><p>afinidade eletrônica alta, um ou mais elétrons podem se transferir do primeiro para o</p><p>segundo para formar uma ligação iônica. A ligação covalente ocorre quando os dois</p><p>átomos têm a mesma tendência de ganhar e perder elétrons. Sob essas condições, a</p><p>transferência total de um elétron não acontece. Em vez disso, os elétrons ficam</p><p>compartilhados entre os átomos (RUSSEL, 1994, p. 376-377).</p><p>Acesse o link: Disponível aqui</p><p>Assista a uma videoaula bem explicativa para auxiliar no seu entendimento</p><p>de Ligações iônicas x ligações covalentes.</p><p>A molécula de hidrogênio</p><p>Para que você consiga visualizar as propriedades de uma ligação covalente, vamos</p><p>inicialmente considerar a menor e mais simples molécula, a do hidrogênio (H2).</p><p>Suponha que você está segurando um átomo de hidrogênio (núcleo mais um elétron)</p><p>em cada uma de suas mãos, e de uma forma bem devagar você os aproxima. À</p><p>medida que isso ocorre, você sentirá uma força atrativa que cresce e tende a fazê-los</p><p>ficar ainda mais próximos. Se você permitir uma aproximação maior, as forças</p><p>atrativas atingem um valor máximo e, em seguida, começam a enfraquecer,</p><p>decrescendo até desaparecerem por completo. Desse momento em diante, você puxa</p><p>os átomos para mantê-los próximos, pois as forças atrativas foram substituídas por</p><p>forças repulsivas que crescem bruscamente com o decréscimo da distância entre o</p><p>átomos.</p><p>51</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=MiN8Zj1AXGo</p><p>Ligações iônicas</p><p>Fonte: Disponível aqui (Adaptado)</p><p>Acesse o link: Disponível aqui</p><p>Aí vai uma aulinha de apoio para você se aprofundar no conteúdo!</p><p>Ligações químicas - Químicas geral</p><p>Estruturas de Lewis e ligações covalentes</p><p>A ligação covalente consiste no compartilhamento de pares eletrônicos entre dois</p><p>átomos e pode ser representada por meio de estruturas de Lewis. A formação da</p><p>molécula de H2 a partir de dois átomos de H pode ser mostrada da seguinte maneira:</p><p>52</p><p>https://blogdoenem.com.br/tag/ligacoes-ionicas/</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=JJt2UEBSvlw</p><p>Fonte: A autora.</p><p>Ligação Metálica</p><p>Ligação metálica é a ligação entre metais e metais. Formam as chamadas ligas</p><p>metálicas, cada vez mais importantes para o nosso dia a dia.</p><p>No estado sólido, os metais se agrupam de forma geometricamente ordenados e</p><p>formam as células (ou grades ou retículo cristalino). Uma amostra de metal é</p><p>constituída por um grande número de células unitárias formadas por cátions desse</p><p>metal.</p><p>Na ligação entre átomos de um elemento metálico, ocorre liberação parcial dos</p><p>elétrons mais externos, com a consequente formação de cátions, que formam as</p><p>células unitárias. Esses cátions têm suas cargas estabilizadas pelos elétrons que foram</p><p>liberados e que ficam envolvendo a estrutura como uma</p><p>nuvem eletrônica. São</p><p>dotados de certo movimento e, por isso, chamados de elétrons livres.</p><p>Essa movimentação dos elétrons livres explica por que os metais são bons condutores</p><p>elétricos e térmicos. A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo de elétrons</p><p>levou à criação da “Teoria da Nuvem Eletrônica” ou “Teoria do Mar” de elétrons.</p><p>53</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>O metal é um aglomerado de átomos neutros e cátions mergulhados numa</p><p>nuvem ou "mar" de elétrons livres. Esta nuvem de elétrons funcionaria como</p><p>a ligação metálica que mantém os átomos unidos, e são essas ligações e</p><p>suas estruturas que os metais apresentam uma série de propriedades bem</p><p>características, como, por exemplo, o brilho metálico, a condutividade</p><p>elétrica, o alto ponto de fusão e ebulição, a maleabilidade, a ductilidade, a</p><p>alta densidade e a resistência à tração.</p><p>As ligas metálicas são a união de dois ou mais metais e às vezes com não</p><p>metais e metais. As ligas têm mais aplicação do que os metais puros.</p><p>Exemplo de liga: bronze (cobre + estanho) = usado em estátuas e sinos.</p><p>54</p><p>https://www.soq.com.br/conteudos/ef/ligacoesquimicas/p3.php</p><p>07</p><p>Funções Inorgânicas</p><p>Meus queridos alunos,</p><p>A Química é dividida em áreas de aplicação, mas no geral, podemos classificá-la em</p><p>química orgânica e inorgânica. Dentro dessas duas classificações, existe</p><p>ramificações de estudo e especificações para as devidas aplicações.</p><p>Química orgânica é a ciência que estuda os compostos de carbono.</p><p>Química inorgânica estuda as demais reações.</p><p>Hoje veremos um pouco de funções inorgânicas, e dentro das funções enquadramos</p><p>compostos químicos como sais, ácidos, base e óxidos.</p><p>Para entender alguns termos, devemos classificar os elementos como cátions e</p><p>ânions:</p><p>Cátions: elementos químicos que em uma reação química tendem a doar</p><p>elétrons em uma reação química, sendo assim, elementos com carga positiva (+).</p><p>Ânions: elementos químicos que em uma reação química tendem a receber</p><p>elétrons, sendo assim, elementos que recebem o sinal negativo ( - ).</p><p>Temos também os íons, que são átomos eletricamente carregados. Logo, ionização é</p><p>o processo pelo qual um átomo ganha ou perde elétrons para formar íons.</p><p>Agora vamos a algumas definições:</p><p>Atente-se à tabela a seguir, para entender as formações dos ácidos a partir</p><p>dos ânions.</p><p>56</p><p>SAL (ÂNION)</p><p>Terminação em:</p><p>ÁCIDO</p><p>Terminação em:</p><p>ITO OSO</p><p>ATO ICO</p><p>ETO ÍDRICO</p><p>Assim, se o sal utilizado na formulação do ácido for o SULFITO, o ácido derivado deste</p><p>sal será o SULFUROSO. Caso utilize o SULFATO, o ácido resultante será o SULFÚRICO,</p><p>e assim por diante.</p><p>Ácidos</p><p>Ácidos são compostos que se ionizam em solução aquosa e produzem um íon</p><p>positivo: o cátion H+.</p><p>Geralmente, os ácidos têm como característica marcante o sabor azedo e boa</p><p>solubilidade em água.</p><p>O cátion H+ não fica sozinho em uma solução, pois o oxigênio da água atrai o</p><p>hidrogênio da molécula do ácido, fazendo com que ele fique acompanhado, no</p><p>mínimo, por uma molécula de água. Por isso também é simbolizado pelo íon hidrônio</p><p>H₃O+. O equilíbrio dos ácidos em água pode, portanto, ser escrito da seguinte forma:</p><p>Onde o H3O+ ou H+ é o radical funcional dos ácidos.</p><p>A simbologia H+ é útil pela simplicidade na escrita e pelo seu entendimento. Existem</p><p>conceitos mais abrangentes de ácido, mas para o nosso entendimento esse conceito é</p><p>suficiente.</p><p>HCl → H + + Cl−</p><p>HCl + H2O → H3O + + Cl</p><p>57</p><p>Para escrever a fórmula de um ácido, devemos observar a valência do ânion. Como o</p><p>cátion (íon positivo) é sempre +1 (H+), é preciso anular as cargas do ânion de maneira</p><p>que a molécula do ácido seja eletricamente neutra. Assim, o número de cargas</p><p>positivas será igual à valência do ânion. Basta então transferir o número</p><p>correspondente à carga do ânion, como índice do hidrogênio.</p><p>Os ácidos neutralizam as bases e podem receber diferentes classificações. Vamos nos</p><p>ater na que os classificam em ácidos fortes, semifortes ou moderados e fracos,</p><p>classificação relacionada com a facilidade com que a molécula do ácido libera pelo</p><p>menos um dos seus prótons.</p><p>Os ácidos fortes são aqueles que, quando estão em solução aquosa, mais de 50% de</p><p>suas moléculas liberam o hidrogênio. A capacidade de liberar o hidrogênio e formar</p><p>os íons em solução é chamada grau de ionização, simbolizado pela letra grega alfa (α).</p><p>Os ácidos fortes são os que possuem grau de ionização, maior que 50%.</p><p>Os hidrácidos, que são ácidos que não possuem oxigênio na molécula, possuem</p><p>nomes terminados em “ídrico”.</p><p>Ex. Ácido clorídrico, iodídrico, sulfídrico, cianídrico.</p><p>Os ácidos que contêm oxigênio em sua molécula - os oxiácidos - possuem terminação</p><p>“ico” quando, com o elemento, se pode formar somente um ácido.</p><p>Ex. Ácido carbônico, ácido bórico.</p><p>Quando o elemento puder formar dois oxiácidos, a terminação será “ico”, para a</p><p>forma em que o elemento apresentar o maior número de oxidação - que na maioria</p><p>das vezes, está relacionado com o número de oxigênio na molécula - e “oso” para o</p><p>ácido contendo o elemento com o menor número de oxidação.</p><p>Para oxiácidos de elementos com três ou mais possibilidades de formações de ácidos,</p><p>usam-se diferentes sufixos e terminações em função do decréscimo no número de</p><p>oxidação. Observe o uso dos prefixos “per” e “hipo” e os sufixos “ico” e “oso”. Os dois</p><p>com maior número de oxidação possuem a terminação “ico” e entre eles o de maior</p><p>número de oxidação recebe o prefixo “per”. Os dois com menor número de oxidação</p><p>recebem o sufixo “oso” e dentre eles o de menor número de oxidação recebe o</p><p>prefixo “hipo”.</p><p>H2SO4 → 2H + + SO4</p><p>−2</p><p>58</p><p>Observe: HClO₄ é o ácido perclórico</p><p>HClO₃ é o ácido clórico</p><p>HClO₂ é o ácido cloroso</p><p>HClO é o ácido hipocloroso</p><p>Para oxiácidos com diferentes graus de hidratação usamos os prefixos “orto”, “piro” e</p><p>“meta” em função da quantidade decrescente de água na molécula. Respectivamente,</p><p>assim, temos os três oxiácidos do fósforo:</p><p>H₃PO₄ é o mais hidratado e chamado de ácido ortofosfórico;</p><p>H₄P₂O₇ é o ácido ortofosfórico do qual nós retiramos uma molécula de água de</p><p>cada duas moléculas. Esse ácido recebe o nome de pirofosfórico;</p><p>HPO₃ ácido metafosfórico é obtido se retiramos uma molécula de água de cada</p><p>uma das moléculas do ácido ortofosfórico.</p><p>Bases</p><p>As bases (ou hidróxidos) são substâncias que possuem sabor adstringente e</p><p>neutralizam ácidos. Em geral, são compostos que, quando forem dissolvidos em água,</p><p>dissociam-se e originam ânions, os íons hidroxilas (OH-). A maior parte das bases é</p><p>pouco solúvel em água. A hidroxila ou oxidrila liberada é o ânion, que em presença de</p><p>ácido, reage com o próton formando água. A hidroxila é, portanto, o grupo funcional</p><p>ou também chamado de radical funcional das bases.</p><p>De maneira geral, as bases são formadas por um metal que é o cátion, ligado ao OH-</p><p>(hidroxila) a exceção é o hidróxido de amônio, NH₄OH, que não é um metal.</p><p>As bases podem ter diferentes classificações, por exemplo, quanto ao número de</p><p>hidroxilas ionizáveis da molécula. Nesse caso, elas podem ser: mono, di, tri ou tetra</p><p>bases.  Em função do grau de ionização, as bases podem ser organizadas em bases</p><p>fortes, que são os hidróxidos de metais alcalinos e de metais alcalinos terrosos e</p><p>bases fracas como NH4OH e os hidróxidos de metais de transição.</p><p>Bases fortes - NaOH, KOH, Ca(OH)₂</p><p>Bases fracas - NH₄OH, Al₂(OH)₃, Fe(OH)₂</p><p>59</p><p>Devido à solubilidade em água, existem bases solúveis, que são as dos metais</p><p>alcalinos e hidróxido de amônia, e as bases muito pouco solúveis ou praticamente</p><p>insolúveis, que são os hidróxidos dos metais alcalino-terrosos e demais metais.</p><p>Na indústria sucroalcooleira, as bases e os ácidos possuem papel de grande</p><p>importância. O hidróxido de cálcio, por exemplo, além de neutralizar as soluções</p><p>ácidas ajustando o pH para 7,0, introduz o cátion Ca₂+, que pela formação de sais</p><p>insolúveis carrega impurezas do caldo por arraste. Além disso, a maioria das bases é</p><p>insolúvel. Sendo assim, outros compostos básicos precipitam e ajudam a promover a</p><p>limpeza do caldo, cuja neutralização é muito importante, pois a molécula de sacarose</p><p>é bastante frágil, e o trabalho em soluções</p><p>ácidas e com temperaturas elevadas acaba</p><p>por quebrar essa molécula, transformando-a em glicose e frutose.</p><p>É importante notar também que pHs elevados, superiores a 7,0 também são</p><p>prejudiciais para os açúcares, já que os destrói e os transformam em ácidos</p><p>orgânicos. A formulação das bases segue o que foi visto até agora: o ânion, íon</p><p>negativo, vem descrito à direita na fórmula, e o cátion à esquerda. A nomenclatura</p><p>das bases é feita com o nome de "hidróxido de..." quando apenas um hidróxido é</p><p>formado. No caso de cátions de elementos que formam mais de duas bases, o sufixo</p><p>“oso” é usado para a base do metal de menor número de oxidação e “ico” para o de</p><p>maior número de oxidação, ou se pode usar algarismos romanos para indicar o</p><p>número de oxidação (BORGES, 2013).</p><p>NaOH - Hidróxido de sódio (só um hidróxido)</p><p>NH₄OH – Hidróxido de amônio (só um hidróxido)</p><p>Fe(OH)₂ – Hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II</p><p>Fe(OH)₃ – Hidróxido férrico ou e hidróxido de ferro III</p><p>60</p><p>O hidróxido de cálcio Ca(OH)₂ (cal extinta, cal hidratada ou leite de cal) é a base</p><p>utilizada na neutralização do caldo para a obtenção de pH igual a 7,0. Essa base é</p><p>obtida na própria indústria por intermédio da mistura da cal virgem, que é o óxido de</p><p>cálcio (CaO) com água. Na presença de água e ar, ele reage com o CO₂ e se transforma</p><p>em carbonato de cálcio CaCO₂. Essa espécie química demonstra baixa eficiência de</p><p>neutralização e de precipitação, atenuando a eficácia do processo de limpeza ou</p><p>purificação do caldo.</p><p>O hidróxido de sódio (ou soda cáustica) é outra base, de uso em usinas. Trata-se de</p><p>uma base forte, que possui alto grau de ionização e, portanto, é muito solúvel. É um</p><p>sólido branco, cristalino e higroscópico (que absorve água da atmosfera), é tóxico e</p><p>usado no desentupimento de tubulações e na extração da celulose do bagaço de</p><p>cana. Algumas indústrias utilizam essa base para neutralizar a acidez de alcoóis – o</p><p>que não é recomendado. Por isso, uma das medidas de controle de qualidade de</p><p>alcoóis é o teor de sódio no etanol, que não deve ultrapassar 2 ppm (parte por</p><p>milhão) (BORGES, 2013).</p><p>Os sais são compostos iônicos e provenientes das reações de neutralização. Embora</p><p>outras reações possam produzir sais, são compostos formados na reação de um</p><p>ácido com uma base. A neutralização dá origem a moléculas de um sal e a moléculas</p><p>de água. A reação do ácido clorídrico com o hidróxido de sódio, por exemplo, fornece</p><p>o sal cloreto de sódio e molécula de água.</p><p>Nos sais, pelo menos 1 cátion é diferente de H+ e um ânion é diferente de OH- . A</p><p>reação de neutralização só ocorre totalmente quando o número de íons H+ for igual</p><p>ao número de íons OH- . Nesse caso, não sobra nem íons H+ do ácido nem OH- da</p><p>base. Os sais gerados nessas condições são os sais normais ou neutros, como o</p><p>cloreto de sódio ou o fosfato de sódio, oriundo da neutralização de três moléculas de</p><p>hidróxido de sódio por uma de ácido fosfórico.</p><p>A regra geral de formulação dos sais é que, como um sal é eletricamente neutro, suas</p><p>valências devem ser neutralizadas. A valência do ânion é equivalente ao número de</p><p>cátions necessários para neutralizá-la, e a valência do cátion equivale ao número de</p><p>ânions necessários para neutralizá-la. Assim, coloca-se a valência do ânion como</p><p>índice do cátion e a valência do cátion como índice do ânion.</p><p>HCl + NaOH → H2O + NaCl</p><p>61</p><p>A nomenclatura dos sais depende do tipo de sal: os sais normais recebem o nome</p><p>derivado do ácido e da base que lhes deram origem, e apenas a terminação do</p><p>nome do ácido sofre alteração de acordo com o seguinte código:</p><p>ácidos terminados em “ídrico” – o sal terá terminação “eto”</p><p>ácidos terminados em “oso” – terminação em “ito”</p><p>ácidos terminados em “ico” – terminação em “ato”</p><p>Logo, o nome do sal normal será o nome do ânion do ácido de origem com o sufixo</p><p>“ato”, “eto” ou “ito”, mais o nome do cátion da base de origem.</p><p>Algumas formações</p><p>O sulfeto de sódio é originário do ácido sulfídrico e do hidróxido de sódio.</p><p>O sulfato de sódio é oriundo do ácido sulfúrico e do hidróxido de sódio.</p><p>O sulfito de sódio é proveniente do ácido sulfuroso e do hidróxido de sódio.</p><p>Quando o cátion tem mais de uma valência, podem-se usar os sufixos “oso” e “ico”. O</p><p>de maior valência será o “ico”, e o de menor será o “oso”, ou é possível utilizar os</p><p>algarismos romanos para indicar a valência (número de oxidação). A neutralização</p><p>parcial dá origem a sais ácidos ou básicos dependendo da sobra de ácido ou base. Tal</p><p>neutralização ocorre quando trabalhamos com multiácidos ou multibases.</p><p>No caso de usar uma molécula de hidróxido de sódio para neutralizar uma molécula</p><p>de ácido fosfórico, que possui 3 hidrogênios, será formado um sal ácido. E no caso da</p><p>neutralização parcial do hidróxido de cálcio com ácido clorídrico será formado um sal</p><p>alcalino (BORGES, 2013).</p><p>1NaOH + 1H3PO4 → NaH2PO4 + 1H2O 1 Ca(OH)2 + 1HCl → CaOHCl + H2O</p><p>Na formulação dos sais, é necessário conhecer os cátions e ânions oriundos do sal e</p><p>da base que participaram da reação de neutralização. Um aspecto importante nos</p><p>estudos dos sais é conhecer sua solubilidade em água. Alguns sais são solúveis e</p><p>outros não. Não é possível prever quimicamente se um sal é solúvel ou não. Para</p><p>tanto, existem regras e tabelas que nos ajudam.</p><p>Antigamente, os químicos trabalhavam muito classificando os sais quanto à sua</p><p>solubilidade, e essa característica é apresentada em tabelas de solubilidade (BORGES,</p><p>2013).</p><p>62</p><p>Óxidos</p><p>Óxidos são compostos binários – formados apenas por dois elementos – em que o</p><p>oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Referimo-nos a um grupo de substância</p><p>muito numeroso, já que praticamente todos os elementos químicos formam óxidos. A</p><p>água é um óxido H₂O, conhecida também como óxido de hidrogênio, assim como a</p><p>areia, a sílica, SiO₂, o gás carbônico CO2, a hematita, Fe₂O₃, que é o minério de ferro, a</p><p>pirolusita MnO₂, que é o minério de manganês (BORGES, 2013).</p><p>Vale lembrar que o único elemento que ao se combinar com o oxigênio não</p><p>é considerado óxido é o flúor. O flúor é mais eletronegativo do que o</p><p>oxigênio:</p><p>OF2 e O2F2</p><p>Tais elementos não são considerados óxidos, e sim, fluoretos de oxigênio, pois o flúor</p><p>é mais eletronegativo do que o oxigênio.</p><p>Os óxidos podem ser divididos em óxidos básicos, que reagem com a água e</p><p>produzem uma base, ou reagem com um ácido e produzem sal e água. A formulação</p><p>segue o que tem sido visto, ou seja, o oxigênio fica localizado à direita, pois é o ânion.</p><p>O cátion, que é o outro elemento, fica à esquerda, simbolizado aqui pelas letras E,</p><p>E₂O. A valência do oxigênio, na maioria das vezes é -2, observe que este será o índice</p><p>dos metais que o acompanha (BORGES, 2013).</p><p>A valência dos metais que acompanham o oxigênio nos óxidos básicos são</p><p>geralmente (+1, +2) compostos de 11 sólidos e iônicos, e possuem ponto de fusão e</p><p>de ebulição elevados. São os óxidos de metais alcalinos e alcalinos-terrosos, eles</p><p>reagem com água, como vimos, formando hidróxidos destes metais. Os demais</p><p>63</p><p>óxidos básicos são pouco solúveis em água. Óxidos ácidos ou anidridos são os óxidos</p><p>que reagem com água, produzindo um ácido, ou reagem com base, produzindo sal e</p><p>água. O anidrido sulfuroso SO₂, o anidrido sulfúrico SO₃ e o anidrido carbônico CO₂,</p><p>que também são chamados de gás sulfuroso, gás sulfúrico e gás carbônico,</p><p>respectivamente, estão bastante presentes na fabricação do açúcar e do álcool.</p><p>A nomenclatura dos óxidos é feita de maneira que quando o elemento formar apenas</p><p>um óxido, ele será óxido de (...) – "nome do elemento". Exemplos: Na₂O – óxido de</p><p>sódio, CaO - óxido de cálcio, Al₂O₃, óxido de alumínio.</p><p>Quando o elemento formar dois óxidos, temos óxido de (...) – "nome do elemento"</p><p>mais “ico”, para o caso em que o elemento apresentar o maior número de oxidação. Já</p><p>o nome do elemento mais “oso” para o caso em que o elemento apresentar o menor</p><p>número de oxidação (BORGES, 2013).</p><p>Acesse o link: Disponível aqui</p><p>QUÍMICA - FUNÇÕES INORGÂNICAS: Ácidos</p><p>64</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=7gHHpgA4CtA</p><p>08</p><p>Grandezas Químicas</p><p>Olá a todos!</p><p>Vamos falar hoje sobre</p><p>grandezas químicas.</p><p>Grandezas</p><p>As medições são de grande importância em nossas vidas e estão presentes em todos</p><p>os momentos do nosso cotidiano. Tais medições são feitas utilizando-se de</p><p>instrumentos como relógio, termômetro, fita métrica, balança, etc.</p><p>Tudo aquilo que se pode ser medido é chamado de grandeza. Dizemos, então, que o</p><p>tempo, a temperatura, a velocidade, a massa, etc., são grandezas, e cada uma é</p><p>expressa por uma unidade, grandeza escolhida arbitrariamente como padrão.</p><p>Vejamos: o tempo pode ser expresso por segundos, a temperatura por graus</p><p>Celsius (°C), a velocidade por km/h, a pressão por mmHg. Assim, segundos, graus</p><p>Celsius, km/h e mmHg são unidades de medida, ou seja, expressam o valor de uma</p><p>determinada grandeza.</p><p>Mas qual a unidade correta para expressar uma grandeza? Depende da grandeza a</p><p>ser medida: devemos sempre usar uma unidade que seja compatível com o grau da</p><p>grandeza. Não é adequado, por exemplo, expressar a massa de um elefante em</p><p>miligramas (mg), e sim, em toneladas; assim como não é adequado dizer que 1 ano</p><p>tem 3,1536 x 10⁷ segundos, mas sim, 365 dias.</p><p>Grandezas Químicas</p><p>As grandezas químicas são aquelas utilizadas pela Química e que estão relacionadas à</p><p>massa, ao volume, ao número de átomos, de moléculas, de íons e, principalmente,</p><p>quantidades expressas em mol.</p><p>As principais grandezas químicas são: massa atômica (MA), massa molecular (MM),</p><p>constante de Avogadro, mol e massa molar.</p><p>66</p><p>Massa Atômica</p><p>Seguindo o exemplo, para medir a massa de um elefante usamos a tonelada, para</p><p>medir a massa de uma pessoa usamos o kg, para medir a massa de uma moeda</p><p>usamos o grama. E para medir a massa de um átomo?</p><p>Para expressar a massa do átomo (ou seja, a massa atômica), deve-se utilizar uma</p><p>unidade e para isso o isótopo 12 do carbono (12C) foi escolhido como padrão para a</p><p>medida da massa atômica que é então expressa em unidade de massa atômica</p><p>(SANTOS, 2015).</p><p>Cada unidade de massa atômica corresponde à massa de 1/12 do átomo de 12C.</p><p>Podemos dizer então que:</p><p>Massa atômica - é a grandeza que demonstra a massa do átomo e indica quantas</p><p>vezes sua massa é maior que 1u (uma unidade de massa atômica).</p><p>Ex: Quando dizemos que a massa atômica do 32S é 32u significa que: a massa</p><p>de um átomo de S equivale a 32u (trinta e duas unidades de massa atômica), ou</p><p>seja, pesa 32 vezes mais que a massa de 1/12 do átomo de 12C.</p><p>Massa atômica de um elemento - devido à existência dos isótopos (elementos de</p><p>um mesmo átomo que se diferenciam pela sua massa atômica) a massa atômica de</p><p>um elemento não pode ser expressa somente pela massa desse elemento, mas sim,</p><p>pela média (SANTOS, 2015).</p><p>Massa Molecular</p><p>Massa molecular refere-se à soma das massas atômicas de todos os átomos que</p><p>constituem uma molécula:</p><p>Vamos calcular a massa molecular de:</p><p>67</p><p>Fonte: (SANTOS, 2015).</p><p>H O – H = 2 × 1 = 2u</p><p>O = 1 × 16 = 16u</p><p>MM = 18u</p><p>CO – C = 1 × 12 = 12u</p><p>O = 1 × 16 = 16u</p><p>MM = 28u</p><p>H SO – H = 2 × 1 = 2u</p><p>S = 1 × 32 = 32u</p><p>O = 4 × 16 = 64u</p><p>MM = 98u</p><p>NaCl – Na = 1 × 23 = 23u</p><p>Cl = 1 × 35,5 = 35,5u</p><p>MM = 58,5u</p><p>2</p><p>H20 CO</p><p>2 4</p><p>H2SO4 NaCl</p><p>No caso de compostos iônicos como o NaCl, ao invés de massa molecular, usa-se a</p><p>expressão massa fórmula.</p><p>Constante de Avogadro</p><p>Foi observado que as massas atômicas de todos os elementos, quando expressas em</p><p>gramas, contêm sempre o mesmo número de átomos (N). Essa relação foi observada</p><p>pelo cientista Amedeo Avogadro no século XVIII, e no século XX, o valor de N foi</p><p>determinado e ficou conhecido como Constante de Avogadro, cujo valor é 6,02 x 10²³.</p><p>Dizemos então que: em 32g de S, existem 6,02 x 10²³ átomos de S.</p><p>Fonte: (SANTOS, 2015).</p><p>1 mol de laranjas = 6,02 × 10</p><p>1 mol de átomos = 6,02 × 10</p><p>1 mol de íons = 6,02 × 10</p><p>1 mol de moedas = 6,02 × 10</p><p>1 mol de moléculas = 6,02 × 10</p><p>1 mol de elétrons = 6,02 × 10</p><p>23</p><p>23</p><p>23</p><p>23</p><p>23</p><p>23</p><p>A constante de Avogadro é também aplicável às moléculas, de forma que as massas</p><p>moleculares de todas as substâncias quando expressas em gramas apresentam</p><p>sempre a mesma quantidade de moléculas (SANTOS, 2015).</p><p>68</p><p>Fonte: (SANTOS, 2015).</p><p>Substância</p><p>Massa</p><p>molecular</p><p>Massa em</p><p>gramas</p><p>Número de</p><p>moléculas</p><p>H SO 98u 98g 6,02 × 10</p><p>H O 18u 18g 6,02 × 10</p><p>CO 44u 44g 6,02 × 10</p><p>C H O 58u 58g 6,02 × 10</p><p>Cl 71u 71g 6,02 × 10</p><p>2 4</p><p>23</p><p>2</p><p>23</p><p>2</p><p>23</p><p>3 6</p><p>23</p><p>2</p><p>23</p><p>Dizemos então, que: em 98g de H₂SO₄ existem 6,02 x 10²³ moléculas.</p><p>Mol</p><p>Assim como o grama é a unidade de medida de massa, na Química temos uma</p><p>importante unidade de medida, o mol, que expressa a quantidade de matéria. Assim</p><p>como uma dúzia refere-se a 12 unidades de alguma coisa, o mol refere-se sempre a</p><p>6,02 x 10²³ partículas (átomos, moléculas, íons, etc.).</p><p>Dizemos então, que 1 mol é a quantidade de matéria que contém 6,02 x 10²³</p><p>partículas quaisquer (SANTOS, 2015).</p><p>Ex: Sabendo-se que 16g de CH₄ equivale a 1 mol de CH₄, quantos mols correspondem</p><p>a 40g dessa substância?</p><p>Resolvemos por regra de três:</p><p>1 mol de CH₄ --------- 16g</p><p>X --------- 40g</p><p>69</p><p>x = (1 x 40) ÷ 16</p><p>x = 2,5 mols de CH₄</p><p>Sabendo-se que 18g (1 mol) de H₂O correspondem a 6,02 x 10²³ moléculas, quantas</p><p>moléculas estão presentes em 36g de H₂O?</p><p>18g de H₂O -------- 6,02 x 10²³ moléculas</p><p>36g de H₂O -------- x</p><p>x = (36 x 6,02.10²³) ÷ 18</p><p>x = 1,204 x 10²⁴ moléculas de H₂O</p><p>É de extrema necessidade que para calcular você seja prático e entenda</p><p>algumas equações básicas, como regrinha de 3.</p><p>Massa Molar</p><p>Massa molar é a massa que contém 6,02 x 10²³ partículas, ou seja, é a massa referente</p><p>a 1 mol de alguma coisa. Sua unidade é o g/mol.</p><p>Massa molar de um elemento - é a massa que contém 6,02 x 10²³ átomos do</p><p>elemento.</p><p>Ex: 1 mol de Na (sódio) contém 6,02 x 10²³ átomos de Na e pesa 23g, dizemos que sua</p><p>massa molar é 23g/mol.</p><p>70</p><p>Massa molar de uma substância - é a massa que contém 6,02 x 10²³ moléculas.</p><p>Ex: 1 mol de H₂O contém 6,02 x 10²³ moléculas e pesa 18g, então a massa molar da</p><p>água é 18g/mol.</p><p>Massa molar de um composto iônico - é a massa que contém 6,02 x 10²³ íons.</p><p>Ex: 1 mol de NaCl contém 6,02 x 10²³ íons e pesa 58,5g. Então a massa molar do NaCl</p><p>é 58,5 g/mol.</p><p>Fonte: (SANTOS, 2015).</p><p>Acesse o link: Disponível aqui</p><p>Para auxílio no seu entendimento:</p><p>Massa Atômica, Massa Molecular, Massa Molar e Mol - Revisão</p><p>71</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=7LzBhtqj6cw</p><p>09</p><p>Introdução à</p><p>Estequiometria</p><p>Olá a todos!</p><p>Vamos começar a aula com uma conceituação:</p><p>A palavra estequiometria vem das palavras gregas stoicheon, que significa "elemento",</p><p>e metron, que significa "medida".</p><p>Assim, estequiometria é o estudo das quantidades relativas de elementos</p><p>combinados em compostos e das quantidades relativas de substâncias consumidas e</p><p>formadas em reações químicas. Em outras palavras, estequiometria é o estado</p><p>quantitativo da composição química (composto ou fórmula estequiométrica) e</p><p>transformações químicas (equação ou reação estequiométrica).</p><p>Fórmula Empírica</p><p>Não se utiliza uma fórmula química somente para representar o nome de um</p><p>composto, mas também para indicar sua composição em termos de número relativo</p><p>de átomos e número relativo de mols de átomos. Em uma fórmula molecular</p><p>73</p><p>encontramos o número de átomos em uma molécula da substância e o número de</p><p>mols de átomos em um mol de moléculas (RUSSEL, 1994).</p><p>Uma fórmula empírica indica somente a razão de átomos e mols de átomos no</p><p>composto. A fórmula empírica de um composto pode ser determinada por sua análise</p><p>elementar. Em sequência, para determinar a fórmula molecular de um composto, a</p><p>massa molecular precisa ser também conhecida.</p><p>As massas atômicas são normalmente especificadas em unidades conhecidas como</p><p>unidades de massa atômica (u), onde um u é definido exatamente como 1/12 da</p><p>massa do isótopo de carbono mais comum. A soma das massas de átomos em uma</p><p>molécula é chamada massa molecular, e é normalmente dada em u. A soma de</p><p>massas de átomos, indicados em uma fórmula é chamada massa de fórmula, e é a</p><p>mesma que a massa molecular se o composto é formado de moléculas (e uma</p><p>fórmula unitária é então uma molécula) (RUSSEL, 1994).</p><p>Um mol de objetos é o número de Avogadro</p><p>de objetos (átomos, moléculas etc.),</p><p>onde o número de Avogadro é (para três algarismos significativos) 6,02 x 10²³. A</p><p>massa de um mol de átomos (ou moléculas ou fórmula unitária) é igual</p><p>numericamente à massa atômica (ou molecular ou de fórmula), mas é expressa em</p><p>gramas.</p><p>As equações químicas especificam não somente as identidades das substâncias</p><p>consumidas e formadas em uma reação, mas também as quantidades relativas destas</p><p>substâncias em termos de átomos, moléculas e fórmulas unitárias e de mols destas</p><p>identidades (RUSSELL, 1994).</p><p>Balanceamento de Equações</p><p>Uma equação química balanceada demonstra que todos os átomos presentes nos</p><p>reagentes estão quantificados para dar os produtos; átomos não são criados nem</p><p>destruídos em uma reação. As 117 razões estequiométricas entre os mols de</p><p>reagentes indicados em uma equação balanceada são úteis na determinação de qual</p><p>substância é completamente consumida (o reagente limitante) e qual(is) substância(s)</p><p>está(ão) em excesso.</p><p>74</p><p>Acesse o link: Disponível aqui</p><p>Balanceamento de ligações químicas.</p><p>Balanceamento por Tentativa</p><p>Este método consiste na escolha arbitrária dos coeficientes estequiométricos até</p><p>que se igualem as quantidades dos átomos de reagentes e produtos.</p><p>Para esse método, podemos seguir um roteiro que pode facilitar o balanceamento.</p><p>Começamos acertando os coeficientes dos metais; depois, dos ametais; em seguida, o</p><p>hidrogênio e, por último, o oxigênio.</p><p>Vamos aos exemplos:</p><p>1) Mg + HCl → MgCl₂ + H₂</p><p>Seguindo a regra proposta acima, iniciaremos o balanceamento pelo mg. Note que</p><p>sua quantidade, tanto nos reagentes quanto nos produtos é 1. Em seguida, a</p><p>quantidade de cloro nos reagentes é 1 e, nos produtos, é 2. Então, devemos</p><p>multiplicar o HCl por 2 para igualar as quantidades.</p><p>Mg + 2 HCl → MgCl₂ + H₂</p><p>Em relação ao hidrogênio, quando adicionamos o coeficiente ao HCl, balanceamos as</p><p>quantidades de átomos de hidrogênio e ficamos com 2 em cada membro. A equação</p><p>fica corretamente balanceada da seguinte forma:</p><p>75</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=qjjpmI2MTfA&t=351s</p><p>Mg + 2 HCl → MgCl₂ + H₂</p><p>2) Al₂O₃ + HCl → AlCl₃ + H₂O</p><p>Iniciamos o balanceamento pelo Al, multiplicando o AlCl₃ por 2 para igualar as</p><p>quantidades.</p><p>Al₂O₃ + HCl → 2 AlCl₃ + H₂O</p><p>Em seguida, balancearemos o Cl. Note que temos apenas 1 cloro nos reagentes e 6</p><p>nos produtos. Para que fique balanceada a quantidade de Cl, devemos multiplicar o</p><p>HCl por 6.</p><p>Al₂O₃ + 6 HCl → 2 AlCl₃ + H₂O</p><p>O próximo átomo a ser balanceado é o hidrogênio. Nos reagentes, temos 6 H e, nos</p><p>produtos, 2 H. Atribuindo coeficiente 3 ao H₂O, teremos 6 H também no segundo</p><p>membro. Com isso, a quantidade de oxigênio também ficará igual nos dois membros,</p><p>e a equação devidamente balanceada é a seguinte:</p><p>Al₂O₃ + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂O</p><p>Fonte: Balanceamento de equações químicas. Disponível aqui</p><p>Existem diversos métodos de balanceamento, porém o de tentativa é o mais utilizado.</p><p>Molaridade é uma expressão de concentração de um soluto em uma solução. Esta é</p><p>definida como o número de mols de soluto por litro de solução e é útil nos cálculos</p><p>estequiométricos para reações que ocorrem em solução. Um importante tipo de</p><p>reação em solução é o ácido-base, ou reação de neutralização. No laboratório, tais</p><p>reações são básicas para titulações ácido-base, nas quais a concentração de um ácido</p><p>ou base pode ser experimentalmente determinada (RUSSEL,1994).</p><p>A nomenclatura química sistemática fornece um modo de denominar substâncias</p><p>químicas e de relacionar o nome da substância com sua fórmula. Nesta aula, foi</p><p>fornecida uma rápida introdução desses tópicos.</p><p>76</p><p>https://brasilescola.uol.com.br/quimica/balanceamento-equacoes.htm</p><p>Cálculos estequiométricos - equação química balanceada que demonstra a</p><p>quantidade química equivalente a reagentes e produtos. Reagentes ao lado</p><p>esquerdo da seta e produtos ao lado direito.</p><p>A Composição</p><p>Estequiométrica</p><p>A composição estequiométrica, conhecida também como fórmula estequiométrica, é</p><p>o estudo da relação entre a fórmula de um composto e a proporção de seus</p><p>elementos constituintes (RUSSEL, 1994).</p><p>Estequiometria de reações</p><p>Qualitativamente, uma equação química descreve quais são os produtos e reagentes</p><p>de uma reação. Por exemplo, representa uma reação na qual o ferro reage com</p><p>oxigênio para formar o óxido de ferro.</p><p>Quantitativamente, uma equação química balanceada especifica uma relação</p><p>numérica das quantidades de reagentes e produtos de uma reação. Estas relações</p><p>podem ser expressas em termos de quantidades microscópicas: átomos, moléculas,</p><p>fórmulas unitárias etc., ou em quantidades macroscópicas: mols de átomos,</p><p>moléculas, fórmulas unitárias, etc.</p><p>4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)</p><p>77</p><p>A equação:</p><p>Realmente, tem dois significados quantitativos: primeiro, que 4 átomos de ferro</p><p>combinam com 3 moléculas de oxigênio formando 2 fórmulas unitárias de óxido de</p><p>ferro e, segundo, que 4 mol de átomos de ferro combinam com 3 mol de moléculas</p><p>de oxigênio para formar 2 mol de fórmula unitária de óxido de ferro (RUSSEL,1994).</p><p>4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)</p><p>Cálculos Estequiométricos</p><p>Uma equação química balanceada demonstra a quantidade química equivalente de</p><p>reagentes e produtos. Usando o símbolo ó para indicar esta equivalência, pode-se</p><p>dizer que na reação anterior as quantidades de reagentes e produtos estão</p><p>relacionadas do seguinte modo:</p><p>4 átomos Fe     ↔     3 moléculas de O₂     ↔     2 fórmulas unitárias de Fe₂O₃</p><p>78</p><p>10</p><p>Leis Ponderais</p><p>Na Química, as Leis Ponderais são expressas por duas leis: a Lei de Proust e a Lei de</p><p>Lavoisier. Ambas, formuladas no século XVIII, foram de grande importância para o</p><p>avanço da área e essenciais para os estudos da estequiometria e demais teorias que</p><p>foram descritas depois.</p><p>Para entender um pouco mais sobre Leis Ponderais, temos que estudar o contexto</p><p>histórico delas. Vamos lá?</p><p>Por volta de 1774, o químico francês Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794),</p><p>considerado o pai da Química Moderna, fez várias experiências com reações químicas</p><p>sobre a combustão e a calcinação de substâncias envolvendo o uso de balanças de</p><p>alta precisão para a época. Lavoisier observou que dessas reações sempre resultavam</p><p>óxidos cujo peso era maior que o das substâncias originalmente usadas.</p><p>Lavoisier observou a calcinação do mercúrio metálico em um recipiente fechado</p><p>chamado retorta, cuja ponta foi introduzida em uma redoma contendo ar e colocada</p><p>sobre uma cuba de vidro com mercúrio. No final da reação, foi produzido óxido de</p><p>mercúrio II, resultante da combinação do mercúrio com o oxigênio presente no ar. O</p><p>químico viu que o nível do mercúrio da redoma havia subido e ocupado o espaço do</p><p>ar, logo, o volume inicial do ar ficou reduzido no final do experimento.</p><p>80</p><p>Calcinação do mercúrio metálico</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Como o recipiente fechado permaneceu com a mesma massa do início do</p><p>experimento, Lavoisier concluiu que a massa ganha pelo metal foi compensada pela</p><p>massa perdida pelo ar – ou seja,   o oxigênio, ou “algo”, nas palavras do próprio</p><p>Lavoisier, havia “entrado” no metal ou se misturado a ele.</p><p>Analisando o sistema inicial (mercúrio metálico + oxigênio) e o sistema final (óxido de</p><p>mercúrio II), Lavoisier percebeu que a massa total dos reagentes era igual à massa</p><p>total dos produtos.</p><p>O químico repetiu esse experimento queimando outros materiais e percebeu que a</p><p>massa dos sistemas permanecia constante em todos os casos.</p><p>81</p><p>https://descomplica.com.br/artigo/quais-sao-as-leis-ponderais-na-quimica/4Q1/</p><p>Fonte: Disponível aqui</p><p>Lei de Lavoisier em Nível</p><p>Microscópico</p><p>Numa dada reação química, os átomos apenas se recombinam. Então, como não se</p><p>destroem nem se formam átomos, a massa de reagentes deve ser sempre igual à dos</p><p>produtos.</p><p>Atualmente, como já vimos, essa lei é conhecida pela seguinte frase: “Na natureza,</p><p>nada se cria, nada se perde. Tudo se transforma”.</p><p>Exemplo:</p><p>Quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio, verifica-se a</p><p>formação de 18 gramas de água;</p><p>H₂(g)+ ½ O2(g) → H₂O(l)</p><p>Do mesmo modo, quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio,</p>