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<p>Introdução à química</p><p>Profa. Layla Fernanda Alves Freire</p><p>Apresentação</p><p>Você vai estudar a química como ciência moderna, desde suas origens</p><p>até a atualidade, e com base nesse contexto vai compreender a</p><p>importância dessa ciência. Os conceitos sobre matéria e energia são</p><p>fundamentais para a compreensão dos processos químicos. Além</p><p>disso, você vai estudar as medidas e o Sistema Internacional de</p><p>Medidas (SI), utilizados para a precisão e a comunicação nas áreas de</p><p>saúde e química.</p><p>Propósito</p><p>Preparação</p><p>Antes de iniciar a leitura do conteúdo, separe uma calculadora científica</p><p>ou use a calculadora de seu smartphone/computador.</p><p>Objetivos</p><p>Módulo 1</p><p>História da química</p><p>Reconhecer os fundamentos conceituais sobre a história, evolução e</p><p>influência da química na sociedade.</p><p>Módulo 2</p><p>Características da matéria e suas</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 1/58</p><p>transformações</p><p>Reconhecer os fundamentos conceituais sobre matéria, energia e</p><p>transformações da matéria.</p><p>Módulo 3</p><p>Conceitos fundamentais de</p><p>medidas e grandezas em química</p><p>Identificar unidades de medida para conversão e realização de</p><p>cálculos.</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 2/58</p><p>Introdução</p><p>Observando a história da humanidade, vemos que o homem tem</p><p>o poder de influenciar o meio em que vive, tanto para melhor</p><p>como para pior. Isso se tornou possível devido ao interesse</p><p>humano pelas obras da natureza e por suas leis.</p><p>Conforme o conhecimento sobre a natureza crescia, a ciência foi</p><p>se dividindo em especialidades, relacionadas entre si, tais como</p><p>biologia, química e física. A química, especialidade que</p><p>estudaremos aqui, trata da composição e das propriedades das</p><p>substâncias e da interação entre elas para a geração de novos</p><p>materiais.</p><p>A química acompanha o desenvolvimento da humanidade desde</p><p>a Antiguidade; exemplos disso são o domínio do fogo e a</p><p>transformação de minérios para a produção de metais. A química</p><p>também contribui ativamente para o desenvolvimento</p><p>tecnológico por meio da transformação de materiais. Entretanto,</p><p>somente foi reconhecida como ciência entre os séculos XVII e</p><p>XVIII, a partir do interesse de cientistas de diversas áreas em</p><p>compreender melhor determinados fenômenos da natureza.</p><p>Estudaremos, neste tema, um pouco sobre a história da química,</p><p>incluindo conceitos, hipóteses e teorias que passaram a ser</p><p>determinantes na resolução de fenômenos do cotidiano.</p><p>Posteriormente, veremos os conceitos atuais sobre matéria, sua</p><p>classificação e transformação. Também estudaremos o Sistema</p><p>Internacional de Medidas e a análise dimensional.</p><p>Material para download</p><p>Clique no botão abaixo para fazer o download do</p><p>conteúdo completo em formato PDF.</p><p>Download material</p><p></p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 3/58</p><p>1 - História da química</p><p>Ao �nal deste módulo, você será capaz de reconhecer os fundamentos</p><p>conceituais sobre matéria, energia e transformações da matéria.</p><p>Filósofos gregos e suas</p><p>teorias</p><p>Filósofos gregos</p><p>A química é a ciência que estuda as transformações da matéria. A</p><p>intensidade com que a química vem modificando a nossa civilização é</p><p>evidente em muitas áreas. Não se sabe ao certo quando o homem</p><p>observou ou realizou o primeiro fenômeno químico com entendimento</p><p>do ocorrido. É provável que as primeiras transformações químicas</p><p>realizadas pelo homem estejam associadas ao uso dos quatro</p><p>elementos:</p><p>Fogo</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 4/58</p><p>Água</p><p>Ar</p><p>Terra</p><p>Esses elementos compõem a teoria dos quatro elementos, que, junto à</p><p>teoria do atomismo, ligam os filósofos gregos antigos à constituição da</p><p>matéria. Vamos conhecer um pouco sobre esses personagens que</p><p>fizeram parte da evolução da química e suas contribuições para a</p><p>sociedade.</p><p>Teoria do atomismo</p><p>Os gregos Leucipo de Mileto (nascido na primeira metade do século V</p><p>AEC) e Demócrito de Abdera (460-370 AEC) estão ligados ao atomismo.</p><p>Leucipo acreditava que o Universo era infinito, formado por uma parte</p><p>vazia, regida por razão e necessidade, e uma parte cheia, que</p><p>representava a matéria na qual estariam localizadas as partículas</p><p>fundamentais em movimento contínuo.</p><p>Isso faz com que você se lembre de algo?</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 5/58</p><p>Isso mesmo! Acredita-se que as partículas fundamentais citadas sejam</p><p>os átomos.</p><p>AEC</p><p>O uso das siglas AEC (antes da Era Comum) e EC (Era Comum) tem</p><p>como objetivo uma escrita inclusiva, sem distinção de crença ou</p><p>cultura. São equivalentes aos termos antes de Cristo (a.C.) e depois</p><p>de Cristo (d.C.).</p><p>Átomos</p><p>A palavra “átomo” vem do grego (a = não, tomo = divisão) e significa</p><p>“algo que não pode ser cortado”.</p><p>Leucippus, Luca Giordano, 1653.</p><p>Demócrito, discípulo de Leucipo, acreditava que o cosmo era formado</p><p>por inúmeros átomos de diferentes formas e tamanhos em movimento</p><p>constante e que, por meio de interações e choques entre os átomos,</p><p>ocorreria a formação de todas as coisas que conhecemos. Ele também</p><p>afirmava que até a nossa alma seria constituída de matéria e que toda a</p><p>matéria poderia ser dividida em partículas cada vez menores, até se</p><p>obter uma partícula mínima que não podia ser mais dividida.</p><p>Teoria dos quatro elementos</p><p>Essa teoria está associada a Empédocles (495 AEC- 430 AEC) e</p><p>Aristóteles (384 AEC - 322 AEC), que propõem que a matéria seria</p><p>constituída por água, fogo, ar e terra. Ao contrário do atomismo,</p><p>Aristóteles propôs que existia uma matéria-prima capaz de dar origem a</p><p>todas as substâncias existentes. Essa matéria-prima seria formada</p><p>pelos quatro elementos propostos por Empédocles.</p><p>Cada elemento seria formado por duas de quatro qualidades: quente,</p><p>frio, seco e úmido. O elemento ar, por exemplo, seria formado pelas</p><p>qualidades quente e úmido, e o elemento água, pelas qualidades úmido</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 6/58</p><p>e frio. Logo, poderíamos transformar o ar em água por meio da</p><p>mudança de quente para frio.</p><p>Quatro elementos: fogo, ar, água e terra.</p><p>Teoria do atomismo x Teoria dos quatro</p><p>elementos</p><p>Apesar de a teoria do atomismo proposta por Demócrito/Leucipo nos</p><p>fazer lembrar do modelo atômico de Dalton, os conceitos de cosmo e</p><p>matéria dos filósofos gregos não apresentam averiguação pelo método</p><p>da ciência moderna. Não podemos, porém, deixar de considerar que</p><p>essas ideias coerentes, mas não científicas, de</p><p>Aristóteles/Demócrito/Leucipo contribuíram para o desenvolvimento da</p><p>ciência.</p><p>Durante muitos séculos, foi impossível unir os trabalhos de artesãos</p><p>com a explicação dos fenômenos pelos pensadores. Essa separação</p><p>contribuiu para o lento progresso da ciência. Podemos exemplificar isso</p><p>verificando que as ideias de Aristóteles não foram alteradas por</p><p>aproximadamente 2 mil anos.</p><p>Atividade 1</p><p>Durante séculos, a busca pela compreensão dos elementos</p><p>constituintes da matéria foi marcada por diversas teorias e descobertas.</p><p>Uma das teorias mais influentes na história da química é a teoria dos</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 7/58</p><p>quatro elementos, segundo a qual todas as substâncias são compostas</p><p>por combinações dos elementos fundamentais: terra, água, ar e fogo.</p><p>Considerando a importância histórica da teoria dos quatro elementos na</p><p>evolução do pensamento químico, qual dos seguintes cientistas</p><p>contribuiu para a sua criação?</p><p>Parabéns! A alternativa E está correta.</p><p>Embora todos os cientistas listados tenham contribuído para o</p><p>desenvolvimento da química em diferentes momentos históricos,</p><p>os cientistas relacionados à teoria dos quatro</p><p>a este vídeo e conheça as principais vidrarias volumétricas</p><p>(béquer, Erlenmeyer, proveta, pipeta graduada, pipeta volumétrica,</p><p>bureta, balão volumétrico e cilindro graduado), ressaltando a precisão de</p><p>cada uma delas e as situações em que são utilizadas. Veja ainda uma</p><p>pera, um vidro de relógio, uma barca e um papel de filtro e sua utilização</p><p>de acordo com a massa a ser pesada. Conheça os diferentes tipos de</p><p>espátula, as balanças semianalítica e analítica, a faixa de pesagem, o</p><p>nivelamento e o funcionamento de cada um (ligar, desligar, tara e</p><p>portas). Além disso, compreenda a importância do fechamento das</p><p>portas durante a pesagem em balança analítica.</p><p>Falta pouco para atingir seus objetivos.</p><p>Vamos praticar alguns conceitos?</p><p>Questão 1</p><p>Dada a equação a seguir:</p><p></p><p>(273, 15 × 1, 5) × 0, 082</p><p>4, 35 × 8, 005</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 54/58</p><p>Quantos algarismos significativos devem ser atribuídos ao</p><p>resultado deste cálculo?</p><p>Parabéns! A alternativa B está correta.</p><p>Ao efetuarmos a soma 273,15 + 1,5, consideraremos que o</p><p>resultado expresso não pode ter mais casas decimais do que a</p><p>medida com o menor número de casas decimais. Logo, 409,7. Após</p><p>realizarmos a multiplicação do resultado da soma por 0,082,</p><p>expressaremos o resultado com o mesmo número de algarismos</p><p>significativos da medida com menor número de algarismos</p><p>significativos. Então, teremos 409,7 x 0,082 = 33. Atenção! Lembre-</p><p>se das regras do zero! O denominador será 4,35 x 8,005 = 34,8. Por</p><p>fim, realizaremos a divisão de 33/34,8 = 0,95. O resultado tem dois</p><p>algarismos significativos.</p><p>Nas operações de multiplicação e divisão, vamos expressar os</p><p>resultados com o mesmo número de algarismos significativos da</p><p>medida com menor número de algarismos significativos. Por</p><p>exemplo, vamos calcular a área de uma bancada de laboratório</p><p>cujas medidas de comprimento dos lados são 3,356 m e 1,5 m.</p><p>Área = 3,356 (quatro algarismos significativos) x 1,4 (dois</p><p>algarismos significativos) = 4,6984 = 4,7 m²(dois algarismos</p><p>significativos).</p><p>Observação: fique atento às regras de arredondamento!</p><p>Nas operações de adição e subtração, o resultado expresso não</p><p>pode ter mais casas decimais do que a medida com o menor</p><p>número de casas decimais. Por exemplo, vamos calcular a soma de</p><p>32,8 g e 2,68 g.</p><p>Soma = 32,8 (uma casa decimal) + 2,68 (duas casas decimais) =</p><p>35,48 = 35,5 (uma casa decimal)</p><p>Questão 2</p><p>A Um algarismo significativo.</p><p>B Dois algarismos significativos.</p><p>C Três algarismos significativos.</p><p>D Quatro algarismos significativos.</p><p>E Cinco algarismos significativos.</p><p>(273, 15 + 1, 5) × 0, 082</p><p>4, 35 × 8, 005</p><p>=</p><p>409, 7 × 0, 082</p><p>34, 8</p><p>=</p><p>33</p><p>34, 8</p><p>= 0, 95</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 55/58</p><p>Um técnico de laboratório preparou uma solução de hidróxido de</p><p>sódio, para uso de ajuste de pH em reações, com concentração</p><p>igual a 0,02 mol/L. Qual é a massa utilizada no preparo de uma</p><p>solução de 250 mL? Dados: Na = 23 g/mol; O = 16g/mol e H = 1</p><p>g/mol.</p><p>Parabéns! A alternativa E está correta.</p><p>A concentração é de 0,02 mol em 1 L. Logo, podemos montar a</p><p>seguinte regra de três.</p><p>0,02 mols ----- 1000 mL</p><p>X ----- 250 mL</p><p>X = 0,005 mols</p><p>Se a massa molar do NaOH é de 40 g/mol, podemos calcular a</p><p>massa em 0,005 mols.</p><p>40 g ----- 1 mol</p><p>Y ----- 0,005 mols</p><p>Y = 0,2 g x (1000 mg/1 g) = 200 mg.</p><p>O que você aprendeu neste</p><p>conteúdo?</p><p>Evolução histórica da química desde seus primórdios e influência</p><p>das descobertas químicas na evolução da sociedade.</p><p>Definição de matéria e energia e suas principais propriedades,</p><p>classificação e características.</p><p>Diferença entre transformações químicas e físicas.</p><p>Diferentes estados da matéria, como diferenciar substâncias puras</p><p>e misturas com base no gráfico temperatura versus tempo.</p><p>A 0,02 mg</p><p>B 0,20 mg</p><p>C 2,00 mg</p><p>D 20,00 mg</p><p>E 200,00 mg</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 56/58</p><p>Diferentes unidades de medidas, associando-as com a grandeza</p><p>que representam e as unidades estabelecidas internacionalmente</p><p>pelo SI.</p><p>Conversão entre diferentes unidades de medida utilizando a análise</p><p>dimensional.</p><p>Algarismos significativos, sua relação com a precisão e como fazer</p><p>cálculos considerando-os.</p><p>Equipamentos e vidrarias envolvidos nas medições de grandezas</p><p>físicas em laboratórios de química.</p><p>Cálculos que envolvem o conceito de densidade com base em</p><p>diferentes cenários e informações disponíveis.</p><p>Podcast</p><p>Agora falaremos sobre os principais conceitos relacionados ao histórico</p><p>da química, à matéria, suas propriedades e as transformações que</p><p>sofre.</p><p></p><p>Explore +</p><p>Veja como Bernard Vidal aborda o conceito de matéria na Pré-História e</p><p>na Antiguidade no capítulo 1 do livro História da Química.</p><p>Leia o artigo As possíveis origens da química moderna (Química Nova, v.</p><p>16, n. 1, 1993) e conheça um pouco mais sobre a origem da química</p><p>como ciência.</p><p>Leia o livro Os botões de Napoleão: as 17 moléculas que mudaram a</p><p>história, de Penny LeCouteur e Jay Burreson, publicado pela editora</p><p>Zahar.</p><p>Referências</p><p>BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química geral. 2. ed. Rio de Janeiro: LTC,</p><p>1986. p. 12-19. cap. 1.</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 57/58</p><p>BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química, a ciência central. 9.</p><p>ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. p. 2-38. cap. 1.</p><p>OLIVEIRA, O. M. M. F.; JUNIOR, K. S.; SCHLUNZEN, E. T. M. Química. São</p><p>Paulo: Cultura acadêmica – Universidade Estadual Paulista: Núcleo de</p><p>Educação à Distância, 2013. p. 30.</p><p>SKOOG, D. A; WEST. D. M; HOLLER, F. J.: CROUCH, S. R. Fundamentos de</p><p>química analítica. 8. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010. cap. 5.</p><p>INTERNATIONAL UNION OF PURE AND APPLIED CHEMISTRY. IUPAC</p><p>Compendium of Chemical Terminology. 3rd. ed. On-line version 3.0.1,</p><p>2019. Consultado na internet em: 14 abr. 2024.</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. Tradução da 9ª</p><p>edição norte-americana. São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2016. E-</p><p>book. v. 1.</p><p>Material para download</p><p>Clique no botão abaixo para fazer o download do</p><p>conteúdo completo em formato PDF.</p><p>Download material</p><p>O que você achou do conteúdo?</p><p>Relatar problema</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 58/58</p><p>Átomos, elementos e tabela periódica</p><p>Construção da ideia sobre os átomos e modelos atômicos. Conceitos sobre a distribuição eletrônica.</p><p>Organização da tabela periódica e identificação das propriedades dos elementos.</p><p>Prof.ª Layla Fernanda Alves Freire</p><p>1. Itens iniciais</p><p>Propósito</p><p>Compreender a evolução da ideia atômica, modelos atômicos e sobre como diferenciar os elementos químicos</p><p>de acordo com as suas características físico-químicas faz-se necessário para entender as atividades</p><p>cotidianas e as atividades industriais.</p><p>Preparação</p><p>Tenha em mãos uma tabela periódica atualizada.</p><p>Objetivos</p><p>Relacionar os fundamentos conceituais sobre estrutura atômica, modelo atômico atual e configuração</p><p>eletrônica dos elementos.</p><p>Identificar os fundamentos conceituais sobre configuração eletrônica dos elementos e organização</p><p>periódica dos elementos.</p><p>Reconhecer as propriedades periódicas dos elementos.</p><p>Introdução</p><p>Ao longo da história, vimos que a Química já era aplicada na sociedade antes mesmo de ser estabelecida</p><p>como ciência. Os filósofos gregos estabeleceram um conceito inicial sobre o átomo, o que possibilitou as</p><p>descobertas e invenções nos últimos séculos. Grupos de cientistas que seguiam e que questionavam a linha</p><p>de pensamento dos filósofos iniciavam a busca pelo conhecimento da estrutura do átomo.</p><p>A investigação por um conceito que explicasse a natureza do mundo em que vivemos caminhou para o</p><p>estabelecimento dos quatros principais modelos atômicos: modelo de Dalton,</p><p>modelo de Thomson, modelo de</p><p>Rutherford e o modelo de Bohr. A evolução dos modelos atômicos estabeleceu o conceito de modelo atômico</p><p>atual que permite explicar desde as cores dos fogos de artifício até mecanismos de reações complexas</p><p>envolvendo metais no nosso organismo.</p><p>Estudaremos a evolução da teoria atômica até o estabelecimento do conceito do modelo atômico atual.</p><p>Veremos como os estudiosos dos elementos químicos organizaram a mais concisa enciclopédia criada pelo</p><p>ser humano, a tabela periódica. Também identificaremos como é possível observar as propriedades desses</p><p>elementos apenas com a análise da tabela periódica.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Modelo atômico de Dalton, 1803.</p><p>1. Modelos atômicos e a radiação eletromagnética</p><p>Modelos atômicos: Dalton e Thomson</p><p>Os antigos filósofos gregos acreditavam que a matéria era composta por quatro elementos: ar, fogo, água e</p><p>terra. Posteriormente, definiram que a matéria era composta por partículas fundamentais denominadas de</p><p>átomos. Estes correspondem ao ponto central da Química como ciência, pois todos os fenômenos químicos</p><p>podem ser explicados em termos das suas propriedades.</p><p>Os quatro elementos: ar, fogo, água e terra.</p><p>Em 1803, John Dalton (1766-1844), baseado na lei de conservação de massa e da composição definida,</p><p>ressuscitou a ideia de átomo e, após muitas observações, estabeleceu os seguintes postulados:</p><p>Toda a matéria é composta por átomos;</p><p>Os átomos são indivisíveis e não podem ser criados nem destruídos;</p><p>Os elementos são caracterizados por seus átomos e estes são idênticos em todos os aspectos</p><p>(átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades);</p><p>As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos;</p><p>Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa.</p><p>Dalton explicou de forma consistente porque a massa é conservada nas reações químicas.</p><p>Ele observou que se as transformações</p><p>químicas consistem em uma combinação,</p><p>separação ou rearranjo de átomos, a massa</p><p>total dos átomos dos reagentes deve ser a</p><p>mesma que a dos átomos dos produtos.</p><p>A lei da composição definida foi explicada pela</p><p>observação de que os compostos químicos são</p><p>formados por átomos de dois ou mais</p><p>elementos em uma proporção, em massa, fixa e</p><p>bem definida.</p><p>Apesar de ter sido um marco na sua época, os</p><p>estudos de Dalton deixaram dúvidas em alguns</p><p>pontos, como a distinção entre um átomo e</p><p>uma molécula. No entanto, algumas de suas ideias são aceitas até hoje em dia. Estes fatos motivaram</p><p>diversos cientistas ao estudo da matéria. Outra lacuna deixada por Dalton é que suas observações não</p><p>evidenciavam a natureza elétrica da matéria.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Durante o século XIX, muitos ensaios foram realizados em ampolas de vidro contendo gases em diferentes</p><p>pressões. O precursor desses experimentos foi o cientista inglês Michael Faraday. Estes estudos evidenciaram</p><p>a existência de partículas menores do que o próprio átomo. Dessa forma, o átomo não era indivisível. Em 1874,</p><p>G. J. Stoney propôs a existência de partículas de eletricidade, as quais chamou de elétrons.</p><p>Outros cientistas estudavam simultaneamente sobre a natureza elétrica da matéria, como:</p><p>Heinrich Geissler (1814-1879) William Crookes (1832- 1919)</p><p>Eugene Goldstein (1850-1930) Joseph John Thomson (1856-1940)</p><p>Os principais experimentos realizados foram denominados:</p><p>Raios catódicos</p><p>Consistiam em tubos de vidro hermeticamente fechados que continham</p><p>uma peça de metal (eletrodo) em cada uma de suas extremidades.</p><p>Quando era aplicada alta voltagem a partir dos eletrodos e remoção do</p><p>ar, observava-se a formação de uma descarga elétrica e iluminação. Os</p><p>letreiros luminosos, por exemplo, são versões modernas dos tubos de</p><p>descarga em gases nos quais o neônio ou outros gases são usados em</p><p>vez do ar.</p><p>Ao colocar entre os eletrodos um anteparo recoberto com sulfeto de</p><p>zinco fluorescente, o lado que estava voltado para o polo negativo</p><p>(cátodo) brilhava. Isso demonstrava que a descarga se originava no</p><p>cátodo e fluía para o polo positivo (ânodo).</p><p>Estudos posteriores mostraram que os raios catódicos:</p><p>Normalmente caminhavam em linha reta e delineavam sombras.</p><p>Giravam um pequeno moinho colocado em seu caminho,</p><p>sugerindo que eles são formados por partículas.</p><p>Aqueciam uma folha metálica colocada entre os eletrodos.</p><p>Poderiam ser curvados por um campo elétrico ou magnético.</p><p>São sempre os mesmos, independentemente da natureza do</p><p>material que compõe os eletrodos ou da espécie de gás residual</p><p>do interior do tubo.</p><p>Raios canais</p><p>O experimento dos raios canais (ou raios anódicos) é muito semelhante</p><p>ao dos raios catódicos. A diferença entre os experimentos é que, no caso</p><p>dos raios canais, o cátodo possui alguns orifícios. Os raios canais são</p><p>formados por partículas positivas geradas pela fragmentação das</p><p>moléculas de gás que preenchem o tubo, ocasionada pelo impacto da</p><p>descarga elétrica sobre elas.</p><p>As partículas positivas, então, são atraídas pelo cátodo e, ao passarem</p><p>através dos orifícios presentes nele, promovem uma radiação diferente</p><p>daquela observada para os raios catódicos. Nesse experimento, pode-se</p><p>observar também que a massa dessas partículas denominadas prótons</p><p>era muito maior que a massa do elétron (1840 vezes maior).</p><p>Em 1897, os estudos publicados por J. J. Thomson, mostraram que as partículas em um raio catódico eram</p><p>carregadas negativamente e possuíam massa. Este artigo ficou conhecido como a "descoberta" do que</p><p>chamamos de elétron. Ele verificou que a natureza dos raios catódicos era a mesma independentemente da</p><p>identidade do material do cátodo, e que uma lâmina metálica exposta a raios catódicos adquiria carga elétrica</p><p>negativa.</p><p>Thomson adaptou uma tela fluorescente a um tubo de raios catódicos para conseguir medir de maneira</p><p>quantitativa a razão entre a massa e a carga de um elétron, . Essas medidas permitiram</p><p>calcular um valor de C/g. Tal experimento permitiu que Robert Millikan, em 1909, efetuasse o</p><p>cálculo da carga de um elétron em um experimento conhecido como "gota de óleo de Millikan". Vejamos uma</p><p>representação do experimento de Thomson:</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Tubos de raios catódicos com campos magnéticos e elétricos utilizados por</p><p>Thomson.</p><p>Millikan vaporizou gotas de óleo entre duas placas metálicas carregadas opostamente. Ele posicionou um</p><p>microscópio entre as duas placas e observou que as gotículas caiam sob a influência da gravidade. Diante</p><p>desse fato, irradiou o espaço entre as duas placas com raios que se chocaram com as moléculas do ar e</p><p>refletiram elétrons de tais moléculas, sendo que alguns elétrons foram capturados pelas moléculas de óleo. Ao</p><p>observar este fenômeno, ele carregou a placa superior positivamente e a placa inferior negativamente e, com</p><p>ajuste de carga elétrica nas placas, conseguiu parar a queda de uma gota e determinou a carga de muitas</p><p>gotas de óleo. Mais tarde, descobriu que cada gota era carregada por múltiplo inteiro de e</p><p>concluiu que cada elétron possuía a mesma carga. Observe:</p><p>Instrumento de Millikan.</p><p>Com a razão carga/massa descoberta por Thomson, após calcular a carga do elétron, Millikan obteve a massa</p><p>do elétron.</p><p>Até aquele momento já se sabia que os elétrons estavam presentes em toda a matéria, que são constituintes</p><p>subatômicos e que são realmente idênticos. Em meio a todos os estudos, o físico alemão E. Goldstein foi</p><p>capaz de provar que o raio canal consistia em partículas carregadas positivamente, não sendo todas</p><p>semelhantes e com carga contrária ao elétron . Além disso, a massa das partículas positivas</p><p>não depende da identidade do gás do tubo de descarga, mas são muito maiores do que as dos elétrons.</p><p>Modelo "pudim de ameixa" do átomo de Thomson,</p><p>1897.</p><p>Depois desses estudos, ficou evidente que os átomos</p><p>consistiam em uma parte carregada positivamente e outra</p><p>negativamente.</p><p>Em 1898, Thomson argumentou que, se os elétrons</p><p>compreendiam apenas uma pequena fração da massa de</p><p>um átomo, eles seriam responsáveis por uma fração</p><p>igualmente pequena do átomo e estariam distribuídos de</p><p>forma uniforme</p><p>sobre a superfície esférica carregada</p><p>positivamente.</p><p>Este modelo ficou conhecido como "pudim de ameixa" ou</p><p>"pudim de passas".</p><p>Modelo atômico nuclear e radiação eletromagnética</p><p>Estudos com urânio, em 1896, realizados por Henri Becquerel relataram a emissão de radiação de alta energia.</p><p>Essa emissão de energia foi denominada de radioatividade. Posteriormente, Ernest Rutherford revelou a partir</p><p>de seus estudos três tipos de radiação, que são:</p><p>(Alfa)</p><p>As partículas alfa são carregadas positivamente</p><p>com cargas e massa atômica . Essas</p><p>partículas são idênticas aos núcleos de átomos</p><p>de hélio e são atraídas para a placa negativa.</p><p>(Beta)</p><p>As partículas beta são carregadas</p><p>negativamente, idênticas aos elétrons, .</p><p>Podem ser consideradas análogas</p><p>radioativamente dos raios catódicos e,</p><p>portanto, são atraídas para a placa positiva.</p><p>(Gama)</p><p>A radiação gama passa pelo campo elétrico</p><p>sem sofrer desvio, portanto, não possui carga,</p><p>.</p><p>Cada tipo de radiação difere uma da outra no campo elétrico.</p><p>Em 1910, Rutherford e seus colaboradores realizaram ensaios que contestavam os resultados obtidos por</p><p>Thomson. Eles estavam estudando os desvios das partículas alfa, oriundas de uma amostra contendo polônio,</p><p>que eram dispersas ao passarem por uma fina folha de ouro.</p><p>Neste estudo, foi observado que a maioria das partículas passava sem sofrer quase nenhum desvio, que uma</p><p>quantidade muito pequena de partículas sofria desvio superior a 90⁰ e um número mínimo de partículas</p><p>voltava na direção da trajetória original. Segue uma representação ilustrativa desse experimento:</p><p>Modelo de Rutherford.</p><p>Experimento sobre espalhamento de partículas alfa de Rutherford.</p><p>Modelo atômico nuclear</p><p>O experimento de Rutherford mostrou que a maioria da massa do átomo e sua carga positiva estava</p><p>concentrada em uma região muito pequena e densa, que ele denominou de núcleo. O núcleo seria rodeado</p><p>por uma região comparativamente maior com espaços vazios na qual estariam os elétrons em movimento de</p><p>translação ao redor do núcleo e de rotação em relação ao seu próprio eixo. Esse experimento mostrou que a</p><p>maioria das partículas alfa que passavam diretamente através da folha não encontrava o pequeno núcleo e</p><p>passava pelos espaços vazios do átomo. As poucas partículas que encontravam o núcleo sofriam repulsão. O</p><p>modelo de Rutherford ficou conhecido como sistema solar, com o núcleo ocupando o lugar do sol e os</p><p>elétrons, dos planetas.</p><p>Aproximadamente nove anos depois, Rutherford descobriu</p><p>que as partículas positivas do núcleo eram os prótons e que</p><p>existia evidência da presença de outra partícula com massa</p><p>semelhante à massa dos prótons, mas sem carga elétrica.</p><p>Essas partículas tinham a função de diminuir a repulsão</p><p>entre os prótons, permitindo que o núcleo ficasse estável.</p><p>Em 1923, os nêutrons foram descobertos pelo cientista</p><p>James Chadwick.</p><p>Vimos que alguns cientistas estudaram sobre a radiação</p><p>eletromagnética. Tais estudos foram importantes para</p><p>explicar a estrutura de um átomo. Agora, estudaremos as</p><p>características da radiação eletromagnética que</p><p>possibilitaram os estudos. A resposta que os cientistas</p><p>buscavam em seus estudos era como os elétrons se arranjavam em volta do núcleo. A compreensão sobre a</p><p>estrutura interna de objetos somente foi possível a partir do estudo da propriedade da luz que é emitida</p><p>quando estes objetos são estimulados por calor ou por uma descarga elétrica.</p><p>Radiação eletromagnética</p><p>A luz é uma forma de radiação eletromagnética, que consiste em campos elétricos e magnéticos oscilantes</p><p>com velocidade no vácuo de .</p><p>Esta velocidade é denominada de velocidade da luz (c). São exemplos de ondas eletromagnéticas: a luz</p><p>visível, as ondas de rádio, as micro-ondas e os raios x. Todas transferem energia de uma região do espaço</p><p>para outra. Acompanhe:</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ver mais detalhes da imagem</p><p>abaixo.</p><p>Espectro eletromagnético.</p><p>Ao encontrar um elétron, o campo elétrico de um feixe de luz o empurra em uma direção e na direção oposta</p><p>periodicamente, ou seja, o campo oscila em direção e intensidade. O número de ciclos desta oscilação por</p><p>segundo é chamado de frequência, v. A unidade de frequência 1 hertz é definida como 1 ciclo por segundo</p><p>. A onda eletromagnética se caracteriza pela amplitude e pelo comprimento de onda, conforme</p><p>pode ser visto a seguir:</p><p>Campo elétrico e a radiação eletromagnética.</p><p>A amplitude corresponde à altura da onda em relação à linha central. A intensidade da radiação é o quadrado</p><p>da amplitude. O comprimento de onda, (λ), é a distância entre dois mínimos sucessivos. Comprimentos de</p><p>onda diferentes correspondem a diferentes regiões do espectro eletromagnético. Nossos olhos detectam a</p><p>radiação eletromagnética de comprimento de onda entre 700 nm e 400 nm.</p><p>O intervalo que podemos ver é chamado de luz visível, cuja cor é determinada pela frequência da luz.</p><p>Observe:</p><p>Espectro visível.</p><p>Ao se aproximar da sua velocidade real, a velocidade da luz, com o comprimento de onda muito pequeno, gera</p><p>um número muito grande de oscilações a cada segundo. Caso o comprimento de onda seja grande, um</p><p>número muito menor de oscilações chega ao ponto a cada segundo. Vejamos a equação a ser feita:</p><p>Por exemplo, vamos calcular o comprimento de onda de uma luz azul com frequência de 5,9 x 1014Hz.</p><p>A cor da luz dependerá da sua frequência ou comprimento de onda. Quanto maior o comprimento de onda,</p><p>menor será a frequência e vice-versa.</p><p>Quando passamos uma corrente elétrica em uma amostra de hidrogênio em baixa pressão ocorre a emissão</p><p>de luz. Essa corrente elétrica quebra a molécula do gás hidrogênio, excitando os átomos de hidrogênio para</p><p>energias mais altas. Ao retornar ao seu estado fundamental, esses átomos liberam a energia através da</p><p>emissão de radiação eletromagnética. Se passarmos a luz emitida pelos átomos excitados de hidrogênio em</p><p>um prisma, verificamos um número discreto de componentes, ou seja, de linhas espectrais na seguinte</p><p>imagem:</p><p>Linhas espectrais do hidrogênio.</p><p>A linha mais brilhante dos átomos excitados é a vermelha, em 656 nm. Ocorre também a emissão de radiação</p><p>ultravioleta e infravermelha que não podem ser vistas a olho nu. O pioneiro no estudo das linhas espectrais foi</p><p>o professor suíço Johann Balmer e, pouco tempo depois, o espectroscopista sueco Johannes Rydberg, que</p><p>sugeriu que todos os comprimentos das linhas seguem a equação:</p><p>A forma moderna da expressão geral pode ser escrita em termos da frequência ν = c/λ como:</p><p>Em que R corresponde a uma constante empírica, determinada experimentalmente, conhecida como</p><p>constante de Rydberg. Seu valor é de 3,29 x 1015 Hz.</p><p>Em um átomo de hidrogênio, um elétron só pode existir com determinadas energias e a linha do espectro de</p><p>emissão provém de uma transição entre duas das energias permitidas. A presença de linhas espectrais, com</p><p>frequências determinadas, em um átomo sugere que a energia de um elétron de um átomo está restrita a uma</p><p>série de valores discretos denominados de níveis de energia.</p><p>Um pouco de teoria quântica</p><p>Entenda sobre teoria quântica e como ela explica o que sabemos sobre os átomos.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>Rutherford e o modelo atômico nuclear</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Radiação eletromagnética</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o aprendizado</p><p>Questão 1</p><p>(Petrobras, 2010). A caracterização dos elétrons como parte da matéria se deu através dos tubos de raios</p><p>catódicos, que consistiam em um tubo selado com um gás e eletrodos metálicos conectados aos polos de</p><p>uma fonte. Thomson é o mais famoso cientista dentre os que trabalharam com os tubos de raios catódicos.</p><p>Sua experiência baseou-se na interação dos raios catódicos com campos magnético e elétrico conhecidos</p><p>para determinar a razão carga/massa dessas partículas. Além dos raios catódicos, também foram</p><p>observados</p><p>os chamados raios canais, de carga positiva, que eram os íons dos gases presentes nas ampolas. Analise as</p><p>afirmações a seguir sobre as experiências com tubos de raios catódicos e raios canais.</p><p>I - Os raios catódicos são atraídos por uma chapa metálica ligada ao polo positivo de uma bateria.</p><p>II - A mudança dos gases no interior dos tubos não afeta a razão carga/massa dos raios catódicos.</p><p>III - A razão carga/massa dos raios canais é dependente do gás presente no interior das ampolas.</p><p>IV - Ao inverter a ligação dos polos da fonte com os eletrodos das ampolas, os raios catódicos se transformam</p><p>em prótons.</p><p>Estão corretas APENAS as afirmativas:</p><p>A</p><p>I e IV.</p><p>B</p><p>II e IV.</p><p>C</p><p>II e III.</p><p>D</p><p>I, II e III.</p><p>E</p><p>I, III e IV.</p><p>A alternativa D está correta.</p><p>Somente a afirmativa IV está incorreta. I. Em uma bateria, o cátodo é o polo positivo e os elétrons fluem</p><p>para ele fazendo com que a placa metálica adquira carga positiva. Os raios catódicos que são formados por</p><p>cargas negativas são então atraídos para a chapa que está positiva. II. A razão carga/massa dos raios</p><p>catódicos é a razão carga/massa dos elétrons, e essa razão é constante independente do material pois o</p><p>elétron não muda de um material para o outro. III. Os raios canais são provenientes da ionização do gás que</p><p>está presente no interior do tubo. Quando o gás é o hidrogênio, a razão carga massa é igual a de 1 próton,</p><p>já que há apenas 1 próton em seu núcleo.</p><p>Questão 2</p><p>(SES-PR, 2016) A constituição da matéria está presente no vocabulário científico desde a Grécia antiga, mas</p><p>sem comprovação científica, apenas filosófica. Como conhecimento científico, os modelos atômicos foram</p><p>formulados a partir de 1808 e à medida que novos e melhores métodos de investigação foram sendo</p><p>desenvolvidos, evoluídos. A seguir, temos as representações gráficas de alguns modelos atômicos:</p><p>Julgue os itens a seguir:</p><p>Dalton, figura I, tomou como base para o desenvolvimento de seu modelo atômico análises de</p><p>conservação e proporcionalidade da massa em uma reação, originárias de Lavoisier e Proust.</p><p>O modelo atômico de Thomson, figura II, apresenta a ideia de descontinuidade pela primeira vez e</p><p>também a primeira subpartícula atômica encontrada: o elétron.</p><p>A figura III representa o modelo atômico de Rutherford, destacando o surgimento da ideia de núcleo</p><p>positivo, sem os nêutrons que só seriam descobertos por Sommerfeld em 1932.</p><p>A figura IV representa o átomo de Chadwick, organizando os níveis de energia eletrônicos pela primeira</p><p>vez.</p><p>Assinale a alternativa que contém a análise correta em verdadeiro (V) e falso (F) para os itens apresentados.</p><p>A</p><p>V, V, V, V</p><p>B</p><p>V, V, F, F</p><p>C</p><p>F, V, F, V</p><p>D</p><p>V, F, V, F</p><p>E</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>F, F, F, F</p><p>A alternativa B está correta.</p><p>A afirmativa III está errada pois foi o físico James Chadwick que descobriu o nêutron em 1932. E a</p><p>afirmativa IV está errada pois a figura IV representa o átomo de Bohr.</p><p>2. Átomos e elementos químicos: principais características</p><p>Modelo atômico atual</p><p>Os estudos realizados até os tempos de</p><p>Rutherford nos mostraram a composição</p><p>detalhada do núcleo do átomo. Ao longo das</p><p>pesquisas, saímos de uma esfera maciça para</p><p>um átomo composto por um pequeno núcleo e</p><p>três partículas subatômicas, prótons, nêutrons</p><p>e elétrons.</p><p>O elétron possui carga -1, o próton +1 e o</p><p>nêutron não possui carga, sendo eletricamente</p><p>neutro. Os átomos possuem um número igual</p><p>de elétrons e prótons, ou seja, possuem carga</p><p>elétrica neutra.</p><p>Como proposto por Rutherford, os prótons e nêutrons compõem o núcleo dos átomos. Os elétrons constituem</p><p>o espaço de maior volume ao redor do núcleo. A massa do átomo é expressa por unidade de massa atômica</p><p>(u), que corresponde a 1,66054 x 10-24 g. A massa dos prótons e nêutrons são praticamente iguais e maiores</p><p>do que a massa do elétron. A massa de um próton é igual a 1,0073 u, um nêutron tem massa igual a 1,0087 u e</p><p>um elétron possui apenas 5,486 x 10-4 u.</p><p>Por ser muito pequena, a soma das massas dos elétrons em um átomo é praticamente desprezível em</p><p>comparação à massa dos prótons e nêutrons. Um átomo geralmente é identificado através de dois números</p><p>inteiros: o número atômico (Z) e o número de massa (A). O número atômico é igual ao número de prótons no</p><p>núcleo e o número de massa é o número total do núcleo (prótons + nêutron). A equação que relaciona o</p><p>número atômico e o número de massa é:</p><p>Um átomo é identificado pelo símbolo do elemento com número atômico e o número de massa, . Assim,</p><p>para o átomo de carbono, temos: .</p><p>Todos os átomos do carbono possuem o mesmo número atômico, pois todos têm o mesmo número de prótons</p><p>no núcleo. O mesmo ocorre para os demais elementos existentes.</p><p>Os átomos de determinado elemento químico podem ter diferentes números de massa, isto é,</p><p>podem apresentar diferentes números de nêutrons em seu núcleo. Esses átomos são denominados</p><p>de isótopos.</p><p>Por exemplo, temos os seguintes isótopos do carbono 12C6, 13C6 e 14C6. Cada um deles com seis prótons no</p><p>núcleo. Porém, possuem seis, sete e oito nêutrons respectivamente.</p><p>Vimos que a massa atômica é expressa em unidade atômica, u, que é definida como sendo exatamente um</p><p>doze avos da massa de um átomo de carbono, 12C6, ou seja, o valor da massa do átomo de carbono é de 12 u</p><p>e a massa de todos os outros átomos são expressas relativamente à massa deste átomo.</p><p>Encontramos, na natureza, a maioria dos elementos como uma mistura de isótopos. As abundâncias dos</p><p>isótopos de um elemento em uma amostra irão variar de acordo com a sua origem, mas essas variações são</p><p>muito pequenas. O cálculo da massa atômica é determinado pela média ponderada. Por exemplo,</p><p>encontramos na natureza 19,9% de átomos de 10B5 e 80,1% de átomos de 11B5. Consequentemente, a massa</p><p>Niels Bohr.</p><p>do boro é de 10,8 u. Atualmente, determinamos as massas e abundâncias isotópicas com a técnica de</p><p>espectroscopia de massas.</p><p>Espectroscopia de massas</p><p>Instrumento de análise quantitativa descendente do dispositivo empregado por Thomson para</p><p>determinar a relação carga/massa do elétron.</p><p>Prosseguindo na evolução do modelo atômico, Niels Bohr</p><p>interpretou a estabilidade atômica usando a teoria proposta</p><p>por Max Planck, denominada quanta.</p><p>Esta teoria relaciona a propagação de energia luminosa.</p><p>Ao relacionar a teoria de Planck com os resultados obtidos</p><p>pela observação dos átomos submetidos ao calor ou à</p><p>eletricidade, Bohr propôs um modelo atômico</p><p>revolucionário.</p><p>No modelo proposto por Bohr, a seguir, os átomos possuem</p><p>orbitas circulares ao elétron com determinadas energias.</p><p>Átomo de Bohr.</p><p>Um elétron localizado em uma dessas orbitas não pode perder ou ganhar energia espontaneamente e, por</p><p>isso, dizemos que estão no estado estacionário. Quando há variações de energia, o elétron salta de uma orbita</p><p>interna para uma mais externa. Neste caso, dizemos que o elétron atingiu o estado excitado.</p><p>Com os níveis de energia mais baixos livres, o elétron pode sair do nível mais alto de energia (E2) para o nível</p><p>mais baixo (E1). Quando isso ocorre, a energia liberada pelo átomo corresponde a E2 - E1, a diferença entre as</p><p>duas energias do elétron. Segundo Bohr, a energia é liberada na forma de fóton de radiação eletromagnética.</p><p>Logo:</p><p>Em 1926, Werner Heisenberg mostrou que não se pode determinar com exatidão a probabilidade de posição</p><p>do elétron em um orbital. O princípio proposto afirma que é impossível determinar simultaneamente a posição</p><p>e a velocidade de um elétron em um átomo. Após o surgimento deste modelo, a proposta de um orbital</p><p>circular ou elíptico, ou seja, de forma definida, ficou inadequado por ser impossível a determinação da</p><p>trajetória dos elétrons.</p><p>Cada órbita foi denominada de nível ou camada de energia. Os elétrons estão distribuídos em sete camadas,</p><p>designadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q. Com o andamento nos estudos, descobriu-se que cada nível de</p><p>energia do modelo proposto por Bohr era constituído de subníveis com diferentes energias. Desta forma,</p><p>quando um elétron salta de um nível de energia para outro mais próximo do núcleo, pode ocorrer</p><p>a emissão de</p><p>diferentes energias. Observe:</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ver mais detalhes da imagem</p><p>abaixo.</p><p>Orbitais atômicos: s, p, d e f.</p><p>Os orbitais de um átomo agrupados em uma subcamada possuem a mesma energia. Em átomos no seu</p><p>estado fundamental, quatro tipos de subníveis podem ser ocupados por elétrons (s, p, d e f), que consistem</p><p>em 1, 3, 5 e 7 orbitais, e suportam 2, 6, 10 e 14 elétrons respectivamente. Os subníveis possuem energia</p><p>diferentes entre si: s < p < d < f, por causa dos efeitos da penetração e da blindagem.</p><p>Confira a seguir cada nível com suas camadas e subcamadas:</p><p>Nível 1</p><p>Camada: K</p><p>Subcamada: 1s</p><p>Máximo de elétrons em cada subcamada: 2</p><p>Nível 2</p><p>Camada: L</p><p>Subcamada: 2s-2p</p><p>Máximo de elétrons em cada subcamada: 8</p><p>Nível 3</p><p>Camada: M</p><p>Subcamada: 3s - 3p - 3d</p><p>Máximo de elétrons em cada subcamada: 18</p><p>Nível 4</p><p>Camada: N</p><p>Subcamada: 4s - 4p - 4d - 4f</p><p>Máximo de elétrons em cada subcamada: 32</p><p>Nível 5</p><p>Camada: O</p><p>Subcamada: 5s - 5p - 5d - 5f</p><p>Máximo de elétrons em cada subcamada: 32</p><p>Nível 6</p><p>Camada: P</p><p>Subcamada: 6s - 6p - 6d</p><p>Máximo de elétrons em cada subcamada: 18</p><p>Nível 7</p><p>Camada: Q</p><p>Subcamada: 7s - 7p</p><p>Máximo de elétrons em cada subcamada: 8</p><p>Não há duas camadas de um mesmo átomo com o mesmo número de subcamadas. A camada K (n=1), por</p><p>exemplo, consiste em apenas uma subcamada chamada de 1s.</p><p>Configuração eletrônica dos elementos</p><p>A configuração eletrônica do estado fundamental de um átomo foi determinada através do princípio da</p><p>construção, do princípio da exclusão de Pauli e da regra de Hund. No estado fundamental de um átomo com</p><p>muitos elétrons, eles ocupam os orbitais atômicos disponíveis de modo a tornar a energia total do átomo a</p><p>menor possível.</p><p>Em 1925, o cientista Wolfgang Pauli descobriu uma regra geral sobre os orbitais e os elétrons chamada</p><p>princípio da exclusão de Pauli. Este princípio diz que dois elétrons, no máximo, podem ocupar determinado</p><p>orbital e, quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, os seus spins devem estar emparelhados.</p><p>Atenção</p><p>O princípio da construção é formado por duas regras. Para escrever a configuração eletrônica de um</p><p>átomo no estado fundamental, devemos adicionar elétrons, um após o outro, aos orbitais. Começando</p><p>pelo orbital de menor energia e sem ultrapassar a quantidade de dois elétrons por orbital. Se houver</p><p>mais de um orbital em uma subcamada, devemos primeiramente dispor os elétrons paralelamente aos</p><p>diferentes orbitais até completar a subcamada, antes de emparelhar os elétrons em um dos orbitais. Esta</p><p>regra também é conhecida como regra de Hund.</p><p>Por exemplo, vamos representar os orbitais por caixinhas e distribuir os elétrons do átomo de oxigênio 16O8,</p><p>veja:</p><p>Distribuição do átomo de oxigênio, 16O8.</p><p>A distribuição dos elétrons na eletrosfera de um átomo foi proposta por Linus Pauling e denominada</p><p>configuração eletrônica (princípio de Aufbau). Pauling determinou, em um diagrama, a ordem crescente de</p><p>energia dos subníveis para os elementos conhecidos, que apresentam até hoje, no máximo, sete níveis de</p><p>energia e quatro subníveis. Este diagrama, conhecido como diagrama de Pauling, permite escrever a</p><p>configuração eletrônica dos atuais elementos que compõem a tabela periódica.</p><p>Ao efetuarmos a distribuição eletrônica de um elemento químico utilizando o diagrama de Pauling, escrevemos</p><p>a quantidade de elétrons em cada subnível no seu lado direito superior. Lembrando que, para o subnível s,</p><p>podemos escrever, no máximo, 2 elétrons; para o subnível p, apenas 6 elétrons; para o subnível d, são 10</p><p>elétrons e, para o subnível f, colocamos, no máximo, 14 elétrons. Veja:</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ver mais detalhes da imagem</p><p>abaixo.</p><p>Diagrama de Pauling.</p><p>Por exemplo, vamos efetuar a distribuição eletrônica do elemento sódio utilizando o diagrama de Pauling.</p><p>Observamos que o átomo de sódio possui três níveis de energia, ou seja, três camadas. Sendo o nível 3</p><p>(camada M) o seu nível mais externo (camada de valência). A camada de valência é o nível mais afastado do</p><p>núcleo e que sempre corresponde ao maior valor de n, encontrado na distribuição eletrônica de um átomo ou</p><p>de um íon. O número de elétrons na camada de valência dos átomos indica não só o comportamento do</p><p>elemento numa ligação, mas também a sua localização na tabela periódica.</p><p>Podemos efetuar a distribuição eletrônica de íons (cátions e ânions). A perda ou o ganho de elétrons ocorre</p><p>sempre na camada de valência. Por exemplo, a formação de um cátion do elemento sódio ocorre pela perda</p><p>de um elétron na camada de valência desse átomo. Observe a seguir:</p><p>Distribuição eletrônica do íon sódio.</p><p>Entretanto, a formação de um ânion ocorre pelo ganho de elétrons. Por exemplo, quando efetuamos a</p><p>distribuição eletrônica de um ânion como o cloreto Cl -, adicionamos um elétron na sua camada de valência.</p><p>Acompanhe:</p><p>Distribuição eletrônica do íon cloreto.</p><p>Configuração eletrônica dos elementos</p><p>Saiba mais sobre números quânticos, diagrama de Pauling, regra de Hund, como fazer a distribuição eletrônica</p><p>de um elemento e quais são os números quânticos do elétron mais energético.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Organização da tabela periódica</p><p>Com a descoberta de novos elementos e avanço do conhecimento sobre a estrutura atômica, os cientistas</p><p>sentiram a necessidade de organizar as informações de uma forma mais prática e acessível. Dessa forma,</p><p>surge a tabela periódica.</p><p>No início do século XIX, um número considerável de elementos químicos já era conhecido e os cientistas já</p><p>haviam identificado semelhanças e tendências em suas propriedades. Veja:</p><p>1864</p><p>Publicação da tabela periódica</p><p>O alemão Lothar Meyer publicou uma tabela periódica.</p><p>1869</p><p>Expansão da tabela periódica</p><p>Ele expandiu sua tabela em mais de 50 elementos. Meyer demostrou propriedades periódicas como o</p><p>volume molar, o ponto de ebulição e a dureza, como função da massa atômica.</p><p>1971</p><p>Publicação de uma nova versão da tabela periódica</p><p>Em paralelo aos estudos de Meyer, estavam os estudos do russo Dimitri Mendeleev, que, em 1971,</p><p>publicou a sua versão da tabela periódica. Ambos listaram os elementos em ordem crescente de</p><p>massa atômica.</p><p>A seguir, vejamos a tabela de Dimitri de 1971:</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ver mais detalhes da imagem</p><p>abaixo.</p><p>Tabela periódica de Dimitri Mendeleev.</p><p>Os estudos realizados ao longo dos anos conduziram para o estabelecimento de uma poderosa generalização</p><p>pertinente às propriedades dos elementos, a lei periódica. Esta lei estabelece que, quando os elementos são</p><p>listados, sequencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em</p><p>suas propriedades.</p><p>Por exemplo, o lítio, sódio e potássio possuem características de serem metais macios e reativos e vêm</p><p>imediatamente depois dos elementos denominados de gases inertes ou gases nobres - elementos pouco</p><p>ativos quimicamente - hélio, neônio e argônio. Os elementos anteriores aos gases nobres, exceto o hidrogênio,</p><p>são altamente reativos, semelhantes quimicamente aos não metais, e são chamados de halogênios. Observe:</p><p>Periodicidade dos elementos químicos.</p><p>A periodicidade verificada na lei periódica é a base da nossa tabela periódica atual, na qual as famílias de</p><p>elementos com propriedades químicas semelhantes são distribuídas, em colunas verticais chamadas de</p><p>grupos. Confira os dois seguintes exemplos:</p><p>Exemplo 1</p><p>Mg12: 1s2 2s2 2p6 3s2</p><p>Camada de valência: 3s2</p><p>Total de elétrons: 2 → Família 2</p><p>Exemplo 2</p><p>Cl17: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5</p><p>Camada de valência: 3s2 3p5</p><p>Total de elétrons: 7 → Família 17</p><p>A tabela periódica possui 18 famílias ou grupos, cada uma agrupa elementos com propriedades químicas</p><p>semelhantes por apresentarem a mesma configuração eletrônica na sua camada de valência, e sete linhas nas</p><p>horizontais, que são chamadas de períodos. Vejamos um exemplo dessa tabela:</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ver mais detalhes da imagem</p><p>abaixo.</p><p>Tabela periódica.</p><p>As colunas mais altas</p><p>(1, 2, 13-18) são denominadas de grupos (famílias) principais da tabela ou elementos</p><p>representativos. Essas famílias recebem nomes especiais que refletem as propriedades comuns dos</p><p>elementos daquele grupo. Vejamos:</p><p>Grupo 1 (antigo IA)</p><p>São chamados de metais alcalinos. São elementos metálicos, macios, brilhantes e fundem em baixas</p><p>temperaturas.</p><p>Grupo 2 (antigo IIA)</p><p>São chamados de metais alcalinos terrosos. Estes elementos possuem propriedades semelhantes aos</p><p>do grupo 1, porém suas reações são menos vigorosas.</p><p>Grupo 13 (antiga IIIA)</p><p>São chamados de elementos da família do boro.</p><p>Grupo 14 (antiga IVA)</p><p>São chamados de família do carbono.</p><p>Grupo 15 (antiga VA)</p><p>São chamados de família do nitrogênio.</p><p>Grupo 16 (antiga VIA)</p><p>A partir desse grupo, os nomes voltam a ser diferentes e temos, então, a família dos calcogênios.</p><p>Grupo 17 (antiga VIIA)</p><p>São chamados de halogênios.</p><p>Grupo 18 (antiga VIIIA)</p><p>São chamados de gases nobres.</p><p>O hidrogênio está localizado na família 1 por apresentar apenas um elétron no subnível s de sua camada de</p><p>valência, 1s1, mas esse elemento não pertence à família dos metais alcalinos terrosos por apresentar</p><p>propriedades químicas distintas. A tabela periódica apresenta na família dos gases nobres um elemento que</p><p>não possui oito elétrons na camada de valência, o hélio, que possui número atômico igual a 2 e sua</p><p>distribuição eletrônica é 1s2.</p><p>Os elementos que compõem as famílias de 3 a 12 (antiga família B) são conhecidos como elementos de</p><p>transição e apresentam os elétrons mais energéticos situados nos subníveis d ou f. São eles:</p><p>1</p><p>Elementos de transição externa</p><p>São aqueles que apresentam o nível d como o mais energético. São chamados também de metais</p><p>de transição.</p><p>Exemplo:</p><p>Camada de valência: 4s2</p><p>Nível mais energético: 3d6</p><p>2</p><p>Elementos de transição interna</p><p>São aqueles que apresentam seu elétron mais energético situado no subnível f. Constituem a série</p><p>dos lantanídeos e actinídeos e encontram-se deslocados do corpo central da tabela.</p><p>Exemplo:</p><p>Camada de valência: 6s2</p><p>Nível mais energético: 4f7</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>A partir da distribuição eletrônica de um elemento, podemos efetuar sua localização na tabela periódica, o</p><p>bloco ao qual ele pertence e sua classificação como elemento representativo ou de transição. Confira os</p><p>exemplos a seguir:</p><p>Exemplo 1</p><p>Br35: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5</p><p>4 níveis ou camadas (K=1, L=2, M=3 e</p><p>N=4) → logo, está localizado no 4º</p><p>período.</p><p>Camada de valência: 4s2 4p5 .</p><p>Total de elétrons: 7 → Família 17</p><p>(halogênios).</p><p>Elétron de maior energia está localizado</p><p>no subnível 4p5 → bloco p → elemento</p><p>representativo.</p><p>Exemplo 2</p><p>Ni28: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8</p><p>4 níveis ou camadas (K=1, L=2, M=3 e</p><p>N=4) → logo, está localizado no 4º</p><p>período.</p><p>Camada de valência: -4s2 .</p><p>Total de elétrons: 8 + 2 = 10 → Família</p><p>10.</p><p>Elétron de maior energia está localizado</p><p>no subnível 3d8 → bloco d → elemento</p><p>de transição.</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>Modelo atômico atual</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Estrutura atômica; configuração eletrônica dos elementos</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Organização da tabela periódica</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o aprendizado</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Questão 1</p><p>Um íon X2- é isoeletrônico (mesmo número de elétrons) de Y2+. Sabendo que o número atômico de X é igual a</p><p>26, qual será o número atômico de Y?</p><p>A</p><p>24</p><p>B</p><p>26</p><p>C</p><p>28</p><p>D</p><p>30</p><p>E</p><p>32</p><p>A alternativa D está correta.</p><p>Se X (Z = 26) possui carga -2, isso significa que Z ≠ e - ganhou dois elétrons. Logo, o número de elétrons é:</p><p>26 + 2 elétrons = 28. Como X e Y têm o mesmo número de elétrons (isoelétricos), o número de elétrons de</p><p>Y é 28 e este perdeu dois elétrons (+2), significa que tinha anteriormente 30 elétrons, ou seja, número</p><p>atômico igual a 30 (Z = p = e-).</p><p>Questão 2</p><p>Assinale a alternativa que apresenta o período e o grupo do elemento com a configuração eletrônica igual a</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2.</p><p>A</p><p>Família 2 e 4º período.</p><p>B</p><p>Família 3 e 5º período.</p><p>C</p><p>Família 5 e 4º período.</p><p>D</p><p>Família 6 e 5º período.</p><p>E</p><p>Família 12 e 4º período.</p><p>A alternativa D está correta.</p><p>A distribuição eletrônica está organizada por camadas 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2, sua</p><p>distribuição por níveis de energia: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2 4d4 → 5 níveis ou camadas (K=1,</p><p>L=2, M=3, N=4 O=5) → logo, está localizado no 5⁰ período.</p><p>Elétron de maior energia está localizado no subnível 4d4 → bloco d → elemento de transição.</p><p>Total de elétrons: 4 + 2 = 6 → Família 6 → elemento Mo.</p><p>3. Tabela periódica e as propriedades dos elementos</p><p>Propriedades dos elementos</p><p>A tabela periódica é uma organização dos elementos que expressa suas relações de família (ou grupo). Os</p><p>elementos que pertencem ao mesmo grupo normalmente mostram a mesma tendência nas propriedades. As</p><p>propriedades dos elementos químicos podem ser de dois tipos, que são:</p><p>Propriedades aperiódicas</p><p>São aquelas cujos valores crescem ou</p><p>decrescem na medida em que o número</p><p>atômico aumenta, mas não se repetem em</p><p>períodos determinados ou regulares.</p><p>Propriedades periódicas</p><p>São aquelas que aumentam ou diminuem com o</p><p>aumento do número atômico.</p><p>O entendimento sobre a força de atração entre o núcleo e os elétrons mais externos é importante para</p><p>compreendermos as propriedades dos átomos. A dimensão da carga nuclear líquida que atua sobre o elétron,</p><p>bem como e a sua distância média em relação ao núcleo vai determinar a força na qual o núcleo atrai o</p><p>elétron. Essa atração aumenta proporcionalmente à carga nuclear, e decresce à medida que o elétron se</p><p>afasta do núcleo. Em átomos com mais de um elétron, temos, simultaneamente, a atração do elétron pelo</p><p>núcleo e repulsão dos outros elétrons, formando um sistema complexo com muitas repulsões elétron-elétron.</p><p>Podemos estimar a energia que envolve cada elétron considerando que ele interage com o ambiente médio</p><p>criado pelo núcleo e os outros elétrons do átomo. Tratamos cada elétron individualmente como se este</p><p>estivesse se movendo no campo elétrico criado pelo núcleo. Tal campo elétrico é equivalente ao campo</p><p>gerado por uma carga localizada no núcleo, chamada de carga nuclear efetiva, Zef.</p><p>A carga nuclear efetiva corresponde ao número de prótons do núcleo ou carga nuclear, Z, menos o número</p><p>médio de elétrons ou constante de blindagem, S, que está entre o núcleo e o elétron em questão:</p><p>As regras de Slater podem ser aplicadas para se obter o cálculo da carga nuclear efetiva. Para os elétrons que</p><p>se encontram em orbitais ns e np, temos que escrever a configuração eletrônica por ordem geométrica. Os</p><p>elétrons que se encontram em grupos à direita não contribuem em nada no cálculo de S, os outros elétrons no</p><p>grupo em questão (ns np) blindam de 0,35 cada, todos os elétrons do nível n-1 blindam de 0,85 cada e, por</p><p>fim, todos os elétrons do nível mais interno blindam de 1,00 cada. Caso o elétron a ser considerado esteja no</p><p>subnível nd ou nf, cada elétron do mesmo grupo contribuirá com 0,35 e cada elétron dos grupos mais internos</p><p>contribuirá com 1,00.</p><p>Ordem geométrica</p><p>É a ordem dos subníveis agrupados segundo os níveis aos quais eles pertencem.</p><p>Exemplo</p><p>Vamos calcular a Zef do elétron mais externo dos elementos sódio (Z=11), magnésio (Z=12) e cálcio</p><p>(Z=20). Na11: 1s2 2s2 2p6 3s1 (Família 1; 3º Período)Zef(3s): Z - S = 11 - [(8 x 0,85) + (2 x 1,00)] =</p><p>2,20 Mg12: 1s2 2s2 2p6 3s2 (Família 2; 3º Período)Zef(3s): Z - S = 12 - [(1 x 0,35) + (8 x 0,85) + (2 x</p><p>1,00)] = 2,85 Ca20: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (Família 2; 4º Período)Zef(4s): Z - S = 20 - [(1 x 0,35) + (8</p><p>x 0,85) + (10 x 1,00)] = 2,85</p><p>Observamos que a carga elétrica nuclear efetiva aumenta progressivamente ao longo do período, ou seja,</p><p>aumenta com o aumento do número atômico e, ao descermos em uma mesma família, vamos observar que a</p><p>carga nuclear efetiva sofrida</p><p>pelos elétrons dos níveis mais externos varia muito menos do que ao longo do</p><p>período. Veremos que o comportamento da carga nuclear efetiva está ligado às propriedades periódicas.</p><p>Raio atômico e iônico</p><p>O "tamanho" de um átomo é importante? O tamanho dos elementos químicos ou espécies químicas podem</p><p>influenciar, por exemplo, em propriedades de soluções e em reação bioquímicas que envolvem íons metálicos</p><p>importantes para o funcionamento do nosso organismo. Dessa forma, qual é o "tamanho" de um átomo? Essa</p><p>questão não é tão fácil de ser respondida, pois o átomo não é um objeto esférico e duro como normalmente</p><p>pensávamos lá no início.</p><p>Vimos pela Mecânica Quântica que os átomos e os íons não possuem limites pontuais definidos nos quais a</p><p>distribuição eletrônica torna-se zero. As bordas dos átomos e íons são vagas. Podemos definir seus</p><p>respectivos tamanhos de várias maneiras com base na distância entre os átomos em várias situações.</p><p>Experimentos realizados com átomos de gás nobre, substâncias simples e substâncias compostas mostraram</p><p>que a dificuldade em realizar a medida do tamanho do átomo está no tipo de ligação que ele faz.</p><p>O tamanho do átomo de hidrogênio foi verificado a partir da medida da distância da ligação entre os núcleos</p><p>de dois átomos ligados na molécula de H2. O experimento mostrou que o tamanho da ligação entre os átomos</p><p>de hidrogênio era de 0,074 nm. Consequentemente, o raio do átomo de hidrogênio seria de 0,037 nm.</p><p>Raio atômico de diferentes elementos químicos.</p><p>Apesar das dificuldades em realizar as medições dos raios atômicos, os cientistas conseguiram medir as</p><p>distâncias entre o núcleo e a distribuição eletrônica em muitas moléculas com ligações covalentes, atribuindo</p><p>um raio covalente para cada elemento. Os resultados observados mostraram uma variação periódica dos raios</p><p>dos átomos em função do número atômico.</p><p>Raio atômico.</p><p>Duas tendências interessantes no comportamento dos raios atômicos podem ser observadas. São elas:</p><p>Família ou grupo</p><p>O número atômico cresce à medida que descemos, pois, à medida que se aumenta o período, o</p><p>número de camadas (n) também aumenta e os elétrons mais externos passam mais tempo afastados</p><p>do núcleo, fazendo com que o átomo aumente de tamanho. A carga nuclear efetiva no grupo aumenta</p><p>significativamente e tende a atrair os elétrons mais fortemente. No entanto, o número total de</p><p>elétrons nas camadas aumenta, o que ocasiona o aumento na distância entre a camada de valência e</p><p>o núcleo.</p><p>Período</p><p>O raio atômico tende a diminuir quando vamos da esquerda para a direita (aumento do número</p><p>atômico). O principal fator que influencia na diminuição do raio é o aumento da carga nuclear efetiva</p><p>(Zef) ao longo do período. O aumento da carga nuclear efetiva atrai os elétrons para próximo ao</p><p>núcleo, diminuindo a nuvem eletrônica e, consequentemente, o raio atômico.</p><p>Assim como o tamanho de um átomo, o tamanho de um íon também depende de sua carga nuclear, do número</p><p>de elétrons que ele possui e dos orbitais onde os elétrons mais externos estão localizados. A formação de um</p><p>cátion, perda de elétron, desocupa os orbitais mais distantes do núcleo e diminui a repulsão elétron-elétron.</p><p>Consequentemente, os cátions são menores que os átomos que lhes dão origem. Se o átomo diminui de</p><p>tamanho quando forma um cátion, aumentará o seu tamanho ao formar um ânion. Quando elétrons são</p><p>adicionados a um átomo neutro, ocorre o aumento da repulsão elétron-elétron e isso faz com que os elétrons</p><p>se espalhem no espaço. No caso dos íons com mesma carga, o tamanho aumenta conforme descemos na</p><p>tabela periódica.</p><p>Comparações dos raios, em metros, de átomos neutros e íons de diferentes grupos.</p><p>Energia de ionização</p><p>Um átomo em seu estado fundamental (neutro), ao receber energia externa, pode transferir um elétron de um</p><p>nível energético para outro. Entretanto, se a energia for suficiente, ela pode efetivamente retirar o elétron do</p><p>átomo e dar origem a um íon positivo (cátion). Chamamos este processo de ionização e o elétron que é</p><p>removível é aquele mais afastado do núcleo.</p><p>A energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no estado fundamental,</p><p>denominamos de energia de ionização, I.</p><p>Chamamos de átomo isolado aquele que está livre da influência de átomos vizinhos, ou seja, um átomo no</p><p>estado gasoso. Então, o processo de ionização pode ser representado por:</p><p>Como existem átomos que podem sofrer a remoção de mais de um elétron, a segunda energia de ionização I2,</p><p>para um átomo qualquer pode ser escrita como:</p><p>As energias de ionização são expressas em elétron-volts por átomo, quilocalorias por mol ou quilojoules por</p><p>mol. À medida que os elétrons são removidos, a magnitude da energia de ionização também aumenta (I1 < I2 <</p><p>I3). O aumento da energia ocorre porque, com cada remoção sucessiva, um elétron é afastado de um íon cada</p><p>vez mais positivo, necessitando cada vez mais de energia.</p><p>Exemplo</p><p>Observe as energias de ionização para o átomo de alumínio. A remoção do quinto elétron, no subnível</p><p>2p, requer uma quantidade de energia muito maior que 11.600 kJ/mol, pois os elétrons 2p do nível mais</p><p>interno estão mais próximos do núcleo e sofrem carga nuclear efetiva maior do que os elétron dos</p><p>subníveis 3s e 3p da camada de valência. Al13: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Al(g) → Al+(g) + e-(g) I1 = 578 kJ/</p><p>mol Al+(g) → Al2+(g) + e-(g) I2 = 1.820 kJ/mol Al2+(g) → Al3+(g) + e-(g) I3 = 2.750 kJ/mol Al3+(g) →</p><p>Al4+(g) + e-(g) I4 = 11.600 kJ/mol</p><p>De maneira geral, a energia de ionização está relacionada ao raio atômico e, por isso, possui tendência</p><p>periódica nas primeiras energias de ionização. Podemos observar que, em cada período, a energia de</p><p>ionização aumenta com o aumento do número atômico. Os metais alcalinos possuem as menores energias de</p><p>ionização e apresentam facilidade em doar elétrons. Os gases nobres possuem as maiores energias de</p><p>ionização.</p><p>Primeiras energias de ionização.</p><p>Existem algumas irregularidades no comportamento da energia de ionização ao longo dos períodos. Quando</p><p>analisamos os elementos boro (Z=5) e berílio (Z=4), ambos no segundo período da tabela periódica, vemos</p><p>que o boro possui energia de ionização menor do que o berílio. Isto ocorre porque, no boro, o elétron a ser</p><p>removido está no orbital 2p, enquanto o berílio está no orbital 2s. Um elétron 2s está mais firmemente preso</p><p>ao núcleo do que um elétron 2p, o que conduz menor energia de ionização ao boro.</p><p>Nos elementos que compõem o bloco d e f da tabela periódica, a energia de ionização aumenta</p><p>vagarosamente à medida que vamos da esquerda para a direta em um período. Ao analisarmos cada família,</p><p>de uma forma geral, vemos que a energia de ionização geralmente diminui com o aumento do número</p><p>atômico. Nos grupos, à medida que descemos, o raio atômico aumenta e a carga nuclear varia pouco, fazendo</p><p>com que a atração entre o núcleo e os elétrons diminua, promovendo a diminuição na energia de ionização.</p><p>Os menores átomos possuem energias de ionização maiores. A energia necessária para remover um elétron</p><p>de um átomo isolado é influenciada pela carga nuclear efetiva e pelo tamanho do átomo. À medida que a</p><p>atração elétron-núcleo aumenta, torna-se mais difícil remover o elétron e, assim, a energia de ionização</p><p>aumenta.</p><p>Afinidade eletrônica</p><p>Vimos que a energia de ionização corresponde à energia necessária para remover um elétron de um átomo</p><p>isolado, no estado fundamental, formando um íon carregado positivamente. Além disso, muitos átomos podem</p><p>ganhar elétrons para formar íons carregados negativamente. A variação de energia que ocorre quando um</p><p>elétron é adicionado a um átomo no estado gasoso é chamada de afinidade eletrônica.</p><p>Exemplo</p><p>A afinidade eletrônica mede a atração de um átomo pelo elétron adicionado. Para muitos átomos, ocorre</p><p>a liberação de energia quando um elétron é adicionado. Por exemplo, a adição de um elétron à camada</p><p>de valência do elemento flúor é acompanhada por uma variação de energia de - 328 kJ/mol. F9 : 1s2 2s2</p><p>2p5 F9- : 1s2 2s2 2p6 F(g) + e-(g) → F-(g) ∆E = -328 kJ/mol</p><p>Quanto mais negativo</p><p>o valor da afinidade eletrônica, maior a tendência do átomo em receber elétrons. Para</p><p>alguns elementos, gases nobres, a afinidade eletrônica tem valor positivo, significando que o ânion tem</p><p>energia mais alta do que os átomos e elétrons separados. Com valor de energia positiva, o íon é instável e não</p><p>se forma.</p><p>Afinidades eletrônicas em elétron-volts.</p><p>A afinidade eletrônica torna-se cada vez mais negativa à medida que caminhamos em direção aos elementos</p><p>que compõem a família dos halogênios. Quando um elemento do grupo dos halogênios recebe um elétron,</p><p>forma um íon negativo estável que tem configuração eletrônica de um gás nobre. Embora a periodicidade na</p><p>afinidade eletrônica ao longo do período não seja uniforme, as afinidades eletrônicas tornam-se mais</p><p>negativas (mais energia perdida) do grupo 1 ao 17 dos elementos representativos devido ao aumento da carga</p><p>nuclear.</p><p>Os elementos lítio e sódio, por exemplo, possuem afinidade eletrônica ligeiramente negativas. Estes elementos</p><p>possuem pouca tendência para ganhar elétrons. Já os elementos berílio e magnésio, família 2, têm valores</p><p>positivos. Então, para que estes elementos possam ganhar elétrons, terão que absorver uma grande</p><p>quantidade de energia, pois os elétrons deverão ser adicionados na subcamada p, que é blindada pela carga</p><p>nuclear da subcamada s, da mesma camada. Isso torna quase que impossível o ganho de elétrons por estes</p><p>elementos.</p><p>Eletronegatividade, Eletropositividade e outras propriedades periódicas</p><p>Veja a definição das propriedades dos elementos, enfatizando aquelas não discutidas na tabela periódica.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>Propriedades e carga nuclear efetiva</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>O tamanho do átomo</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Energia de ionização e a formação de cátions</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>A afinidade eletrônica e a formação dos cátions</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o aprendizado</p><p>Questão 1</p><p>Efetue o cálculo da carga nuclear efetiva do átomo penúltimo elétron do ferro (Z=26).</p><p>A</p><p>3,50</p><p>B</p><p>3,75</p><p>C</p><p>4,10</p><p>D</p><p>7,60</p><p>E</p><p>11,10</p><p>A alternativa B está correta.</p><p>Fe26: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6</p><p>Fe26: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2</p><p>Zef (4s): Z - S = 26 - [(14 x 0,85) + (10 x 1,00) + (1x0,35)] = 3,75</p><p>Questão 2</p><p>(Petrobras, 2014) A posição dos elementos na tabela periódica se dá em função da ordem crescente dos</p><p>números atômicos, em períodos e grupos, e de acordo com a quantidade de camadas eletrônicas e a</p><p>distribuição dos elétrons nos seus níveis de energia. As propriedades dos elementos se relacionam com as</p><p>respectivas posições na tabela.</p><p>Levando em conta as posições num mesmo período ou num mesmo grupo:</p><p>A</p><p>Raio atômico do sódio é menor do que o do cloro.</p><p>B</p><p>Raio iônico do Mg2+ é maior do que o do átomo de Mg.</p><p>C</p><p>Raio atômico do oxigênio é maior do que o do enxofre.</p><p>D</p><p>Sódio tende a perder elétrons mais facilmente do que o césio, nas ligações químicas.</p><p>E</p><p>Flúor tende a ganhar elétrons mais facilmente do que o bromo, nas ligações químicas.</p><p>A alternativa E está correta.</p><p>Em um mesmo grupo, à medida que subimos a afinidade eletrônica aumenta com a diminuição de camadas,</p><p>pois quanto maior a atração nuclear, maior a tendência em atrair um elétron.</p><p>4. Conclusão</p><p>Considerações finais</p><p>Estudamos a estrutura atômica e os modelos atômicos que mais contribuíram para o modelo atômico atual.</p><p>Vimos a descoberta das partículas com carga negativa (elétron), partículas com carga positiva (prótons) e a</p><p>partícula neutra (nêutron). Acompanhamos desde o modelo de Dalton até o modelo atômico de Bohr.</p><p>Após estudarmos a distribuição eletrônica dos elementos e como esta configuração informa a posição do</p><p>elemento na tabela periódica, percebemos que a tabela periódica é um arranjo dos elementos que reflete suas</p><p>relações de família. Os membros do mesmo grupo normalmente mostram a mesma tendência nas</p><p>propriedades.</p><p>Finalmente, vimos o conceito de propriedades periódicas. Aprendemos a verificar o comportamento do</p><p>tamanho dos elementos, energia de ionização e afinidade eletrônica por meio de uma análise da tabela</p><p>periódica.</p><p>Podcast</p><p>Para encerrar, ouça um resumo sobre os principais assuntos abordados neste conteúdo.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ouvir o áudio.</p><p>Explore +</p><p>Confira o que separamos especialmente para você!</p><p>Conheça mais sobre o estudo da estrutura atômica lendo o artigo: O átomo e a tecnologia, de Mario Tolentino</p><p>e Romeu Rocha-Filho.</p><p>Conheça mais sobre a carga nuclear efetiva lendo o artigo: Carga Nuclear Efetiva e sua consequência para a</p><p>compreensão da estrutura eletrônica dos átomos, de Hélio Duarte.</p><p>Conheça mais sobre a origem da tabela periódica lendo o artigo: Origens e consequências da tabela periódica,</p><p>a mais concisa enciclopédia criada pelo ser humano, de Geraldo de Lima, Luiz Barbosa e Carlos Filgueiras.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.</p><p>BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral. 2. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1986.</p><p>BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química, a Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice</p><p>Hall, 2005.</p><p>RUSSEL, J. B. Química Geral. 5. ed. V. 1. São Paulo: Makron, 1996.</p><p>Ligações químicas e a estrutura das</p><p>moléculas</p><p>Ligações químicas e a estrutura das moléculas; Ligações iônicas e covalentes; Teoria da Ligação de</p><p>Valência; Teoria dos Orbitais Moleculares.</p><p>Prof.ª Marianne Grilo Rezende</p><p>1. Itens iniciais</p><p>Propósito</p><p>Compreender os conceitos relacionados às ligações químicas e os fundamentos teóricos pertencentes à</p><p>correlação entre ligações químicas e a estrutura das moléculas, bem como a aplicabilidade desses princípios</p><p>na área da Química e demais disciplinas.</p><p>Objetivos</p><p>Identificar a natureza das ligações químicas.</p><p>Definir conceitos químicos relacionados à estrutura das moléculas.</p><p>Reconhecer as principais teorias de ligações químicas.</p><p>Introdução</p><p>Em meados do século XIX, uma nova ciência química desenvolvia-se rapidamente por meio de especialistas</p><p>que iniciavam a investigação sobre as forças que mantinham os compostos unidos. August Kekulé e Archibald</p><p>Couper, em 1858, independentes um do outro, propuseram que, em todos os seus compostos, o carbono é</p><p>tetravalente, ou seja, sempre forma quatro ligações quando se une a outros elementos para formar compostos</p><p>estáveis. Segundo Kekulé, os átomos de carbono podem se conectar para formar longas cadeias estendidas</p><p>de átomos. Surgia, então, o conceito de ligação química.</p><p>August Kekulé e Archibald Couper</p><p>August Kekulé (1829-1896), químico alemão que propôs a teoria da tetravalência do carbono, a hipótese</p><p>das ligações múltiplas e a fórmula hexagonal do benzeno.Archibald Scott Couper (1831-1892), químico</p><p>escocês que criou a teoria inicial de estrutura e ligação em química orgânica, além do átomo de carbono</p><p>tetravalente.</p><p>Pouco tempo depois da natureza do carbono tetravalente ter sido proposta, extensões da teoria Kekulé-</p><p>Couper foram desenvolvidas em razão da possibilidade de ligação múltipla entre os átomos. Emil Erlenmeyer</p><p>(1825 -1909), químico alemão que ficou famoso por criar o frasco Erlenmeyer, propôs a ligação tripla carbono-</p><p>carbono para o acetileno, e Alexander Crum Brown propôs a ligação dupla carbono-carbono para o etileno. Em</p><p>1865, Kekulé foi responsável pelo maior avanço, quando sugeriu que as cadeias de átomos de carbono</p><p>poderiam formar anéis de átomos.</p><p>Alexander Crum Brown</p><p>Alexander Crum Brown (1838-1922), químico escocês que se dedicou à química orgânica e</p><p>representação de moléculas.</p><p>Em 1874, Jacobus van’t Hoff e Joseph Le Bel adicionaram uma terceira dimensão às ideias sobre os</p><p>compostos, propondo que as ligações do carbono tinham orientações espaciais específicas. Surge,</p><p>então,</p><p>outro conceito muito importante na química, que auxilia na interpretação das propriedades de várias</p><p>substâncias: a estrutura das moléculas.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Jacobus van’t Hoff e Joseph Le Bel</p><p>Jacobus Henricus van't Hoff (1852-1911), químico neerlandês vencedor do primeiro Nobel de Química. É</p><p>reconhecido por suas descobertas em cinética química, equilíbrio químico, pressão osmótica e</p><p>estereoquímica.Joseph Achille Le Bel (1847-1930), químico francês famoso por seu trabalho em</p><p>estereoquímica.</p><p>Apesar dessas descobertas, ficava ainda a questão: Como os átomos se ligam? E por que se orientam de</p><p>maneiras diferentes no espaço?</p><p>No decorrer deste conteúdo, explicaremos os diferentes tipos de ligações, suas propriedades, como os</p><p>átomos se arranjam em compostos químicos e o que os mantém unidos, além de demonstrar como esses</p><p>fatores influenciam nas propriedades químicas e físicas das moléculas.</p><p>1. As ligações químicas</p><p>A natureza das ligações químicas</p><p>Com o desenvolvimento da mecânica quântica e da resolução da equação de Schrödinger, foi possível</p><p>compreender a relação entre as propriedades químicas dos elementos e a sua estrutura eletrônica. Por sua</p><p>vez, a energia e a forma dos orbitais apresentadas por esses átomos explicam, por exemplo, sua reatividade</p><p>química e a forma como novas substâncias são formadas, introduzindo conceitos importantes como as</p><p>ligações químicas.</p><p>Equação de Schrödinger</p><p>Equação criada nos anos 1920 pelo físico austríaco Erwin Schrödinger (1887-1961), que descreve como</p><p>o estado quântico de um sistema físico muda com o tempo.</p><p>Para explicar o conceito de ligações químicas, é importante falarmos antes sobre os elétrons. Nos átomos, os</p><p>elétrons podem ser divididos em dois grupos:</p><p>Elétrons de valência</p><p>São aqueles da camada mais externa de um</p><p>átomo e que determinam as propriedades</p><p>químicas do átomo.</p><p>Elétrons das camadas internas</p><p>São aqueles das camadas mais internas, não</p><p>estão envolvidos no comportamento químico.</p><p>Gilbert Newton Lewis (1875-1946), físico-químico estadunidense, famoso principalmente pela descoberta da</p><p>ligação covalente e seu conceito de pares de elétrons, introduziu uma maneira útil de se representar os</p><p>elétrons na camada de valência de um átomo. O símbolo do elemento representa o núcleo atômico com os</p><p>elétrons internos. Até oito elétrons de valência, representados por pontos, são colocados, um de cada vez, ao</p><p>redor do símbolo. A essa simbologia damos o nome de símbolos de Lewis (tabela a seguir). A acomodação de</p><p>oito elétrons ao redor do elemento é denominada de octeto de elétrons ou regra do octeto, que demonstra</p><p>uma configuração estável do átomo.</p><p>Colocados</p><p>Imaginando-se que há um quadrado ao redor do símbolo do elemento, os elétrons devem ser colocados</p><p>de forma que haja 1 elétron em cada face antes de se colocar o segundo elétron em uma determinada</p><p>face. No caso de um elemento com 4 elétrons de valência haverá 1 ponto, representando 1 elétron, em</p><p>cada face do quadrado.</p><p>1A</p><p>ns1</p><p>2A</p><p>ns 2</p><p>3A</p><p>ns 2 np 1</p><p>4A</p><p>ns 2 np 2</p><p>5A</p><p>ns 2 np 3</p><p>6A</p><p>ns 2 np 4</p><p>7A</p><p>ns 2 np 5</p><p>8A</p><p>ns 2 np 6</p><p>Tabela: Símbolos de Lewis de Átomos do Grupo Principal.</p><p>Marianne Grilo Rezende.</p><p>Vemos que, com exceção dos gases nobres, a maioria dos elementos da Tabela Periódica tendem a doar ou</p><p>receber elétrons. Esse processo leva à formação de ânions ou cátions, respectivamente. Espera-se, assim,</p><p>que dois íons formados interajam devido às forças de atração de cargas opostas. Podemos definir esta</p><p>interação como uma ligação química.</p><p>Mas, de que maneira os átomos se combinam para formar moléculas, e por que os átomos formam ligações?</p><p>Uma molécula só será formada se esta for mais estável e tiver menor energia do que os átomos individuais.</p><p>Como os átomos de todos os elementos são instáveis (com exceção dos gases nobres), todos eles têm</p><p>tendência de formar moléculas através do estabelecimento de ligações.</p><p>A ligação química, sendo a interação de dois átomos (ou grupo de átomos), está intimamente ligada ao</p><p>rearranjo da estrutura eletrônica, ou melhor, dos elétrons dos átomos dentro de uma nova molécula. O</p><p>potencial de ionização (energia requerida para retirar um elétron do átomo) e a afinidade eletrônica (energia</p><p>liberada quando um átomo recebe um elétron) são duas propriedades periódicas que podem auxiliar a</p><p>compreensão da natureza da ligação química.</p><p>As ligações químicas podem ser classificadas quanto à sua intensidade em:</p><p>ligações primárias ou fortes;</p><p>ligações secundárias ou fracas.</p><p>As ligações primárias são cerca de dez vezes mais fortes do que as ligações secundárias. Veremos, a seguir,</p><p>algumas propriedades das ligações químicas.</p><p>Ordem, comprimento e energia das ligações químicas</p><p>Ordem de ligação</p><p>A ordem de ligação é o número de pares de elétrons de ligação compartilhados por dois átomos em uma</p><p>molécula. Você encontrará ordens de ligação de 1, 2 e 3, bem como ordens de ligação fracionárias. Onde</p><p>houver apenas uma ligação covalente simples entre um par de átomos, a ordem de ligação é 1. Alguns</p><p>exemplos são as ligações em moléculas como H2, NH3 e CH4.</p><p>A ordem de ligação é 2 quando dois pares de elétrons são compartilhados entre átomos, como as ligações</p><p>C=O no CO2 e a ligação C=C no etileno, H2C=CH2. A ordem de ligação é 3 quando dois átomos são</p><p>conectados por três ligações. Os exemplos incluem a ligação carbono-oxigênio no monóxido de carbono, CO,</p><p>e a ligação nitrogênio-nitrogênio no N2.</p><p>Ordem de ligação. As quatro ligações C-H no metano apresentam ordem de ligação</p><p>= 1. As duas ligações C=O do CO2 têm ordem de ligação = 2, enquanto a ligação</p><p>nitrogênio-nitrogênio em N2 tem ordem de ligação = 3.</p><p>As ordens de ligação fracionárias ocorrem nas moléculas e nos íons que possuem estruturas de ressonância.</p><p>Por exemplo, qual é a ordem de ligação para cada ligação oxigênio-oxigênio em O3?</p><p>Cada estrutura de ressonância do O3 tem uma ligação simples O-O e uma ligação dupla O=O, dando um total</p><p>de três pares de ligação compartilhados para duas ligações oxigênio-oxigênio.</p><p>•</p><p>•</p><p>Se definirmos a ordem de ligação entre qualquer par de átomos X e Y ligados como:</p><p>Então veremos que a ordem é 3/2 ou 1,5 para o ozônio.</p><p>Estrutura do O3</p><p>Comprimento de ligação</p><p>O comprimento de ligação (outra propriedade das ligações químicas) é a distância entre os núcleos de dois</p><p>átomos ligados.</p><p>Ordem de ligação</p><p>Ilustração do comprimento de ligação entre átomos A e B.</p><p>Os comprimentos de ligações simples são determinados na maior parte pelos tamanhos dos átomos. A tabela,</p><p>a seguir, lista comprimentos de ligação médios de diversas ligações químicas comuns.</p><p>Comprimentos de Ligações Simples</p><p>Grupo</p><p>1A</p><p>H</p><p>4A</p><p>C</p><p>5A</p><p>N</p><p>6A</p><p>O</p><p>7A</p><p>F</p><p>4A</p><p>Si</p><p>5A</p><p>P</p><p>6A</p><p>S</p><p>7A</p><p>Cl</p><p>7A</p><p>Br</p><p>7A</p><p>I</p><p>H 74 110 98 94 92 145 138 132 127 142 161</p><p>C 154 147 143 141 194 187 181 176 191 210</p><p>N 140 136 134 187 180 174 169 184 203</p><p>O 132 130 183 176 170 165 180 199</p><p>F 128 181 174 168 163 178 197</p><p>Si 234 227 221 216 231 250</p><p>P 220 214 209 224 243</p><p>S 208 203 218 237</p><p>Cl 200 213 232</p><p>Br 228 247</p><p>I 266</p><p>Tabela: Alguns comprimentos de ligação aproximados para ligações simples.</p><p>* Em picnômetros (pm); 1 pm = 10-12m.</p><p>Marianne Grilo Rezende.</p><p>Comprimentos de Ligações Múltiplas</p><p>C=C 134 C≡C 121</p><p>C=N 127 C≡N 115</p><p>C=O 122 C≡O 113</p><p>N=O 115 N≡O 108</p><p>Tabela: Alguns comprimentos de ligação aproximados para ligações múltiplas.</p><p>* Em picnômetros (pm); 1 pm = 10-12m.</p><p>Marianne Grilo Rezende.</p><p>Uma vez que os tamanhos dos átomos variam de acordo com a posição do elemento na Tabela Periódica,</p><p>previsões das tendências no comprimento de ligação podem ser feitas rapidamente.</p><p>Exemplo</p><p>A distância H-X nos haletos do hidrogênio aumenta na ordem prevista pelos tamanhos relativos dos</p><p>halogênios: H-F < H-Cl < H-Br < H-I.</p><p>Do mesmo modo, ligações entre o carbono e outro elemento em um determinado período diminuem da</p><p>esquerda para a direita, de forma previsível como: C-C > C-N > C-O > C-F. As tendências envolvendo ligações</p><p>múltiplas são semelhantes. A ligação C=O</p><p>é mais curta do que a ligação C=S, e a ligação C=N é mais curta do</p><p>que uma ligação C=C.</p><p>O efeito da ordem de ligação no comprimento de ligação é evidente quando ligações entre os mesmos átomos</p><p>são comparadas.</p><p>Exemplo</p><p>As ligações tornam-se mais curtas enquanto a ordem de ligação aumenta na série C-O, C=O e C≡O.</p><p>As ligações duplas são mais curtas do que ligações simples entre o mesmo conjunto de átomos, e as ligações</p><p>triplas entre os mesmos átomos são ainda mais curtas.</p><p>O íon carbonato, CO32-</p><p>O íon carbonato, CO3</p><p>2- possui três estruturas</p><p>de ressonância equivalentes. Ele tem uma</p><p>ordem de ligação CO de 1,33 (ou 4/3) porque</p><p>quatro pares de elétrons ligam o carbono</p><p>central aos três átomos de oxigênio.</p><p>O comprimento da ligação CO (129pm) é</p><p>intermediário entre uma ligação simples C-O</p><p>(143pm) e uma ligação dupla C=O (122pm).</p><p>Energia de ligação</p><p>A energia de dissociação de ligação (terceira propriedade associada às ligações químicas) é simbolizada por</p><p>D, sendo uma variação da entalpia para romper uma ligação em uma molécula com os reagentes e os produtos</p><p>em fase gasosa sob condições padrão.</p><p>Reação em equilíbrio</p><p>Suponha que se deseje romper as ligações carbono-carbono no etano (H3C-CH3), no etileno (H2C=CH2) e no</p><p>acetileno (HC≡CH), para os quais as ordens de ligação são 1, 2 e 3, respectivamente. Pelo mesmo motivo que</p><p>a ligação C-C no etano é a mais longa da série e a ligação C≡C do acetileno é a mais curta, o rompimento da</p><p>ligação requer menos energia para o etano e mais energia para o acetileno.</p><p>A energia fornecida para romper as ligações carbono-carbono deve ser a mesma liberada quando a mesma</p><p>ligação se forma. A formação das ligações a partir de átomos ou radicais na fase gasosa é sempre exotérmica.</p><p>Isso quer dizer que ΔH para a formação de H3C-CH3 a partir de dois radicais CH3(g) é -346kJ/mol. Para o</p><p>rompimento de uma ligação, o inverso é aplicado, ou seja, D apresenta um valor positivo, tendo um caráter</p><p>endotérmico. A tabela, a seguir, mostra algumas energias de ligações médias.</p><p>Ligações Simples</p><p>H C N O F Si P S Cl Br I</p><p>H 436 413 391 463 565 328 322 347 432 366 299</p><p>C 346 305 358 485 - - 272 339 285 213</p><p>N 163 201 283 - - - 192 - -</p><p>O 146 - 452 335 - 218 201 201</p><p>F 155 565 490 284 253 249 278</p><p>Ligações Simples</p><p>H C N O F Si P S Cl Br I</p><p>Si 222 - 293 381 310 234</p><p>P 201 - 326 - 184</p><p>S 226 255 - -</p><p>Cl 242 216 208</p><p>Br 193 175</p><p>I 151</p><p>Tabela: Algumas Energias de Ligações Médias para Ligações Simples (kJ/mol).</p><p>Marianne Grilo Rezende.</p><p>Ligações Múltiplas</p><p>N=N 418 C=C 610</p><p>N≡N 945 C≡C 835</p><p>C=N 615 C=O 745</p><p>C≡N 887 C≡O 1046</p><p>O=O 498</p><p>Tabela: Algumas Energias de Ligações Médias para Ligações Múltiplas (kJ/mol).</p><p>Marianne Grilo Rezende.</p><p>Podemos dizer que, em geral, nas reações químicas, os produtos formados têm energia potencial química</p><p>mais baixa do que os reagentes, além da estrutura apresentar maior estabilidade termodinâmica. A seguir,</p><p>veremos os principais tipos de ligações químicas existentes e entender a teoria por trás dessas interações.</p><p>Ligação iônica</p><p>O sódio metálico reage vigorosamente com o cloro gasoso para formar cloreto de sódio, e o cálcio metálico e</p><p>o oxigênio reagem para formar o óxido de cálcio. Em ambos os casos, o produto é um composto iônico: o NaCl</p><p>contém íons Na+ e Cl-, enquanto o CaO é composto por íons Ca2+ e O2-.</p><p>Para compreender a ligação em compostos iônicos, é útil pensar sobre a energia envolvida em sua formação.</p><p>Primeiro, vamos analisar a variação de energia quando um cátion e um ânion formam uma ligação química e</p><p>então a aplicaremos na formação de um mol de um composto iônico sólido.</p><p>Comecemos perguntando qual é a variação de energia para a formação do par de íons [Na+, Cl-] no estado</p><p>gasoso, a partir de átomos de sódio e de cloro, também na fase gasosa. A energia total dessa reação pode ser</p><p>imaginada como a soma de três etapas individuais:</p><p>1. Formação de Na+</p><p>(g) e um elétron:</p><p>2. Formação de Cl-(g) a partir de um átomo de Cl e um elétron:</p><p>3. Formação do par iônico:</p><p>Um exame das energias dessas três etapas mostra que a formação dos dois íons individualmente é</p><p>endotérmica (Energiaionização + EnergiaAfinidade Eletrônica = +147,0 kJ). A formação desses íons não seria</p><p>favorável se não fosse pelo fato de que a formação do par iônico é um processo muito exotérmico (Energiapar</p><p>iônico tem um grande valor negativo) (imagem a seguir). Portanto, a variação global de energia é:</p><p>A energia associada à formação de [Na+, Cl-](g) não pode ser medida diretamente, mas pode ser calculada a</p><p>partir de uma equação derivada da Lei de Coulomb em que ΔE representa a energia de atração entre pares de</p><p>íons.</p><p>O símbolo C é uma constante, d representa a distância entre os centros dos íons, n é o número de cargas</p><p>positivas (n*) e negativas (n-) em um íon e e- é a carga de um elétron. Como as cargas são de sinais opostos,</p><p>o valor da energia é negativo. Percebe-se, nessa equação, que a energia de atração entre íons de cargas</p><p>opostas depende de dois fatores:</p><p>Energia de lonização de</p><p>Energia par iônico</p><p>O valor de carga dos íons</p><p>Quanto maiores forem as cargas dos íons, maior será a atração, de modo que ΔE tem um valor</p><p>negativo maior. Por exemplo, a atração entre os íons Ca2+ e O2- será quatro vezes maior [(2+)x(2-)]</p><p>do que a atração entre os íons Na+ e os íons Cl-, e a energia será mais negativa por um fator de</p><p>aproximadamente 4.</p><p>A distância entre os íons</p><p>Esta é uma relação inversa porque, à medida que a distância entre os íons aumenta (d se torna maior),</p><p>a força de atração entre os íons declina e a energia fica menos negativa. A distância é determinada</p><p>pelo tamanho dos íons.</p><p>O efeito do tamanho do íon é aparente em uma curva de ΔEpar iônico para os haletos alcalinos. Por exemplo, os</p><p>valores de ΔEpar iônico para os cloretos ficam progressivamente negativos do KCl ao NaCl e ao LiCl porque os</p><p>raios dos íons de metais alcalinos decrescem na ordem K+>Na+>Li+</p><p>( portanto D diminui nessa ordem).</p><p>Quanto menor for o íon positivo, mais negativo será o valor de ΔEpar iônico.</p><p>De forma semelhante, o valor de ΔEpar iônico para os haletos de um determinado íon alcalino torna-se mais</p><p>negativo com uma diminuição no tamanho do íon haleto.</p><p>Diagrama de níveis de energia para a formação do par iônico Na+, Cl-</p><p>Os compostos iônicos existem como sólidos sob condições normais. Suas estruturas contêm íons positivos e</p><p>negativos arranjados em um retículo tridimensional. Os modelos de um pequeno segmento de um retículo de</p><p>NaCl são retratados na figura a seguir. No NaCl cristalino, cada cátion Na+ é cercado por seis ânions Cl-, e seis</p><p>íons Na+ são os vizinhos mais próximos de cada Cl-.</p><p>Modelos do retículo cristalino do cloreto de sódio. O modelo representa apenas uma</p><p>pequena parte do retículo. Idealmente, ele estende-se infinitamente em todas as</p><p>direções.</p><p>Para compostos iônicos, uma quantidade de energia chamada de energia reticular é uma medida da energia</p><p>de ligação. A energia reticular, ΔEretículo, é definida como a energia de formação de um mol de um composto</p><p>iônico cristalino sólido quando íons na fase gasosa se combinam, ou seja, é resultado da atração entre os</p><p>cátions e os ânions em um cristal.</p><p>Os valores de ΔEretículo são intimamente relacionados aos valores de ΔEpar iônico e ambos variam de forma</p><p>previsível com a carga dos íons. O valor de ΔEretículo para MgO (-4050 kJ/mol), por exemplo, é</p><p>aproximadamente quatro vezes mais negativo do que o valor para NaF (-926 kJ/mol), pois as cargas nos íons</p><p>Mg2+ e O2- são cada uma delas duas vezes maior do que aquelas sobre os íons Na+ e F-. O efeito do tamanho</p><p>do íon na energia reticular é também previsível: um retículo construído de íons menores geralmente leva a um</p><p>valor mais negativo para a energia reticular.</p><p>Composto ΔEretículo (kJ/mol)</p><p>LiF -1037</p><p>LiCl -852</p><p>LiBr -815</p><p>LiI -761</p><p>NaF -926</p><p>NaCl -786</p><p>NaBr -752</p><p>NaI -702</p><p>KF -821</p><p>KCl -717</p><p>Energia retículo</p><p>Composto ΔEretículo (kJ/mol)</p><p>KBr -689</p><p>KI -649</p><p>Tabela: Energias de retículo de alguns compostos iônicos.</p><p>elementos são</p><p>Empédocles e Aristóteles. Este último postulou a existência de uma</p><p>substância fundamental capaz de originar todas as outras</p><p>substâncias existentes, e Empédocles formulou a teoria dos quatro</p><p>elementos, que teve uma influência duradoura no pensamento</p><p>científico até os tempos modernos.</p><p>O surgimento da alquimia</p><p>Um período que ainda hoje é questionável quando se trata da evolução</p><p>da química é o que se refere à alquimia, desenvolvida entre árabes e</p><p>europeus nos anos 500 a 1.500 da Era Comum.</p><p>Será que podemos considerar a alquimia uma</p><p>fase da química?</p><p>Existem grupos de estudiosos que dizem que sim; outros não</p><p>reconhecem a alquimia como parte da ciência. Contudo, o que podemos</p><p>afirmar é que existem aspectos que contribuíram para o</p><p>desenvolvimento da química. Nessa fase, os aspectos filosóficos ainda</p><p>A Leucipo</p><p>B Demócrito</p><p>C Robert Boyle</p><p>D John Dalton</p><p>E Empédocles</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 8/58</p><p>estavam fortemente presentes, pois a composição da matéria era</p><p>discutida a partir de concepções filosóficas.</p><p>Alquimista, 1910.</p><p>Os alquimistas, estudiosos da alquimia, tentavam encontrar a chamada</p><p>“pedra filosofal” e o “elixir da longa vida” (poção que tornaria o ser</p><p>humano imortal).</p><p>Mesmo que não tenham conseguido alcançar as suas metas, eles</p><p>desenvolveram algumas operações unitárias e vidrarias que ainda hoje</p><p>são utilizadas, apesar de terem sofrido modificações.</p><p>Por exemplo, a técnica de destilação e os fornos foram elaborados no</p><p>período da Alquimia e contribuíram para o avanço do método</p><p>experimental.</p><p>Pedra �losofal</p><p>Peça particular de matéria que concentraria o espírito universal com</p><p>capacidade de transformar qualquer metal em ouro.</p><p>O alquimista europeu Andreas Libavius se destacou ao escrever o livro</p><p>Alchemia (alquimia). A obra foi um marco importante na evolução da</p><p>química.</p><p>O autor descreveu aparelhos e procedimentos de laboratório, metais,</p><p>minerais e águas minerais. Também relatou procedimentos de preparo</p><p>de substâncias médicas que, posteriormente, serviram de base para a</p><p>latroquímica. Os alquimistas aumentaram a lista dos elementos</p><p>essenciais da matéria, inserindo o enxofre e o mercúrio aos quatro</p><p>elementos já citados (fogo, água, ar e terra), dando origem à teoria</p><p>“enxofre-mercúrio”. A nova teoria dizia que toda matéria era composta</p><p>por proporções diferentes de enxofre (associado à combustão) e</p><p>mercúrio (associado à metalicidade). A partir dessa teoria, os</p><p>alquimistas tentaram sintetizar vários metais.</p><p>Latroquímica</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 9/58</p><p>Ramo da Química a serviço da Medicina. Atualmente, conhecemos</p><p>como Química Medicinal.</p><p>Alquimista europeu Andreas Libavius.</p><p>Atividade 2</p><p>Ao longo da história, a alquimia serviu à busca humana pelo</p><p>entendimento da natureza. Qual das técnicas listadas a seguir, aplicada</p><p>até os dias atuais, foi desenvolvida e utilizada pelos alquimistas para</p><p>separar e purificar substâncias, contribuindo para a evolução da química</p><p>como ciência?</p><p>A Filtração</p><p>B Decantação</p><p>C Evaporação</p><p>D Destilação</p><p>E Cristalização</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 10/58</p><p>Parabéns! A alternativa D está correta.</p><p>A destilação foi uma técnica alquímica que permitia a separação de</p><p>misturas complexas e a purificação de substâncias. Ao aquecer</p><p>uma mistura e condensar os vapores resultantes, os alquimistas</p><p>podiam isolar componentes específicos, avançando no</p><p>entendimento dos elementos. Embora as demais alternativas sejam</p><p>métodos de separação utilizados em química, a destilação se</p><p>destaca por sua importância histórica e sua contribuição para o</p><p>desenvolvimento da química como ciência.</p><p>A química como ciência</p><p>moderna</p><p>Com o surgimento do método experimental, cientistas, e não mais</p><p>filósofos ou alquimistas, buscaram, racionalmente, catalogar dados,</p><p>derrubando, assim, os mitos da alquimia.</p><p>Retrato presumido do Doutor Paracelso (1493-1541), uma das muitas cópias anônimas do</p><p>século XVII.</p><p>No século XVI, Paracelso (1493-1541) acrescentou um princípio, o sal,</p><p>ao enxofre e ao mercúrio, o que durou até o surgimento da química</p><p>moderna.</p><p>O sal proposto por Paracelso seria responsável pela estabilidade da</p><p>matéria. Ele também contribuiu com a latroquímica, com o</p><p>aprimoramento das práticas medicinais, e a farmacologia. Podemos</p><p>dizer que surge, então, a indústria de medicamentos.</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 11/58</p><p>Substâncias como sal de cobre, sal de zinco e cobalto de bismuto</p><p>também foram estudadas por Paracelso.</p><p>Foi no século XVIII, com o desenvolvimento da física (primeira ciência</p><p>moderna consagrada no século XVII), que a química foi consagrada</p><p>como ciência moderna. Filósofos envolvidos com o conhecimento da</p><p>física, como Francis Bacon (1561-1626) e René Descartes (1596-1650),</p><p>tiveram papel importante nesse processo.</p><p>Francis Bacon</p><p>Propôs que, para se conhecer a natureza, era necessário observar os</p><p>fatos, classificá-los e determinar suas causas.</p><p>René Descartes</p><p>Propôs que os fenômenos fossem explicados a partir de três conceitos:</p><p>extensão, figura e movimento.</p><p>Não podemos deixar de citar alguns cientistas que empregavam</p><p>procedimentos já voltados para a ciência moderna, experimentos</p><p>controlados e raciocínio indutivo, mas sem abandonar o discurso</p><p>alquimista. São eles:</p><p>Foi considerado por alguns como o “último alquimista” e, por</p><p>outros, como o “pai da química moderna”, sendo responsável</p><p>pelos avanços nos estudos experimentais dos fenômenos</p><p>químicos. Esse químico inglês escreveu o livro The Sceptical</p><p>Chemist (“O químico cético” ou “O químico que não confia”), que</p><p>criticou a teoria dos quatro elementos e os três princípios de</p><p>Paracelso.</p><p>Robert Boyle </p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 12/58</p><p>Além disso, inseriu os conceitos de mistura e composto, e</p><p>sugeriu que a matéria seria composta por corpúsculos de</p><p>diferentes tipos e tamanhos, já se aproximando do conceito atual</p><p>de átomos. Seu trabalho mais conhecido foi denominado lei de</p><p>Boyle-Mariotte. Essa lei trata da relação entre a pressão e o</p><p>volume de uma massa de gás a temperatura constante.</p><p>Era médico e químico. Propôs a primeira teoria sobre o</p><p>fenômeno de combustão, que dizia que, ao ser efetuada a</p><p>queima de uma substância, esta perdia flogisto (material invisível</p><p>liberado na queima da substância combustível) na forma de luz e</p><p>calor.</p><p>Segundo a teoria do flogisto, toda substância combustível era</p><p>formada por dois componentes, a cinza e o flogístico. Stahl</p><p>estudou o aquecimento de metais ao ar (calcinação), por meio</p><p>do qual era obtido a cal, que, nesse caso, seria o metal sem</p><p>flogisto. Stahl não conseguiu explicar como a massa obtida da</p><p>cal era maior do que a do metal de partida, sendo essa teoria</p><p>desbancada com os estudos de Lavoisier.</p><p>Era químico. Contribuiu para a elaboração de técnica para a</p><p>coleta de gases usada por Lavoisier e outros cientistas.</p><p>Era físico e químico. Descobriu o gás hidrogênio e concluiu que a</p><p>água era composta por hidrogênio e flogisto.</p><p>Era teólogo e filósofo. Descobriu o oxigênio por meio do</p><p>aquecimento do óxido de mercúrio. Priestley também sintetizou</p><p>o ácido clorídrico, óxido nitroso, óxido nítrico e dióxido de</p><p>enxofre.</p><p>Era químico e farmacêutico. Descobriu o cloro, o manganês e o</p><p>bário, porém não recebeu crédito por essas descobertas.</p><p>George Ernest Stahl </p><p>Stephen Hales </p><p>Henry Cavendish </p><p>Joseph Priestley </p><p>Karl Wilhem Scheele </p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 13/58</p><p>Inúmeros cientistas contribuíram para a evolução da ciência, mas foram</p><p>os trabalhos de Lavoisier</p><p>Marianne Grilo Rezende.</p><p>Estruturas de Lewis e ligação covalente</p><p>Veremos agora outro tipo de ligação química extremamente comum, a ligação covalente. Uma ligação</p><p>covalente resulta quando um ou mais pares de elétrons são compartilhados entre dois átomos. Assim, o par</p><p>de elétrons entre os dois átomos de uma molécula de H2 é representado por um par de pontos ou,</p><p>alternativamente, uma linha.</p><p>Ligação de um par de elétrons.</p><p>Essas representações são chamadas de estruturas eletrônicas de Lewis, ou simplesmente estruturas de</p><p>Lewis, as quais podem ser desenhadas começando com símbolos de Lewis para os átomos e arranjando os</p><p>elétrons de valência para formar ligações.</p><p>Para criar a estrutura de Lewis para o F2, começamos com o símbolo de Lewis para o átomo de flúor, que é um</p><p>elemento do Grupo 7A e possui 7 elétrons de valência. O símbolo de Lewis mostra que o átomo de F apresenta</p><p>um único elétron desemparelhado, ao lado de três pares de elétrons. No F2, os elétrons desemparelhados, um</p><p>de cada átomo de F, emparelham-se na ligação covalente.</p><p>Estrutura de Lewis para o F2</p><p>Na estrutura de Lewis do F2, o par de elétrons da ligação F-F é o par de ligação ou par ligado. Os outros seis</p><p>pares residem em átomos individuais e são chamados de pares isolados. Como eles não estão envolvidos na</p><p>ligação, também são chamados de elétrons não ligantes.</p><p>O dióxido de carbono, CO2, e o dinitrogênio, N2, são exemplos importantes de moléculas em que os átomos</p><p>apresentam ligações múltiplas, ou seja, compartilham mais de um par de elétrons.</p><p>Dióxido de carbono, CO2, e dinitrogênio, N2.</p><p>No dióxido de carbono, o átomo de carbono compartilha dois pares de elétrons com cada átomo de oxigênio,</p><p>portanto ligado a cada O por uma ligação dupla. A camada de valência de cada átomo de oxigênio no CO2 tem</p><p>dois pares de ligação e dois pares isolados. No dinitrogênio, os dois átomos de nitrogênio compartilham três</p><p>pares de elétrons, logo estão ligados por uma ligação tripla. Além disso, cada átomo de N possui um único par</p><p>isolado.</p><p>Octeto de elétrons ao redor de cada átomo de O, de C e de N</p><p>Há uma aproximação sistemática para se construir as estruturas de Lewis de moléculas e de íons. Vamos</p><p>tomar o formaldeído, CH2O, como exemplo.</p><p>Átomo central</p><p>1. Escolha um átomo central.</p><p>O átomo central é geralmente aquele com a afinidade eletrônica mais</p><p>baixa. No CH2O, por exemplo, o átomo central é C.</p><p>Elétrons de valência</p><p>2. Determine o número total de elétrons de valência na molécula ou íon.</p><p>Em uma molécula neutra, esse número será a soma dos elétrons de</p><p>valência de cada átomo. Para um ânion, adicione o número de elétrons</p><p>igual à carga negativa; para um cátion, subtraia o número de elétrons</p><p>igual à carga positiva. O número de pares de elétrons de valência será</p><p>metade do número total de elétrons de valência. Para CH2O:</p><p>Ligação simples</p><p>3. Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados para</p><p>formar uma ligação simples.</p><p>Aqui, três pares de elétrons são usados para fazer três ligações simples</p><p>(que são representadas por linhas únicas). Falta usar três pares de</p><p>elétrons.</p><p>Átomo terminal</p><p>4. Use todos os pares de elétrons como pares isolados em torno de cada</p><p>átomo terminal (exceto H) de modo que cada átomo esteja rodeado por</p><p>oito elétrons.</p><p>Feito isso, se houver elétrons sobrando, atribua-os ao átomo central. Se</p><p>o átomo central for um elemento do terceiro período ou de um período</p><p>maior, ele pode acomodar mais de oito elétrons.</p><p>Neste caso, todos os seis pares foram atribuídos, mas o átomo de</p><p>carbono tem participação em apenas três deles.</p><p>Ligações múltiplas</p><p>5. Se o átomo central tiver menos que oito elétrons nesse ponto, mova</p><p>um ou mais pares isolados dos átomos terminais para uma posição</p><p>intermediária entre o átomo central e o terminal para formar ligações</p><p>múltiplas.</p><p>Alguns compostos e íons comuns formados a partir de elementos do segundo período e hidrogênio são</p><p>mostrados na tabela a seguir. Suas estruturas de Lewis ilustram o fato de que o símbolo de Lewis para um</p><p>elemento é um guia útil na determinação do número de ligações formadas pelo elemento.</p><p>Tabela: Compostos e íons Comuns que contêm hidrogênio e elementos do segundo</p><p>período.</p><p>Caso não haja nenhuma carga, o nitrogênio tem cinco elétrons de valência. Dois elétrons como par isolado,</p><p>enquanto outros três como elétrons desemparelhados. Para alcançar um octeto é necessário emparelhar cada</p><p>um dos elétrons desemparelhados com um elétron do outro átomo.</p><p>Assim, espera-se que N forme três ligações em moléculas sem cargas, e isso é o que de fato ocorre. De</p><p>maneira semelhante, espera-se que o carbono forme quatro ligações; o oxigênio, duas; e o flúor, uma.</p><p>Ligações formadas pelo carbono, nitrogênio, oxigênio e flúor</p><p>Os hidrocarbonetos são compostos formados por carbono e hidrogênio, e os primeiros dois membros da série</p><p>denominada alcanos são CH4 e C2H6. Qual é a estrutura de Lewis do terceiro membro da série, o propano,</p><p>C3H8? Podemos confiar na ideia de que os átomos dessa série formam ligações de maneira previsível. Espera-</p><p>se que o carbono forme quatro ligações, e que o hidrogênio pode ligar-se a somente outro átomo. Dessa</p><p>forma, o único arranjo possível seria:</p><p>Propano, C3H8</p><p>Abordaremos agora os ácidos e suas estruturas. Na ausência de água, esses ácidos são compostos</p><p>moleculares covalentemente ligados.</p><p>Oxiácido</p><p>HNO3</p><p>Ânion</p><p>NO3</p><p>-</p><p>Oxiácido</p><p>H3PO4</p><p>Ânion</p><p>PO4</p><p>3-</p><p>Oxiácido</p><p>H2SO4</p><p>Ânion</p><p>HSO4</p><p>-</p><p>Ânion</p><p>SO4</p><p>2-</p><p>Oxiácido</p><p>HClO4</p><p>Oxiácido</p><p>HOCl</p><p>Ânion</p><p>ClO4</p><p>-</p><p>Ânion</p><p>OCl-</p><p>Uma estrutura de Lewis para o íon nitrato, por exemplo, pode ser criada usando-se as diretrizes descritas</p><p>anteriormente neste tópico. O resultado é uma estrutura com duas ligações simples N-O e uma ligação dupla</p><p>N=O. Para formar o ácido nítrico, um íon hidrogênio é unido a um dos átomos de O que tem ligação simples ao</p><p>N central.</p><p>Estrutura de Lewis para o íon nitrato</p><p>Embora a maioria dos compostos e dos íons moleculares obedeça à regra do octeto, há algumas exceções,</p><p>incluindo as moléculas e os íons que possuem menos do que quatro pares de elétrons em um átomo central,</p><p>aqueles que têm mais do que quatro pares e aqueles que têm um número ímpar de elétrons.</p><p>Ligações coordenadas e outros tipos de ligação química</p><p>Ligação coordenada</p><p>O boro, um não metal do Grupo 3A, possui três elétrons na valência, assim espera-se que ele forme três</p><p>ligações covalentes com outros elementos não metálicos. Isso resulta em uma camada de valência com</p><p>somente seis elétrons para o boro em seus compostos, dois a menos do que um octeto.</p><p>Trifluoreto de boro e ácido bórico</p><p>Ácido bórico</p><p>Os compostos de boro, como o BF3, em que faltam dois elétrons para se completar um octeto, podem ser</p><p>bastante reativos. O átomo de boro pode acomodar um quarto par de elétrons, mas somente quando esse par</p><p>é fornecido por um outro átomo. A amônia, por exemplo, reage com o BF3. A ligação entre os átomos de B e N</p><p>utiliza um par de elétrons originado do átomo de N. A reação de um íon F- com o BF3 para formar o íon BF4</p><p>- é</p><p>outro exemplo.</p><p>Amônia (NH3) reagindo com um composto do Boro (BF3).</p><p>Se o par de elétrons de ligação origina-se em um dos átomos ligados, a ligação é chamada de ligação</p><p>covalente coordenada. Em estruturas de Lewis, uma ligação covalente coordenada pode ser designada por</p><p>uma seta que aponta para fora do átomo que doa o par de elétrons.</p><p>Os elementos no terceiro período ou em períodos mais elevados frequentemente formam compostos e íons</p><p>em que o elemento central é cercado por mais do que quatro pares de elétrons de valência, conforme</p><p>podemos ver a seguir.</p><p>Tabela: Estruturas de Lewis em que o átomo central excede um octeto.</p><p>Nesses casos, observamos que a regra do octeto não é respeitada. Como exemplo, considere o hexafluoreto</p><p>de enxofre, SF6, gás formado pela reação do enxofre com excesso de gás flúor. O enxofre é o átomo central</p><p>nesse composto, e o flúor liga-se tipicamente a apenas outro átomo com uma ligação simples de um par de</p><p>elétrons (como em HF e CF4).</p><p>Seis ligações S-F são necessárias no SF6, de modo que haverá</p><p>seis pares de elétrons na camada de valência</p><p>do átomo de enxofre. Outra exceção à regra do octeto são moléculas que apresentam número ímpar de</p><p>elétrons. Vejamos o exemplo de dois óxidos de nitrogênio -NO, com 11 elétrons de valência e NO2, com 17.</p><p>Mesmo que NO2 não obedeça à regra do octeto, uma estrutura de Lewis pode ser escrita que representa de</p><p>forma aproximada as ligações na molécula. Essa estrutura coloca o elétron desemparelhado no átomo de</p><p>nitrogênio. Duas estruturas de ressonância mostram que as ligações nitrogênio-oxigênio são equivalentes.</p><p>Estruturas de ressonância do dióxido de nitrogênio</p><p>Se um par de ligação não for compartilhado igualmente entre os átomos, os elétrons de ligação estarão mais</p><p>próximos de um dos átomos. O átomo para o qual o par é deslocado tem uma parcela maior do par de elétrons</p><p>e adquire, assim, uma carga parcial negativa. Ao mesmo tempo, o átomo do outro lado da ligação tem uma</p><p>parcela menor do par de elétrons e, assim, adquire uma carga parcial positiva.</p><p>A ligação entre dois átomos tem uma extremidade positiva e uma extremidade negativa, isto é, tem polos</p><p>negativo e positivo, sendo uma ligação covalente polar (O termo dipolar — que tem dois polos — também é</p><p>usado). Se não houver nenhum deslocamento líquido do par de ligação do elétron, a ligação é covalente</p><p>apolar.</p><p>Uma ligação covalente polar. O elemento A possui uma parcela maior dos elétrons</p><p>de ligação e o elemento B uma parcela menor. O resultado é que A apresenta uma</p><p>carga parcial negativa (-δ) e B, uma carga parcial positiva (+δ)</p><p>Em compostos iônicos, o deslocamento do par de ligação para um dos dois átomos é essencialmente</p><p>completo, e os símbolos (+) e (– ) são escritos ao lado do símbolo do átomo nas estruturas de Lewis. Para uma</p><p>ligação covalente polar, a polaridade é indicada escrevendo-se os símbolos +δ e -δ ao lado dos símbolos do</p><p>átomo, em que δ (letra grega delta) significa uma carga parcial, conforme imagem anterior.</p><p>Estrutura de Lewis dos compostos NaCl, HF e F2 e as respectivas ligações químicas</p><p>envolvidas</p><p>O fluoreto de hidrogênio, a água e a amônia são três moléculas simples que apresentam ligações covalentes</p><p>polares:</p><p>Três moléculas simples com ligações covalentes polares. Em cada caso, F, O e N são</p><p>mais eletronegativos do que H.</p><p>O conceito de eletronegatividade dos átomos é extremamente importante para a definição se uma ligação terá</p><p>mais caráter covalente ou iônico. Assim, como, através dele, é possível prever tendências na polaridade da</p><p>ligação em grupos de compostos relacionados. Entre os haletos de hidrogênio, por exemplo, a tendência na</p><p>polaridade é HF>HCl>HBr>HI.</p><p>Outros tipos de ligações químicas</p><p>Existem ainda subdivisões das ligações iônicas e covalentes que são utilizadas na química com frequência: as</p><p>ligações metálicas e as interações intermoleculares. De maneira semelhante, essas ligações se constituem a</p><p>partir da interação entre átomos e seus elétrons, porém apresentam algumas particularidades que serão</p><p>discutidas brevemente.</p><p>Ligações metálicas</p><p>São constituídas a partir da ligação entre dois</p><p>metais que se agrupam de forma geométrica</p><p>formando uma estrutura reticular cristalina</p><p>semelhante a apresentada para os compostos</p><p>iônicos.</p><p>Interações intermoleculares</p><p>Podem ser classificadas em três tipos: dipolo</p><p>induzido, ligações de hidrogênio e dipolo</p><p>permanente, que basicamente são formadas</p><p>através de compostos formados por ligações</p><p>covalentes que interagem entre si.</p><p>A tabela, a seguir, demonstra as energias de ligação e temperatura de fusão de alguns compostos e suas</p><p>ligações químicas envolvidas, demonstrando algumas diferenças nas propriedades das diferentes ligações</p><p>químicas.</p><p>Tipo de Ligação Substância Energia de Ligação</p><p>(kcal/mol)</p><p>Temperatura de Fusão</p><p>(ºC)</p><p>Iônica NaCl</p><p>MgO</p><p>640</p><p>1000</p><p>801</p><p>2800</p><p>Covalente Si</p><p>C</p><p>450</p><p>713</p><p>1410</p><p>>3550</p><p>Metálica Al</p><p>Fe</p><p>324</p><p>406</p><p>660</p><p>1538</p><p>Interações</p><p>intermoleculares</p><p>Ar</p><p>Cl2</p><p>NH3</p><p>H2O</p><p>7.7</p><p>31</p><p>35</p><p>51</p><p>-189</p><p>101</p><p>-78</p><p>0</p><p>Tabela: Energias de ligação e pontos de fusão de algumas substâncias.</p><p>Marianne Grilo Resende.</p><p>Interações intermoleculares</p><p>Neste vídeo, o especialista explicará o que são as forças intermoleculares, diferenciando-as e trazendo</p><p>exemplos de como as mesmas afetam propriedades físicas e químicas das substâncias.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>Ordem, comprimento e energia das ligações químicas</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Ligação iônica</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Estruturas de Lewis e ligação covalente</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Ligações coordenadas e outros tipos de ligação química</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o aprendizado</p><p>Questão 1</p><p>Para interpretar as propriedades das diversas substâncias, é necessário conhecer as ligações entre os átomos</p><p>e entre as respectivas moléculas. Em relação à ligação entre átomos, pode-se afirmar que:</p><p>A</p><p>Entre átomos ligados, predominam as forças de atração.</p><p>B</p><p>Quando se forma uma ligação entre átomos, o sistema formado atinge o máximo de energia.</p><p>C</p><p>As atrações e repulsões em uma molécula não são só de natureza eletrostática.</p><p>D</p><p>Entre átomos ligados, há equilíbrio entre as atrações e as repulsões eletrostáticas.</p><p>E</p><p>Entre átomos ligados, predominam as forças de repulsão.</p><p>A alternativa D está correta.</p><p>Os átomos são formados por cargas elétricas e são as forças elétricas entre as partículas que levam a</p><p>formação de ligações químicas. Por isso, todas as ligações químicas são de natureza eletrostática. Os</p><p>átomos apresentam forças "de": repulsão entre os núcleos (cargas positivas), repulsão entre os elétrons</p><p>(cargas negativas) e atração entre núcleos e elétrons (cargas positivas e negativas). Em todos os sistemas</p><p>químicos, os átomos procuram ficar mais estáveis, e essa estabilidade é obtida em uma ligação química. A</p><p>estabilidade ocorre devido ao equilíbrio entre as forças de atração e de repulsão, pois os átomos alcançam</p><p>um estado de menor energia.</p><p>Questão 2</p><p>Faça a correspondência correta entre as frases da coluna da esquerda e o tipo de ligação da coluna da direita</p><p>e assinale a alternativa que demonstra a ordem correta dessa correlação:</p><p>I. Entre átomos de Na ( ) Ligação covalente simples</p><p>II. Entre átomos de Cl ( ) Ligação covalente dupla</p><p>III. Entre átomos de O ( ) Ligação metálica</p><p>IV. Entre átomos de N ( ) Ligação iônica</p><p>V. Entre átomos de Na e Cl ( ) Ligação covalente tripla</p><p>A</p><p>I, II, III, IV e V.</p><p>B</p><p>II, III, I, V e IV.</p><p>C</p><p>II, I, III, IV e V.</p><p>D</p><p>V, II, III, IV, I.</p><p>E</p><p>III, IV, V, I e II.</p><p>A alternativa B está correta.</p><p>Átomos do metal sódio (Na) ligam-se entre si através de ligações metálicas, e a interação entre cargas</p><p>positivas e negativas faz aumentar a estabilidade do conjunto. A ligação entre átomos de cloro (Cl) ocorre</p><p>através do compartilhamento de um único par de elétrons com consequente formação de uma ligação</p><p>covalente simples. Para os átomos de oxigênio (O) e nitrogênio (N), observamos ligações covalentes duplas</p><p>e triplas, respectivamente, pois temos o envolvimento de 2 e 3 pares de elétrons ligantes. Por fim, a ligação</p><p>entre átomos de sódio e cloro é considerada iônica, pois é estabelecida através de íons positivos (cátions)</p><p>e íons negativos (ânions) por meio da transferência de elétrons.</p><p>2. Conceitos fundamentais e geometria molecular</p><p>As estruturas e a carga formal</p><p>As estruturas das moléculas</p><p>Aprendemos, até então, o que são ligações químicas, as propriedades a elas relacionadas, as principais</p><p>ligações envolvidas em compostos químicos, além de entender suas diferentes características. Neste módulo,</p><p>veremos com mais detalhes sobre as estruturas das moléculas, entendendo os conceitos que estão</p><p>envolvidos em sua geometria espacial.</p><p>O termo estrutura química é utilizado tanto para se referir à geometria molecular quanto à</p><p>estrutura</p><p>eletrônica.</p><p>A estrutura molecular é formada pelo agrupamento de diversas moléculas constituídas, por sua vez, por um</p><p>número limitado de átomos fortemente ligados entre si, através de ligações químicas.</p><p>Esses átomos estão distribuídos espacialmente, podendo assumir diferentes formas geométricas, como:</p><p>linear.</p><p>angular.</p><p>trigonal plana.</p><p>piramidal.</p><p>tetraédrica.</p><p>A essa orientação dos átomos no espaço damos o nome de geometria molecular.</p><p>Carga formal</p><p>A análise mais detalhada de moléculas covalentemente ligadas revela que os elétrons de valência não estão</p><p>distribuídos entre os átomos de forma tão uniforme quanto as estruturas de Lewis possam sugerir. Alguns</p><p>átomos podem apresentar uma ligeira carga negativa, e outros, uma ligeira carga positiva. Isso ocorre porque</p><p>o par, ou pares, de elétrons em uma ligação pode ser atraído mais fortemente por um átomo do que por outro.</p><p>A maneira através da qual os elétrons são distribuídos na molécula é chamada distribuição de carga.</p><p>As cargas positivas ou negativas em uma molécula ou em um íon influenciarão, entre outras coisas, o local em</p><p>que as reações ocorrem.</p><p>Um íon positivo H+ se ligará ao O ou ao Cl ou ao OCl? O produto é HOCl ou HClO?</p><p>É razoável esperarmos que o H+ se ligue ao átomo mais negativamente carregado. Podemos prever isso</p><p>avaliando as cargas formais dos átomos nas moléculas e nos íons.</p><p>A carga formal para um átomo em uma molécula ou em um íon é a carga calculada para esse átomo com base</p><p>na estrutura de Lewis da molécula ou íon usando a equação a seguir:</p><p>Nessa equação:</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Elétrons de valência -[número do (número de )</p><p>O número de elétrons de valência pode ser indicado pelo número do grupo ao qual o elemento</p><p>pertence. Por exemplo, os elementos do grupo 1 possuem 1 elétron de valência. Já os elementos do</p><p>grupo 17, possuem 7 elétrons de valência.</p><p>Número de EPI = número de elétrons em pares isolados no átomo.</p><p>Número de EL = número de elétrons de ligação ao redor de um átomo.</p><p>O termo entre colchetes é o número de elétrons atribuídos pela estrutura de Lewis a um átomo em uma</p><p>molécula ou em um íon. A diferença entre esse termo e os elétrons de valência do elemento é a carga formal.</p><p>Um átomo será positivo se ele ceder mais elétrons à ligação do que receber de volta quando em uma molécula</p><p>ou íon. A carga formal do átomo será negativa se o inverso for verdadeiro.</p><p>A soma das cargas formais dos átomos em uma molécula ou em um íon é sempre igual à carga</p><p>líquida na molécula ou no íon.</p><p>Considere o íon hidróxido. O oxigênio está no grupo 6A ou 16, portanto, tem seis elétrons de valência. No íon</p><p>hidróxido, entretanto, sete elétrons podem ser atribuídos ao oxigênio (seis elétrons em pares isolados e um</p><p>elétron da ligação), assim o átomo tem uma carga formal de -1. O átomo de O “formalmente” ganhou um</p><p>elétron como parte do íon hidróxido, como vemos a seguir.</p><p>Cálculo da carga formal para o íon hidróxido</p><p>A carga formal no átomo de hidrogênio no OH- é zero (temos -1 para o oxigênio e 0 para o hidrogênio, o que</p><p>iguala a carga líquida de -1 para o íon). Uma importante conclusão que podemos obter disso é que se um íon</p><p>H+ se aproximar de um íon OH-, ele se unirá ao átomo de O. Isso naturalmente leva à formação de água.</p><p>As cargas formais podem ser calculadas para espécies mais complexas, como o íon nitrato. Usando uma das</p><p>estruturas de ressonância para o íon, encontramos que o átomo central de N possui uma carga formal de +1, e</p><p>os átomos de O ligados ao N por meio de ligações simples têm ambos uma carga formal de -1. O átomo de O</p><p>duplamente ligado ao N não possui nenhuma carga. A carga líquida para o íon é, portanto, igual a -1.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Cálculo da carga formal para o íon nitrato</p><p>Mas será que isso é uma representação razoável da distribuição de cargas para o íon nitrato?</p><p>Não. O problema é que a verdadeira estrutura do íon nitrato é um híbrido de três estruturas de ressonância</p><p>equivalentes. Como os três átomos de O no NO3</p><p>- são equivalentes, a carga em um átomo de oxigênio não</p><p>deve ser diferente daquela para os outros dois. Isso pode ser solucionado, entretanto, se considerarmos uma</p><p>carga forma média de – (2/3) para cada átomo de oxigênio. A soma das cargas dos três átomos de oxigênio e</p><p>a carga +1 do átomo de nitrogênio daria então -1, a carga do íon.</p><p>Usar somente cálculos de cargas formais para localizar o local de uma carga em um íon pode, às vezes, levar a</p><p>resultados que parecem incorretos. O íon BF4</p><p>- ilustra esse ponto. O boro tem uma carga formal de -1 nesse</p><p>íon, enquanto a carga formal calculada para os átomos de flúor é 0. Isso não é lógico: o flúor é o átomo mais</p><p>eletronegativo, de modo que a carga negativa deve residir em F e não em B.</p><p>Linus Pauling propôs uma ideia importante que se aplica ao problema com BF4- e com todas as</p><p>moléculas restantes: o princípio da eletroneutralidade. Ele declarou que os elétrons em uma</p><p>molécula estão distribuídos de tal forma que as cargas nos átomos fiquem a mais próximas possível</p><p>do zero. Além disso, quando uma carga negativa ocorre, deve ser colocada no átomo menos</p><p>eletronegativo. Para BF4-, isso significa que a carga negativa não deve estar situada no átomo do</p><p>boro sozinho, mas ser espalhada sobre os átomos mais eletronegativos de F.</p><p>Considerar conjuntamente os conceitos de eletronegatividade e da carga formal pode também ajudar a</p><p>decidir qual das diversas estruturas de ressonância é a mais importante. Observe a imagem a seguir:</p><p>Estrutura de Lewis para CO2, seguindo o princípio da eletroneutralidade.</p><p>Ao desenhar a estrutura de Lewis para o CO2, a estrutura A é a escolha lógica. Mas o que há de errado com a</p><p>estrutura B, em que cada átomo também tem um octeto de elétrons?</p><p>Na estrutura A, cada átomo tem uma carga formal igual a 0, uma situação favorável. Em B, entretanto, um</p><p>átomo de oxigênio tem carga formal +1 e o outro -1, contrariando o princípio da eletroneutralidade. Além disso,</p><p>em B há uma carga positiva em um átomo muito eletronegativo. Assim, podemos concluir que B é uma</p><p>estrutura menos satisfatória que A.</p><p>Ressonância e VSEPR</p><p>Ressonância</p><p>O ozônio, O3, gás instável azul, diamagnético com um odor pungente característico, protege a Terra e seus</p><p>habitantes da radiação ultravioleta intensa do Sol. Há duas maneiras possíveis de se escrever a estrutura de</p><p>Lewis para a molécula.</p><p>Maneiras alternativas de se escrever a estrutura de Lewis do ozônio</p><p>Essas estruturas são equivalentes, visto que cada uma delas apresenta uma dupla ligação de um lado do</p><p>átomo central de oxigênio e uma ligação simples do outro. Se qualquer uma fosse a estrutura verdadeira do</p><p>ozônio, uma das ligações deveria ser mais curta do que a outra, porém a estrutura real do ozônio mostra que</p><p>este não é o caso. A conclusão é que nenhuma dessas estruturas de Lewis representa corretamente as</p><p>ligações no ozônio.</p><p>Linus Pauling propôs a teoria da ressonância para resolver o problema.</p><p>As estruturas de ressonância representam a ligação em uma molécula ou em um íon quando uma</p><p>única estrutura de Lewis não descreve precisamente a estrutura eletrônica verdadeira.</p><p>As estruturas alternativas mostradas para o ozônio são chamadas de estruturas de ressonância. Elas possuem</p><p>padrões de ligação idênticos e energias iguais. A verdadeira estrutura da molécula do ozônio é um híbrido de</p><p>ressonância das estruturas de ressonância equivalentes.</p><p>O benzeno é um exemplo clássico em que a ressonância é usada para representar uma estrutura. A molécula</p><p>do benzeno é um anel de seis membros de átomos de carbono com seis ligações carbono-carbono</p><p>equivalentes. As ligações do carbono-carbono têm 144pm de comprimento, valor intermediário entre o</p><p>comprimento médio de uma ligação dupla C=C (134pm) e uma ligação simples C-C (154pm).</p><p>Estruturas de ressonância do benzeno</p><p>Duas estruturas de ressonância que diferem somente na colocação das ligações duplas podem ser escritas</p><p>para a molécula. Um híbrido dessas duas estruturas, entretanto, dá uma molécula com seis ligações carbono-</p><p>carbono equivalentes.</p><p>Vamos aplicar</p><p>os conceitos de ressonância para descrever as ligações no íon carbonato, CO3</p><p>2-, um ânion com</p><p>24 elétrons de valência.</p><p>Estruturas de ressonância do íon CO32-</p><p>Podemos desenhar três estruturas equivalentes para esse íon, diferindo somente na posição da ligação dupla</p><p>C=O. Isso se enquadra na situação clássica de ressonância, portanto é correto concluirmos que nenhuma</p><p>estrutura única descreve corretamente esse íon. Em vez disso, a estrutura verdadeira é uma média das três</p><p>estruturas, o que está de acordo com os resultados experimentais. No íon CO3</p><p>2-, as três distâncias de ligação</p><p>carbono-oxigênio são de 129pm, valor intermediário entre a ligação simples C-O (143pm) e a ligação dupla</p><p>C=O (122pm).</p><p>Teoria da Repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR –</p><p>Valence Shell Electron Pair Repulsion)</p><p>Uma razão importante para se desenhar estruturas de Lewis é poder prever a geometria tridimensional das</p><p>moléculas e dos íons. Como as propriedades físicas e químicas dos compostos são ligados a suas estruturas,</p><p>trata-se de um assunto de grande importância.</p><p>O modelo de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR) fornece um método confiável de</p><p>se prever as formas das moléculas e dos íons poliatômicos.</p><p>O modelo VSEPR é baseado na ideia de que pares de elétrons isolados e de ligação na camada de</p><p>valência de um elemento repelem uns aos outros e buscam ficar o mais longe possível dos demais.</p><p>As posições adotadas pelos elétrons de valência de um átomo definem assim os ângulos entre as</p><p>ligações de átomos vizinhos.</p><p>Para se ter uma ideia de como os pares de elétrons da camada de valência repelem-se e determinam sua</p><p>estrutura, encha diversos balões até que atinjam tamanho similar. Imagine que cada balão represente uma</p><p>nuvem eletrônica e uma força repulsiva impede que outros balões ocupem o mesmo espaço. Quando dois,</p><p>três, quatro ou mais balões forem amarrados a um ponto central, os balões adotam naturalmente as formas</p><p>mostradas na imagem a seguir. Esses arranjos geométricos minimizam as interações entre os balões.</p><p>Modelo de balões da geometria dos pares de elétrons para dois a seis pares de</p><p>elétrons, arranjo dos pares e exemplos para cada arranjo estrutural. Se dois a seis</p><p>balões de igual tamanho e forma forem amarrados, eles irão adotar naturalmente os</p><p>arranjos aqui mostrados. Estas imagens ilustram as previsões da VSEPR.</p><p>A aplicação mais simples da teoria VSEPR consiste em moléculas e íons em que todos os pares de elétrons em</p><p>torno do átomo central estão envolvidos em ligações covalentes simples. A imagem, a seguir, ilustra as</p><p>geometrias previstas para moléculas ou íons com fórmulas gerais ABn, em que A é o átomo central e n é o</p><p>número de grupos B ligados a ele.</p><p>Geometrias previstas pela VSEPR para moléculas que possuem apenas ligações</p><p>covalentes simples ao redor do átomo central.</p><p>A geometria linear para dois pares de ligação e a geometria trigonal-plana para três pares de ligação aplicam-</p><p>se a um átomo central que não tenha um octeto dos elétrons. O átomo central em uma molécula tetraédrica</p><p>obedece à regra do octeto com quatro pares ligados. Os átomos centrais em moléculas bipiramidais trigonais</p><p>e octaédricas apresentam cinco e seis pares ligados, respectivamente, e são esperadas somente quando o</p><p>átomo central é um elemento do período 3 ou mais elevado da Tabela Periódica.</p><p>A geometria dos pares de elétrons é adotada por todos os pares de elétrons de valência em torno de um</p><p>átomo central, enquanto a geometria molecular descreve o arranjo espacial do átomo central e dos átomos</p><p>ligados diretamente a ele. É importante reconhecer que os pares de elétrons isolados no átomo central</p><p>ocupam posições no espaço.</p><p>Prevendo a geometria molecular com base na VSEPR</p><p>Vamos agora utilizar o modelo VSEPR para prever a geometria molecular e os ângulos de ligação na molécula</p><p>de NH3, a qual possui um par isolado no átomo central. Quatro pares de elétrons estão presentes na camada</p><p>de valência do nitrogênio, de modo que esperamos que a geometria dos pares de elétrons seja tetraédrica.</p><p>Desenhamos um tetraedro com o nitrogênio como átomo central e os três pares de ligação representados por</p><p>linhas. O par isolado é incluído para indicar sua posição no espaço. A geometria molecular é descrita como</p><p>uma pirâmide trigonal. O átomo de nitrogênio fica no ápice da pirâmide, e os três átomos de hidrogênio</p><p>formam a base trigonal.</p><p>Estruturas de Lewis e as respectivas geometrias para a molécula NH3</p><p>Como a geometria dos pares de elétrons no NH3 é tetraédrica, esperaríamos que o ângulo da ligação H-N-H</p><p>fosse de 109,5º. O ângulo de ligação experimental determinado para NH3, entretanto é 107,5º. Os valores são</p><p>próximos do ângulo tetraédrico, mas não são exatos. Isso destaca que a VSEPR não é um modelo preciso,</p><p>podendo prever apenas a geometria aproximadamente. As forças relativas de repulsão seguem a seguinte</p><p>ordem:</p><p>Par-isolado-par-isolado > par isolado-par de ligação > par de ligação-par de ligação</p><p>A título de exemplo, o modelo VSEPR pode ser usado para prever variações nos ângulos de ligação na série</p><p>das moléculas CH4, NH3 e H2O. Os ângulos de ligação diminuem na série CH4, NH3 e H2O à medida que o</p><p>número de pares isolados no átomo central aumenta.</p><p>As geometrias moleculares do metano, da amônia e da água</p><p>Perceba nas configurações moleculares da imagem anterior que todas têm quatro pares de elétrons em torno</p><p>do átomo central, de maneira que todas possuem uma geometria dos pares de elétrons tetraédrica:</p><p>O metano tem quatro pares de ligação e, assim, apresenta uma forma molecular tetraédrica.</p><p>A amônia apresenta três pares de ligação e um par isolado, portanto, apresenta uma forma molecular</p><p>piramidal trigonal.</p><p>A água tem dois pares de ligação e dois pares isolados e, assim, apresenta uma forma molecular</p><p>angular. A diminuição do ângulo na série pode ser explicada pelo fato de que os pares isolados têm</p><p>exigência espacial maior do que os pares de ligação.</p><p>As entradas na linha superior das imagens a seguir mostram as espécies que têm um total de cinco pares de</p><p>elétrons de valência, com zero, um, dois e três pares isolados. No SF4, com um par isolado, a molécula adota</p><p>uma forma de gangorra com o par isolado em uma das posições equatoriais. A molécula ClF3 apresenta três</p><p>pares de ligação e dois pares isolados. Os dois pares isolados ocupam posições equatoriais, dois pares de</p><p>ligação são axiais e o terceiro está no plano equatorial, de modo que a geometria molecular é em forma de T.</p><p>A terceira molécula mostrada é o XeF2. Nesse caso, as três posições equatoriais são ocupadas por pares</p><p>isolados e a geometria molecular é linear.</p><p>Geometria dos pares de elétrons e formas moleculares para moléculas e íons com</p><p>cinco pares de elétrons ao redor do átomo central.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Geometria dos pares de elétrons e formas moleculares para moléculas e íons com</p><p>seis pares de elétrons ao redor do átomo central.</p><p>A geometria adotada por seis pares de elétrons é a octaédrica e todos os ângulos em posições adjacentes são</p><p>90º. Ao contrário da bipirâmide trigonal, o octaedro não tem posições axiais e equatoriais distintas, sendo</p><p>todas iguais. Dessa forma, se a molécula possuir um par isolado, como o BrF5, não faz nenhuma diferença a</p><p>posição ocupada por ele.</p><p>O par isolado é desenhado na posição superior ou inferior para que a visualização da geometria molecular seja</p><p>facilitada, sendo, nesse caso, piramidal de base quadrada. Se dois pares de elétrons em um arranjo octaédrico</p><p>são pares isolados, eles procuram estar o mais distante possível. O resultado é uma molécula quadrado planar,</p><p>como ilustrado por XeF4.</p><p>As ligações duplas e triplas envolvem mais pares de elétrons do que ligações simples, mas isso não afeta a</p><p>forma molecular global. Como elas devem permanecer naquela região, dois pares de elétrons em uma ligação</p><p>dupla (ou três em uma ligação tripla) comportam-se como um único balão (imagem a seguir), em vez de dois</p><p>ou três, tal como o átomo de carbono no CO2 não apresenta nenhum par isolado e participa de duas ligações</p><p>duplas. Cada ligação dupla conta como uma ligação na determinação da geometria, assim sendo, a estrutura</p><p>do CO2 é linear. Veja a seguir:</p><p>Estrutura de Lewis e geometria molecular da molécula de CO2</p><p>Quando estruturas de ressonância são possíveis, a geometria pode ser prevista a partir de qualquer uma das</p><p>estruturas de Lewis ou da estrutura do híbrido de ressonância. Exemplificando, espera-se que a geometria do</p><p>íon CO3</p><p>2- seja trigonal plana porque o átomo de carbono apresenta três conjuntos de ligações e nenhum par</p><p>isolado, conforme a seguir:</p><p>Estrutura de Lewis e estrutura molecular de uma das estruturas de ressonância do</p><p>íon CO32-.</p><p>O íon NO2 tem também uma geometria dos pares de elétrons trigonal plana. Como há um par isolado no átomo</p><p>de nitrogênio central e duas ligações nas outras duas posições, a geometria do íon é angular.</p><p>Estrutura de Lewis e molecular de uma das estruturas de ressonância do íon NO2-.</p><p>As técnicas delineadas anteriormente podem ser usadas para encontrar a geometria de moléculas muito mais</p><p>complexas. Considere, a seguir, a cisteína, um dos aminoácidos naturais.</p><p>Estrutura de Lewis e molecular da cisteína</p><p>Quatro pares de elétrons ocorrem em torno dos átomos S, N, C-1 e C-2, de modo que a geometria dos pares</p><p>de elétrons em torno de cada um deles é tetraédrica. Assim, espera-se que os ângulos H-S-C e H-N-H sejam</p><p>de aproximadamente 109º. O átomo de O no grupo C-O-H também é rodeado por quatro pares e, da mesma</p><p>forma, seu ângulo de ligação é de aproximadamente 109º. Finalmente, o ângulo feito por O-C-3-O é 120º</p><p>porque a geometria dos pares de elétrons em torno de C-3 é planar e trigonal.</p><p>Ressonância e estabilidade dos compostos químicos</p><p>Neste vídeo, o especialista explicará o que é ressonância, como encontrar suas diferentes estruturas, bem</p><p>como o seu híbrido e qual a relação entre a ressonância e a estabilidade dos compostos químicos.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>Carga formal</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Teoria da Repulsão dos pares de elétrons da camada de valência</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Prevendo a geometria molecular com base na VSEPR</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o Aprendizado</p><p>Questão 1</p><p>Estudamos o conceito de carga formal e estruturas de ressonância, compreendendo a importância destes no</p><p>estudo de ligações químicas. Assinale a alternativa a seguir que apresenta os valores da carga formal para os</p><p>compostos: NH4</p><p>+ e de uma estrutura de ressonância do CO3</p><p>2-.</p><p>A</p><p>Carga formal NH4</p><p>+ = +1; Carga formal CO3</p><p>2- = -2/3</p><p>B</p><p>Carga formal NH4</p><p>+ = +2; Carga formal CO3</p><p>2- = -2</p><p>C</p><p>Carga formal NH4</p><p>+ = 0; Carga formal CO3</p><p>2- = +1</p><p>D</p><p>Carga formal NH4</p><p>+ = +1; Carga formal CO3</p><p>2- = 0</p><p>E</p><p>Carga formal NH4</p><p>+ = +1; Carga formal CO3</p><p>2- = -3/2</p><p>A alternativa A está correta.</p><p>O primeiro passo para resolver a questão é escrever a estrutura de Lewis para a molécula ou o íon. Só</p><p>então pode-se calcular as cargas formais. Para cada caso dos íons, a soma das cargas formais dos átomos</p><p>equivale à carga do íon, sendo assim, para o íon NH4</p><p>+ a carga formal é igual a +1. No carbonato, que</p><p>apresenta três estruturas de ressonância, a carga média sobre os átomos de O corresponde a -2/3.</p><p>Questão 2</p><p>Aprendemos que as moléculas se orientam no espaço de maneira diferente para cada caso. A esse estudo,</p><p>parte essencial da química, damos o nome de geometria molecular, visto que a organização espacial dos</p><p>compostos é capaz de diminuir forças de repulsão e contribuir para a estabilidade dele.</p><p>Dessa forma, assinale a alternativa, a seguir, que traz as geometrias que se enquadram para os íons H3O+ e</p><p>ClF2</p><p>+:</p><p>A</p><p>Octaédrica e trigonal planar</p><p>B</p><p>Angular e linear</p><p>C</p><p>Pirâmide trigonal e angular</p><p>D</p><p>Linear e octaédrica</p><p>E</p><p>Tetraédrica e angular</p><p>A alternativa C está correta.</p><p>Antes de determinar a geometria molecular, é importante desenhar a estrutura de Lewis. Feito isso,</p><p>podemos visualizar que a estrutura de Lewis do hidrônio, H3O+, mostra que o átomo está cercado por</p><p>quatro pares de elétrons, de modo que a geometria dos pares de elétrons é tetraédrica. Como três dos</p><p>quatro pares são usados para ligar átomos terminais, o átomo de O e os três átomos de H adotam uma</p><p>forma molecular piramidal trigonal como a do NH3 visto no decorrer deste módulo. Quanto ao íon ClF2</p><p>+, o</p><p>cloro é o átomo central. Ele é cercado por quatro pares de elétrons, de maneira que a geometria dos pares</p><p>de elétrons em torno do cloro é tetraédrica. Como somente dois dos quatro pares são pares de ligação, o</p><p>íon tem uma geometria angular.</p><p>3. Teorias de ligação</p><p>Teorias de ligação química: a Teoria da Ligação de Valência</p><p>Teorias de ligações químicas</p><p>Nos módulos anteriores, aprendemos que os elétrons de valência são responsáveis pelas ligações nas</p><p>moléculas e que a posição dos elétrons de valência nos átomos é descrita por um modelo orbital.</p><p>Consequentemente, um modelo orbital poderia ser adotado para descrever os elétrons nas moléculas.</p><p>Duas aproximações comuns à racionalização da ligação química baseada em orbitais são:</p><p>Teoria da Ligação de Valência (TLV).</p><p>Teoria do Orbital Molecular (TOM).</p><p>A primeira foi desenvolvida em sua maior parte por Linus Pauling e a segunda por Robert S. Mulliken. A</p><p>abordagem da ligação de valência está intimamente relacionada à ideia de Lewis de ligar pares de elétrons</p><p>entre átomos.</p><p>Saiba mais</p><p>Linus Pauling (1901 – 1994) químico quântico e bioquímico norte-americano pioneiro na aplicação da</p><p>Mecânica Quântica. Em 1954, foi premiado com o Nobel de Química pelo seu trabalho relativo à natureza</p><p>das ligações químicas. Robert Sanderson Mulliken (1896 -1986) químico norte-americano famoso pelo</p><p>trabalho com a teoria do orbital molecular.</p><p>Em contraste, a abordagem de Mulliken foi derivar orbitais moleculares que são espalhados ou deslocalizados</p><p>sobre a molécula. Os orbitais atômicos dos átomos na molécula combinam-se para formar um conjunto de</p><p>orbitais que são propriedade da molécula, e os elétrons da molécula são distribuídos dentro desses orbitais.</p><p>Por que duas teorias são usadas? Uma não seria mais correta do que a outra?</p><p>Na verdade, ambas fornecem boas descrições da ligação nas moléculas e nos íons poliatômicos, mas são</p><p>usadas para finalidades diferentes. A TLV é geralmente o método de escolha para fornecer um retrato</p><p>qualitativo, ou seja, visual da estrutura molecular e de uma ligação. Essa teoria é particularmente útil para</p><p>moléculas compostas de muitos átomos. Em contrapartida, a TOM é usada quando é necessário um retrato</p><p>mais quantitativo da ligação. Além disso, a teoria da ligação de valência fornece uma boa descrição das</p><p>ligações em moléculas em seu estado de energia mais baixo, fundamental. Porém, a TOM é essencial se</p><p>quisermos descrever moléculas em estados excitados de energia mais elevada.</p><p>Teoria da Ligação de Valência (TLV)</p><p>O que acontece se dois átomos a uma distância infinita forem aproximados para formar uma ligação?</p><p>A imagem a seguir ilustra tal processo, utilizando como exemplo o H2. Inicialmente, quando dois átomos de</p><p>hidrogênio estão bastante separados eles não interagem. Porém, se os átomos se aproximam, o elétron em</p><p>um átomo começa a ser atraído pela carga positiva do núcleo do outro átomo.</p><p>Devido às forças atrativas, as nuvens eletrônicas nos átomos distorcem-se à medida que o elétron de um</p><p>átomo é atraído para o núcleo do segundo átomo, e a energia potencial do sistema diminui. Cálculos mostram</p><p>•</p><p>•</p><p>que, quando a distância entre os átomos de H é 74pm, a energia potencial atinge um mínimo e a molécula H2 é</p><p>mais estável.</p><p>Variação da energia potencial durante a formação da ligação H-H a partir de átomos</p><p>de hidrogênio isolados.</p><p>Conforme descrita na imagem anterior e, como veremos, também na imagem a seguir, a formação da ligação</p><p>ocorre quando as nuvens</p><p>eletrônicas nos dois átomos se sobrepõem. Essa sobreposição de orbitais aumenta</p><p>a probabilidade de encontrar os elétrons de ligação no espaço entre os dois núcleos.</p><p>A ideia de que as ligações são formadas pela sobreposição de orbitais atômicos é a base para a teoria da</p><p>ligação de valência.</p><p>A sobreposição dos orbitais 1s do hidrogênio para formar a ligação sigma H-H.</p><p>A formação da ligação covalente apresentada na imagem anterior compõe a sobreposição dos orbitais 1s do</p><p>hidrogênio para formar a ligação sigma (σ) H-H.</p><p>Cada átomo de hidrogênio individual possui um único elétron. No H2, os dois elétrons emparelham-se para</p><p>formar a ligação. Quando a ligação simples covalente é formada no H2, a nuvem eletrônica de cada átomo é</p><p>distorcida de forma que dê aos elétrons uma probabilidade maior de se encontrar na região entre os dois</p><p>átomos de hidrogênio.</p><p>A ligação covalente que se origina da sobreposição de dois orbitais é chamada de ligação sigma (σ).</p><p>A densidade eletrônica de uma ligação σ é maior ao longo do eixo da ligação. Em síntese, os pontos principais</p><p>da abordagem da ligação de valência à ligação são:</p><p>Os orbitais se sobrepõem para formar uma ligação entre dois átomos.</p><p>Dois elétrons, de spins opostos, podem ser acomodados nos orbitais sobrepostos. Em geral, um</p><p>elétron é fornecido por cada um dos átomos ligados.</p><p>•</p><p>•</p><p>Devido à sobreposição dos orbitais, os elétrons de ligação têm maior probabilidade de ser encontrados</p><p>dentro de uma região do espaço influenciada pelos núcleos. Ambos os elétrons de ligação são atraídos</p><p>simultaneamente a ambos os núcleos.</p><p>Mas o que acontece com os elementos além do hidrogênio?</p><p>Na estrutura de Lewis do HF, por exemplo, um par de elétrons de ligação é colocado entre H e F, e três pares</p><p>de elétrons isolados são representados localizados no átomo de F.</p><p>Para usar uma abordagem orbital, observe os elétrons e os orbitais da camada de valência de cada átomo que</p><p>participará da sobreposição. O átomo de hidrogênio usará seu orbital 1s na formação da ligação. A</p><p>configuração eletrônica do flúor 1s22s22p5, e o elétron desemparelhado desse átomo é atribuído a um dos</p><p>orbitais 2p. Uma ligação σ resulta da sobreposição dos orbitais 1s do hidrogênio e 2p do flúor.</p><p>A sobreposição dos orbitais 1s do hidrogênio e 2p do flúor formam a ligação sigma</p><p>H-F.</p><p>A formação da ligação H-F é similar à formação de uma ligação H-H. Um átomo de hidrogênio aproxima-se de</p><p>um átomo de flúor ao longo de um eixo que contém o orbital 2p com um único elétron. Os orbitais (1s do H e</p><p>2p do F) distorcem-se à medida que cada núcleo atômico influencia o elétron e o orbital do outro átomo.</p><p>Com uma aproximação maior, ocorre a sobreposição dos orbitais 1s e 2p, e os dois elétrons emparelham-se</p><p>para formar a ligação σ. Há uma distância de 92pm na qual a energia é mais baixa, o que corresponde à</p><p>distância de ligação no HF. Os elétrons restantes no átomo de flúor (dois elétrons no orbital 2s e quatro</p><p>elétrons nos outros dois orbitais 2p) não se envolvem na ligação. Eles são elétrons não ligantes, o pares de</p><p>elétrons isolados associados com esse elemento na estrutura de Lewis. O mesmo pode ser observado para a</p><p>ligação no F2. Os orbitais 2p nos dois átomos sobrepõem-se, e o elétron desemparelhado de cada átomo é</p><p>emparelhado na ligação σ resultante.</p><p>A sobreposição dos orbitais 2p dos átomos de flúor formam a ligação sigma F-F.</p><p>TLV: o conceito de hibridização</p><p>Hibridização usando os orbitais atômicos s e p</p><p>A descrição simples, que usa a sobreposição de orbitais para descrever a ligação em H2, em HF e em F2,</p><p>funciona bem, mas encontramos dificuldades quando consideramos moléculas com mais de dois átomos. Por</p><p>exemplo, uma estrutura de Lewis do metano, CH4, mostra quatro ligações covalentes C-H.</p><p>•</p><p>A teoria VSEPR prevê que a geometria dos pares de elétrons do átomo de C no CH4 é tetraédrica, com um</p><p>ângulo de 109,5º entre os pares de ligação. Uma representação orbital da ligação deve ser capaz de informar</p><p>tanto a geometria como o fato de que todas as ligações C-H são iguais.</p><p>Representação de Lewis, modelo molecular e geometria dos pares de elétrons para</p><p>a molécula CH4.</p><p>Caso apliquemos o modelo orbital da sobreposição usado para o H2 e F2 sem modificações para descrever a</p><p>ligação em CH4, surge um problema. Os três orbitais para os elétrons de valência 2p do carbono são</p><p>ortogonais, com ângulos de 90° e não correspondem ao ângulo tetraédrico de 109,5°. O orbital 2s esférico</p><p>poderia se ligar em qualquer sentido.</p><p>Além disso, um átomo de carbono em seu estado fundamental (1s22s22p6) tem somente dois elétrons</p><p>desemparelhados, não os quatro que são necessários para a formação de quatro ligações. Veja na imagem:</p><p>Os orbitais 2p em um átomo. Como os orbitais 2px, 2py e 2pz encontram-se ao</p><p>longo dos eixos x, y e z.</p><p>Para descrever a ligação no metano e em outras moléculas, Linus Pauling propôs a teoria da hibridização dos</p><p>orbitais. Ele sugeriu que um novo conjunto de orbitais, chamado orbitais híbridos, poderia ser criado</p><p>mesclando-se os orbitais atômicos s, p e em algumas situações os orbitais d em um átomo. As seguintes</p><p>características são importantes:</p><p>O número de orbitais híbridos requeridos por um átomo em uma molécula ou em um íon é determinado</p><p>pela geometria dos pares de elétrons em torno desse átomo.</p><p>Se o orbital s da camada de valência no átomo central em uma molécula ou em um íon for mesclado</p><p>com um orbital p da camada de valência nesse mesmo átomo, dois orbitais serão criados. Eles são</p><p>separados por 180°, e o conjunto de dois orbitais é chamado de sp.</p><p>Se um orbital s for combinado com dois orbitais p, todos da mesma camada de valência, três orbitais</p><p>híbridos serão criados. Eles são separados por 120°, e o conjunto de três orbitais é chamado de sp2.</p><p>1.</p><p>2.</p><p>3.</p><p>Quando o orbital s em uma camada de valência é combinado com os três orbitais p, resultam quatro</p><p>orbitais híbridos cada um chamado de sp3. Os orbitais híbridos são separados por 109,5º, o ângulo</p><p>tetraédrico.</p><p>Se um dos orbitais d forem adicionados ao conjunto sp3, dois conjuntos de orbitais híbridos serão</p><p>criados. Esses são usados pelo átomo central de uma molécula ou de um íon com uma geometria dos</p><p>pares de elétrons bipiramidal trigonal (sp3d) ou octaédrica (sp3d2).</p><p>E são ilustrados na imagem a seguir:</p><p>Orbitais híbridos para dois a quatro pares de elétrons</p><p>A geometria dos conjuntos de orbitais híbridos para dois a quatro pares de elétrons da camada de valência é</p><p>apresentada na coluna da direita da figura anterior. Ao formar um conjunto de orbitais híbridos, o orbital s é</p><p>sempre usado, além de tantos orbitais p (e de orbitais d) quantos forem precisos para se obter o número</p><p>necessário de orbitais ligantes σ e de pares isolados.</p><p>Vamos agora examinar um exemplo de cada um dos tipos de hibridização em moléculas simples, retornando</p><p>ao primeiro caso do metano. Tenha em mente, porém, que esses princípios se aplicam até mesmo nas</p><p>moléculas mais complexas.</p><p>No metano, são necessários quatro orbitais direcionados aos cantos de um tetraedro para obedecer à</p><p>geometria dos pares de elétrons do átomo de carbono central. Mesclando-se os quatro orbitais da camada de</p><p>valência, o 2s e todos os três orbitais 2p do carbono, é criado um conjunto, de quatro orbitais híbridos, que</p><p>tem geometria tetraédrica (imagem a seguir).</p><p>Formação dos orbitais híbridos sp3 e ligações na molécula de metano.</p><p>4.</p><p>5.</p><p>Cada um dos quatro orbitais híbridos é chamado de sp3 para indicar a combinação de orbitais atômicos (um</p><p>orbital s e três orbitais p) de que são derivados. Os quatro orbitais sp3 têm formas idênticas, e o ângulo entre</p><p>eles é 109,5°.</p><p>Os quatro elétrons de valência do átomo C em CH4 são dispostos sozinhos nos orbitais sp3. Logo, cada</p><p>ligação C-H é formada pela sobreposição de um dos orbitais híbridos sp3 do carbono com o orbital 1s de um</p><p>átomo de hidrogênio.</p><p>A estrutura de Lewis para a amônia mostra quatro pares de elétrons na camada de valência do nitrogênio:</p><p>Três pares de ligação.</p><p>Um par isolado.</p><p>A teoria VSEPR prevê uma geometria</p><p>tetraédrica dos pares de elétrons e uma geometria molecular piramidal</p><p>trigonal. A evidência estrutural é próxima do previsto: os ângulos de ligação H-N-H são de 107,5° nessa</p><p>molécula.</p><p>As ligações na amônia, NH3</p><p>Com base na geometria dos pares de elétrons do NH3, prevemos a hibridização sp3 para acomodar os quatro</p><p>pares de elétrons no átomo de N. O par isolado é atribuído a um dos orbitais híbridos, e cada um dos outros</p><p>três orbitais híbridos é ocupado por um único elétron.</p><p>Outro exemplo é a molécula de água, na qual o átomo de oxigênio tem dois pares isolados em sua camada de</p><p>valência, e o ângulo H-O-H é de 104,5º (figura abaixo). Os quatro orbitais sp3 híbridos são criados a partir dos</p><p>orbitais atômicos 2s e 2p do oxigênio. Dois desses orbitais sp3 são ocupados por elétrons desemparelhados e</p><p>são usados para formar a ligação O-H. Pares isolados ocupam os outros dois orbitais híbridos.</p><p>As ligações na molécula de água, H2O</p><p>A geometria trigonal planar é frequentemente encontrada em moléculas e íons. Ela requer um átomo central</p><p>com os três orbitais em um plano, separados por um ângulo de 120°. A ocorrência de três orbitais híbridos</p><p>significa que três orbitais atômicos devem ser combinados, e a combinação de um orbital s com os dois</p><p>orbitais p é apropriada, gerando orbitais sp2.</p><p>O trifluoreto de boro apresenta uma geometria dos pares de elétrons e molecular trigonal planar. Cada ligação</p><p>boro-flúor nesse composto resulta da sobreposição de um orbital sp2 do boro em um orbital p do flúor,</p><p>conforme veremos a seguir.</p><p>•</p><p>•</p><p>Orbitais do boro e ligações do BF3, uma molécula trigonal planar.</p><p>Para as moléculas em que o átomo central tem uma geometria linear dos pares de elétrons, são necessários</p><p>dois orbitais híbridos separados por 180°. Um orbital s e um orbital p podem se hibridizar para formar dois</p><p>orbitais híbridos sp. Um exemplo é o dicloreto de berílio, BeCl2, que em fase gasosa tem estrutura linear, de</p><p>modo que a hibridização sp é apropriada para o átomo de berílio, conforme imagem a seguir.</p><p>Orbitais do berílio e ligações do BCl2, uma molécula linear.</p><p>Uma suposição básica da teoria da ligação de valência de Pauling é que o número de orbitais híbridos é igual</p><p>ao número dos orbitais de valência usados em sua criação. Isso significa que o número máximo de orbitais</p><p>híbridos que podem ser criados a partir dos orbitais s e p para um átomo é quatro.</p><p>Como então devemos lidar com compostos como PF5 ou SF6, que possuem mais do que quatro pares de</p><p>elétrons em sua camada de valência?</p><p>Para este fim, orbitais adicionais da subcamada d são usados na formação do orbital híbrido. A fim de</p><p>acomodar seis pares de elétrons na camada de valência de um elemento, seis orbitais híbridos sp3d2 podem</p><p>ser criados a partir do orbital s, de três orbitais p e de dois orbitais d. Os seis orbitais híbridos sp3d2 apontam</p><p>para os cantos de um octaedro. Dessa forma, são orientados a acomodar os pares de elétrons para um</p><p>composto que tenha uma geometria octaédrica dos pares de elétrons.</p><p>A pentacoordenação e a geometria bipiramidal trigonal são possíveis com a hibridização sp2d. Um orbital s,</p><p>três orbitais p e um orbital d combinam-se para produzir cinco orbitais híbridos de sp3d2.</p><p>A explicação da TLV para as ligações múltiplas</p><p>Ligações múltiplas</p><p>Vejamos agora a aplicação da TLV para moléculas que apresentam duas ou três ligações entre pares de</p><p>átomos. Considere o etileno, H2C=CH2, uma das moléculas mais comuns com uma ligação dupla. A estrutura</p><p>molecular do etileno dispõe todos os seis átomos em um plano, com ângulos H-C-H e H-C-C de</p><p>aproximadamente 120°. Cada átomo de carbono tem a geometria trigonal planar, de modo que a hibridização</p><p>sp2 é adotada por esses átomos.</p><p>Assim, o modelo de ligação no etileno começa com cada átomo de carbono apresentando três orbitais</p><p>híbridos sp2 no plano molecular e um orbital p não hibridizado perpendicular a esse plano. Como cada átomo</p><p>de carbono está envolvido em quatro ligações, um único elétron desemparelhado é colocado em cada um</p><p>desses orbitais.</p><p>Aplicação da TLV no etileno, H2C=CH2.</p><p>Agora, podemos visualizar as ligações C-H, que resultam da sobreposição de orbitais sp2 do carbono com</p><p>orbitais 1s do hidrogênio. Depois de contabilizar as ligações C-H, fica um orbital sp2 em cada átomo de</p><p>carbono (imagem a seguir). Resta apenas mais um orbital em cada átomo, um orbital p não hibridizado, a ser</p><p>usado para criar a segunda ligação entre os átomos de carbono no C2H4. Se eles se alinharem corretamente,</p><p>os orbitais p não hibridizados podem se sobrepor, permitindo que os elétrons contidos nesses orbitais se</p><p>emparelhem.</p><p>O modelo de ligação de valência para o etileno, C2H4. Considera-se que cada</p><p>átomo de C apresenta hibridização sp2.</p><p>A sobreposição não ocorre diretamente ao longo do eixo C-C, em vez disso, o arranjo atômico obriga esses</p><p>orbitais a uma sobreposição lateral, e o par de elétrons ocupa um orbital cuja densidade eletrônica situa-se</p><p>acima e abaixo do plano que contém os seis átomos.</p><p>Essa descrição resulta em dois tipos de ligação no C2H4. Um tipo consiste nas ligações C-H e C-C que surgem</p><p>da sobreposição dos orbitais atômicos, de modo que os elétrons de ligação se situam no eixo da ligação para</p><p>formar ligações σ. O outro é a ligação formada pela sobreposição lateral dos orbitais atômicos p, chamada de</p><p>ligação pi (π). Em uma ligação π, a região de sobreposição e a densidade eletrônica ficam acima e abaixo do</p><p>eixo.</p><p>Observe que uma ligação π pode ser formada somente se:</p><p>Orbitais p não hibridizados ocorrem em átomos adjacentes.</p><p>Os orbitais p são perpendiculares ao plano da molécula e paralelos um ao outro.</p><p>Isso ocorre somente se os orbitais sp2 de ambos os átomos de carbono estiverem no mesmo plano.</p><p>A ligação π requer que a molécula seja planar (ou possua uma região planar caso seja uma molécula</p><p>grande).</p><p>As ligações duplas entre o carbono e o oxigênio, o enxofre ou o nitrogênio são bastante comuns. Para ilustrar,</p><p>considere o formaldeído, CH2O, em que ocorre uma ligação π carbono-oxigênio (figura abaixo). Uma</p><p>•</p><p>•</p><p>geometria dos pares de elétrons trigonal planar indica a hibridização sp2 para o átomo de C. As ligações σ do</p><p>carbono ao átomo de O e aos dois átomos de H formam-se pela sobreposição de orbitais híbridos sp2 com os</p><p>orbitais semipreenchidos do oxigênio e dos dois átomos de hidrogênio. O orbital p não hibridizado no carbono</p><p>é orientado perpendicularmente ao plano molecular (assim como nos átomos de carbono do C2H4). Esse</p><p>orbital p está disponível para a ligação π, dessa vez, com um orbital do oxigênio.</p><p>Descrição das ligações por valência no formaldeído, CH2O.</p><p>A abordagem anterior supõe a hibridização sp2 para o oxigênio. Ela utiliza um orbital sp2 do O na formação da</p><p>ligação σ, deixando dois orbitais sp2 livres para acomodar os pares isolados. O orbital p restante no oxigênio</p><p>participa na ligação π.</p><p>O acetileno, H-C≡C-H, é um exemplo de molécula com ligação tripla. A VSEPR permite prever que os quatro</p><p>átomos se encontrem em linha reta com os ângulos H-C-C de 180°. Isso implica que o átomo de carbono</p><p>apresenta hibridização sp. Para cada átomo de carbono, há dois orbitais sp: um direcionado para o hidrogênio</p><p>e usado para criar a ligação σ C-H, e o segundo direcionado para o outro átomo de carbono, usado para criar</p><p>a ligação σ entre os átomos de carbono. Restam dois orbitais p não hibridizados em cada átomo de carbono</p><p>que são orientados de forma que seja possível formar duas ligações π no HC≡CH.</p><p>As ligações no acetileno.</p><p>Essas ligações π são perpendiculares ao eixo molecular e perpendiculares entre si. Três elétrons em cada</p><p>átomo de carbono são emparelhados para formar a ligação tripla que consiste em uma ligação σ e duas</p><p>ligações π.</p><p>Agora que examinamos alguns casos de ligações múltiplas, vamos resumir alguns pontos importantes:</p><p>As ligações π não ocorrem sem que os átomos estejam também ligados por uma ligação σ. Portanto,</p><p>uma ligação dupla sempre consiste em uma ligação σ e uma ligação π. Da mesma forma, uma ligação</p><p>tripla sempre consiste</p><p>em uma ligação σ e duas ligações π.</p><p>1.</p><p>Uma ligação π pode se formar somente se restarem orbitais p não hibridizados nos átomos ligados.</p><p>Se uma estrutura de Lewis mostrar ligações múltiplas, os átomos envolvidos devem,</p><p>consequentemente, apresentar hibridização sp2 ou sp. Somente dessa forma haverá orbitais p não</p><p>hibridizados disponíveis para formar uma ligação π.</p><p>O benzeno, C6H6, o membro mais simples de um grupo grande das substâncias conhecidas como compostos</p><p>aromáticos, apresenta uma estrutura planar na forma de anel, e todas as ligações carbono-carbono têm o</p><p>mesmo comprimento, 139pm. O comprimento da ligação C-C no C6H6 é a média entre uma ligação simples e</p><p>uma ligação dupla, conforme imagem a seguir.</p><p>Modelo molecular do benzeno e suas estruturas de ressonância.</p><p>Compreender as ligações no benzeno é importante porque ele é a base de um número enorme de compostos</p><p>químicos (imagem a seguir). Consideramos que os átomos de carbono trigonal planar apresentam hibridização</p><p>sp2. Cada ligação C-H é formada pela sobreposição de um orbital sp2 de um átomo de carbono com um</p><p>orbital 1s do hidrogênio, e as ligações σ C-C resultam da sobreposição dos orbitais sp2 em átomos de carbono</p><p>adjacentes.</p><p>Após contabilizar as ligações σ, resta um orbital p não hibridizado em cada átomo de C, e cada um é ocupado</p><p>por um elétron isolado. Esses seis orbitais e seis elétrons formam três ligações π. Como todos os</p><p>comprimentos de ligação C-C são iguais, cada orbital p sobrepõe-se de forma equivalente com ambos os</p><p>orbitais p adjacentes, e a interação π é contínua ao longo do anel de seis membros.</p><p>As ligações no benzeno, C6H6.</p><p>Os átomos de C do anel são ligados uns aos outros por meio de ligações σ usando orbitais híbridos sp2 dos</p><p>átomos de C. As ligações C-H também usam os orbitais híbridos sp2 do átomo de C. A estrutura π da molécula</p><p>resulta da sobreposição entre orbitais p dos átomos de C. Como esses orbitais são perpendiculares ao anel, a</p><p>densidade de elétrons π fica acima e abaixo do plano do anel.</p><p>2.</p><p>3.</p><p>Atenção</p><p>A representação dos orbitais do benzeno ressalta um ponto importante, no qual a base da teoria da</p><p>ligação de valência, em que uma ligação é descrita como um par de elétrons entre dois átomos, não atua</p><p>de forma satisfatória para os elétrons π do benzeno, além de não funcionar quando a ressonância é</p><p>utilizada para descrever uma estrutura. Porém, a teoria do orbital molecular fornece uma visão mais</p><p>clara.</p><p>Teorias de ligação química: Teoria do Orbital Molecular</p><p>Princípios da Teoria do Orbital Molecular (TOM)</p><p>A Teoria do Orbital Molecular (TOM) é uma maneira alternativa de se ver os orbitais nas moléculas. Em</p><p>contraste com a ligação localizada e os pares isolados de elétrons de valência da teoria da ligação de</p><p>valência, a TOM supõe que orbitais atômicos puros dos átomos na molécula combinam-se para produzir</p><p>orbitais que são espalhados, ou deslocalizados sobre diversos átomos ou mesmo sobre uma molécula inteira.</p><p>Esses orbitais novos são chamados orbitais moleculares.</p><p>Para explicar a TOM, vamos introduzir os quatro princípios a ela associados:</p><p>Primeiro princípio</p><p>O primeiro princípio da teoria do orbital molecular é que o número total de orbitais moleculares é sempre igual</p><p>ao número total de orbitais atômicos fornecidos pelos átomos que se combinaram. Para ilustrar esse princípio</p><p>da conservação dos orbitais, consideramos novamente a molécula de H2.</p><p>A TOM especifica que, quando os orbitais 1s de dois átomos de hidrogênio se sobrepõem, dois orbitais</p><p>moleculares resultam da combinação dos orbitais sobrepostos. No orbital molecular resultante da adição dos</p><p>orbitais atômicos, as regiões de densidade eletrônica 1s somam-se, levando a uma probabilidade aumentada</p><p>de que os elétrons se encontrarão na região da ligação situada entre os dois núcleos (imagem a seguir).</p><p>Este é chamado um orbital molecular ligante, sendo o mesmo descrito como uma ligação química pela teoria</p><p>da ligação de valência. É também um orbital σ porque a região de probabilidade eletrônica fica diretamente</p><p>sobre o eixo da ligação. Esse orbital molecular é denominado σ1s e o subscrito 1s indica que orbitais atômicos</p><p>1s foram usados para criar o orbital molecular.</p><p>Orbitais moleculares</p><p>Por meio da imagem, podemos perceber que:</p><p>Orbitais σ ligantes e antiligantes são formados pelos dois orbitais atômicos 1s de átomos adjacentes.</p><p>Observe a presença de um nó no orbital antiligante (O nó é um plano no qual a probabilidade de se</p><p>•</p><p>encontrar um elétron é zero).</p><p>Um diagrama de orbitais moleculares para o H2. Os dois elétrons são colocados no orbital ligante σ1s, o</p><p>orbital molecular de energia mais baixa.</p><p>O outro orbital molecular é construído subtraindo-se um orbital atômico do outro (imagem anterior). Quando</p><p>isso acontece, a probabilidade de encontrar um elétron entre os núcleos no orbital molecular é reduzida, e a</p><p>probabilidade de encontrar o elétron em outras regiões é mais elevada. Esse tipo de orbital é chamado de</p><p>orbital molecular antiligante. Como ele também é um orbital σ, é representado por σ*</p><p>1s, significando o</p><p>asterisco que ele é antiligante. Esses tipos de orbitais não têm nenhuma contrapartida na teoria da ligação de</p><p>valência.</p><p>Segundo princípio</p><p>O segundo é que o orbital molecular ligante é mais baixo em energia do que os orbitais atômicos originais, e o</p><p>orbital antiligante é mais elevado em energia (imagem a seguir). Isso significa que a energia de um grupo de</p><p>átomos é mais baixa do que a energia dos átomos separados quando os elétrons são atribuídos a orbitais</p><p>moleculares ligantes. Inversamente, o sistema é desestabilizado quando os elétrons são atribuídos aos</p><p>orbitais antiligantes, porque a energia do sistema é mais elevada do que a dos próprios átomos.</p><p>Níveis de energia dos orbitais moleculares ligante e antiligante.</p><p>Terceiro princípio</p><p>O terceiro é que os elétrons da molécula são atribuídos aos orbitais de energia cada vez mais elevada. Assim,</p><p>os elétrons ocupam os orbitais disponíveis de energia mais baixa, e quando dois elétrons são atribuídos a um</p><p>orbital, seus spins são emparelhados. Como a energia dos elétrons no orbital ligante de H2 é mais baixa do</p><p>que a energia de cada um dos elétrons 1s (imagem anterior), a molécula H2 é estável. Escrevemos a</p><p>configuração eletrônica de H2 como (σ1s)</p><p>2.</p><p>Vejamos o exemplo a seguir:</p><p>Um diagrama de níveis de energia dos orbitais moleculares para a molécula de</p><p>dihélio, He2. Este diagrama fornece um argumento para a inexistência da molécula.</p><p>No He2, tanto o orbital ligante (σ1s) quanto o orbital antiligante (σ*1s) seriam</p><p>completamente preenchidos.</p><p>•</p><p>O que aconteceria, porém, se tentássemos combinar dois átomos de hélio para formar o dihélio, He2?</p><p>Ambos os átomos de He têm um orbital de valência 1s que pode ser somado para produzir o mesmo tipo de</p><p>orbital molecular que no H2. Ao contrário do H2, entretanto, quatro elétrons precisam ser atribuídos a esses</p><p>orbitais. O par de elétrons no orbital σ1s estabiliza o He2, porém, os dois elétrons no orbital σ*</p><p>1s desestabilizam</p><p>a molécula de He2.</p><p>A diminuição da energia dos elétrons no orbital molecular σ1s-ligante é anulada pelo aumento da energia</p><p>devido aos elétrons no orbital molecular σ*</p><p>1s-antiligante.</p><p>A teoria do orbital molecular prevê que o He2 não tem nenhuma estabilidade.</p><p>A ordem de ligação, conceito definido no Módulo 1, pode ser diretamente aplicado à TOM, porém</p><p>modificando-se para:</p><p>Na molécula de H2, há dois elétrons em um orbital ligante e nenhum em um orbital antiligante, de modo que o</p><p>H2 tem uma ordem de ligação igual a 1. Em contraste, no He2, o efeito de estabilização do par σ1s é cancelado</p><p>pelo efeito desestabilizante do par σ*</p><p>1s, de modo que a ordem de ligação é 0.</p><p>Ordens de ligação fracionárias são também possíveis. Considere o íon He2</p><p>+: sua configuração eletrônica dos</p><p>orbitais moleculares é (σ1s)</p><p>2(σ*</p><p>1s)</p><p>1. Nesse íon, dois elétrons estão em um orbital molecular ligante, mas</p><p>somente um está em um orbital antiligante. A TOM prevê que o He2</p><p>+ deve ter uma ordem de ligação de 0,5,</p><p>isto é, deve existir uma ligação fraca entre átomos de hélio em tal espécie.</p><p>Quarto princípio</p><p>O quarto e último princípio da TOM é que orbitais atômicos combinam-se para formar orbitais moleculares</p><p>quando os orbitais atômicos possuem energias semelhantes. Esse princípio torna-se importante quando</p><p>passamos do He2 para o Li2, dilítio, e as moléculas ainda mais pesadas. Um átomo de lítio tem elétrons em</p><p>dois orbitais do tipo s (1s e 2s), de modo que uma combinação 1s±2s é teoricamente impossível. Assim, os</p><p>orbitais moleculares vêm somente de combinações 1s±1s e 2s±2s (imagem a seguir). Isso significa que a</p><p>configuração eletrônica dos orbitais moleculares do dilítio, Li2, é:</p><p>A ligação em Li2 deve-se ao par de elétrons atribuído ao orbital σ2s, e a ordem de ligação é 1. O fato de os</p><p>pares de elétrons σ1s e σ*</p><p>1s não terem nenhuma contribuição à ligação é exatamente o que você observou ao</p><p>desenhar as estruturas de Lewis: os elétrons das camadas internas são ignorados. Em termos de orbitais</p><p>moleculares, os elétrons das camadas internas são atribuídos a orbitais moleculares ligantes e antiligantes que</p><p>anulam um ao outro.</p><p>Ordem de Ligação (número de elétrons em OMs ligantes - número de elétrons em</p><p>OMs antiligantes)</p><p>Configuração OM de</p><p>Diagrama de níveis de energia para a combinação de dois átomos de Li com</p><p>orbitais 1s e 2s.</p><p>Uma molécula de diberílio, Be2, não deve existir. Sua configuração eletrônica é:</p><p>Os efeitos dos elétrons σ2s e σ*</p><p>2s cancelam-se, e não há ligação líquida. A ordem de ligação é 0, de modo que</p><p>a molécula não existe.</p><p>TOM: orbitais moleculares a partir de orbitais atômicos p</p><p>Como formar orbitais moleculares a partir de orbitais p?</p><p>Com os princípios da TOM introduzidos, estamos prontos para esclarecer a ligação em moléculas diatômicas</p><p>homonucleares importantes como o N2, o O2 e o F2. Antes, entretanto, necessitamos observar quais tipos de</p><p>orbitais moleculares são formados quando os elementos têm orbitais de valência s e p.</p><p>Três tipos de interações são possíveis para dois átomos que têm orbitais s e p. Orbitais sigma ligantes e</p><p>antiligantes são formados pelos orbitais s que interagem como na imagem anterior. Da mesma forma, é</p><p>possível para um orbital p em um átomo interagir com o orbital p de outro átomo para produzir um par de</p><p>orbitais moleculares σ-ligante e σ*-antiligante (imagem a seguir).</p><p>Finalmente, cada átomo tem dois orbitais p nos planos perpendiculares à ligação σ que conecta os dois</p><p>átomos. Esses orbitais p podem interagir lateralmente para formar orbitais moleculares π-ligante e π-</p><p>antiligante, além de produzirem em cada átomo dois orbitais moleculares π-ligantes (πp) e dois orbitais</p><p>moleculares π-antiligantes (π*p).</p><p>Configuração OM de Be : [elétrons das camadas internas]</p><p>Orbitais moleculares sigma a partir de orbitais atômicos p.</p><p>Note que, na figura, os orbitais moleculares σ-ligante (σ2p) e antiligante (σ*</p><p>2p) surgem da sobreposição de</p><p>orbitais 2p. Cada orbital é capaz de acomodar dois elétrons. Os orbitais p nas camadas eletrônicas com n mais</p><p>alto formam orbitais moleculares com o mesmo formato básico.</p><p>Interações orbitais em moléculas diatômicas homonucleares do segundo período levam ao diagrama de níveis</p><p>de energia mostrado a seguir.</p><p>Diagrama de níveis de energia dos orbitais moleculares para moléculas diatômicas</p><p>homonucleares dos elementos do segundo período.</p><p>As atribuições dos elétrons podem ser feitas usando esse diagrama, e os resultados para algumas moléculas</p><p>diatômicas estão listados na tabela a seguir.</p><p>Tabela: Preenchimento dos orbitais moleculares e dados físicos para moléculas</p><p>diatômicas homonucleares dos elementos do segundo período.</p><p>Primeiro, observe a correlação entre as configurações eletrônicas e as ordens de ligação, os comprimentos de</p><p>ligação e as energias de ligação na parte de baixo da tabela.</p><p>À medida que a ordem de ligação entre um par de átomos aumenta, a energia necessária para quebrar a</p><p>ligação aumenta e diminui a distância da ligação. O dinitrogênio, N2, com ordem de ligação igual a 3, tem a</p><p>maior energia de ligação e a distância de ligação mais curta.</p><p>Em segundo lugar, observe a configuração para o dioxigênio, O2. O dioxigênio tem 12 elétrons de valência (6</p><p>de cada átomo), de modo que tem a configuração do orbital molecular:</p><p>Essa configuração leva a uma ordem de ligação de 2, o que concorda com a experiência, de dois elétrons</p><p>desemparelhados (no orbital molecular π*</p><p>2p). Assim, a TOM tem sucesso onde a teoria da ligação de valência</p><p>falha.</p><p>As moléculas NO, CO e CIF são exemplos das moléculas diatômicas simples formadas por dois tipos de</p><p>elementos de diferentes categorias. Esses compostos são chamados moléculas diatômicas heteronucleares.</p><p>As descrições dos OMs são semelhantes às moléculas homonucleares, gerando um diagrama de níveis de</p><p>energia conforme o da figura abaixo.</p><p>Façamos isso para o monóxido de nitrogênio, NO. O monóxido de nitrogênio tem 11 elétrons moleculares de</p><p>valência. Se esses forem atribuídos aos OMs para uma molécula diatômica homonuclear, a configuração</p><p>eletrônica molecular é:</p><p>Configuração OM de : [elétrons das camadas internas]</p><p>Configuração OM de NO: [elétrons das camadas internas]</p><p>A ordem líquida da ligação é 2,5, o que está de acordo com a informação sobre o comprimento da ligação. O</p><p>elétron desemparelhado solitário é atribuído ao orbital molecular π*</p><p>2p. A molécula é paramagnética, conforme</p><p>se espera de uma molécula com um número ímpar de elétrons.</p><p>Diagramas de níveis de energia para orbitais atômicos e nucleares.</p><p>Ressonância pela ótica da TOM</p><p>Vejamos, agora, o ozônio, O3. A teoria da ligação de valência introduziu o conceito de ressonância para</p><p>racionalizar as ligações iguais ao átomo de oxigênio nessas estruturas. A TOM fornece outra visão desse</p><p>problema.</p><p>Para a ligação no ozônio, comece supondo que todos os átomos de O têm hibridização sp2. O átomo central</p><p>usa seus orbitais híbridos sp2 para formar duas ligações σ e para acomodar um par isolado. Os átomos</p><p>terminais usam seus orbitais híbridos sp2 para formar uma ligação σ e acomodar dois pares isolados. No total,</p><p>os pares isolados e os pares de ligação na estrutura σ do O3 respondem por sete dos nove pares de elétrons</p><p>de valência no O3.</p><p>Estrutura de Lewis e modelo molecular do ozônio, O3</p><p>A ligação π no ozônio resulta dos dois pares restantes (figura abaixo). Como imaginamos que cada átomo de</p><p>oxigênio no O3 tem hibridização sp2, resta um orbital p não hibridizado, perpendicular ao plano da molécula de</p><p>O3, em cada um dos três átomos.</p><p>As ligações π no ozônio, O3.</p><p>Tendo por base a figura, perceba que cada átomo de O no O3 apresenta hibridização sp2. Os três orbitais 2p,</p><p>um de cada átomo, são usados para criar três orbitais moleculares π. Dois pares de elétrons são atribuídos</p><p>aos orbitais:</p><p>um par no orbital ligante.</p><p>um par no orbital não ligante.</p><p>A ordem de ligação π é 0,5, um par de ligação espalhado ao longo de duas ligações. Um OM πp do ozônio é</p><p>um orbital ligante, porque os três orbitais p estão em fase ao longo da molécula. Outro OM πp é antiligante,</p><p>pois o orbital atômico central está fora de fase com os orbitais p dos átomos terminais. O terceiro OM πp é</p><p>não ligante, visto que o orbital p central não participa no OM. O OM ligante πp é preenchido por um par de</p><p>elétrons, que é deslocalizado, ou espalhado pela molécula, como implica o híbrido de ressonância.</p><p>Dado que a ordem de ligação σ é 1,0 e a ordem de ligação π é 0,5, a ordem líquida da ligação oxigênio-</p><p>oxigênio será 1,5, o mesmo valor dado pela teoria da ligação de valência.</p><p>A observação de que dois dos orbitais moleculares π para o ozônio estendem-se sobre três átomos ilustra um</p><p>ponto importante a respeito da TOM: os orbitais podem se estender além de dois átomos. Na teoria da ligação</p><p>de valência, todas as representações para a ligação eram baseadas em se poder localizar pares de elétrons na</p><p>ligação entre dois átomos. Para ilustrar melhor a abordagem do OM, observe mais uma vez o benzeno</p><p>(imagem a seguir).</p><p>•</p><p>•</p><p>Diagrama de níveis de energia</p><p>para os orbitais moleculares do benzeno.</p><p>Anteriormente, vimos que os elétrons π nessa molécula estão espalhados por todos os seis átomos de</p><p>carbono. Podemos agora ver como a mesma observação pode ser feita com a TOM. Seis orbitais p contribuem</p><p>para o sistema π. Baseado na premissa de que deve haver o mesmo número de orbitais moleculares que</p><p>orbitais atômicos, o benzeno deve ter seis orbitais moleculares π. Um diagrama de níveis de energia para o</p><p>benzeno mostra que os seis elétrons de p residem nos três orbitais moleculares de energia mais baixa</p><p>(ligantes).</p><p>Uma vez que o benzeno possui seis orbitais p não hibridizados, seis orbitais moleculares π podem ser</p><p>formados. Três são ligantes e três são antiligantes. Os três orbitais moleculares ligantes acomodam os seis</p><p>elétrons π.</p><p>Teorias de ligação: conceitos, aplicações e limitações.</p><p>Neste vídeo, o especialista explicará os conceitos básicos das teorias de ligação química, quando podem ser</p><p>aplicadas e quais são as suas limitações.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>Teorias de ligação química: a Teoria da Ligação de Valência</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Teorias de ligação química: Teoria do Orbital Molecular</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o Aprendizado</p><p>Questão 1</p><p>A Teoria de Ligação de Valência (TLV) está intimamente relacionada ao conceito de hibridização molecular. Na</p><p>molécula PF5, assinale a alternativa que apresenta a correta geometria molecular e a hibridização:</p><p>A</p><p>Geometria trigonal planar com hibridização sp2.</p><p>B</p><p>Geometria bipiramidal trigonal com hibridização sp3d.</p><p>C</p><p>Geometria planar com hibridização sp3.</p><p>D</p><p>Geometria octaédrica com hibridização spd2.</p><p>E</p><p>Geometria tetraédrica com hibridização sp3.</p><p>A alternativa B está correta.</p><p>A primeira etapa é determinar a geometria dos pares de elétrons e da molécula do PF5. A geometria dos</p><p>pares de elétrons em torno do átomo de P fornece o número dos orbitais híbridos necessários. Se forem</p><p>necessários cinco orbitais híbridos, a combinação de orbitais atômicos é sp3d. Sendo assim, como o átomo</p><p>de P é cercado aqui por cinco pares de elétrons, o PF5 apresenta uma geometria molecular bipiramidal</p><p>trigonal com hibridização sp3d.</p><p>Questão 2</p><p>Estudamos a Teoria do Orbital Molecular e vimos que conceitos como o de configuração eletrônica e ordem de</p><p>ligação estão intimamente relacionadas a ela. Dessa forma, dentre as alternativas a seguir, assinale aquela que</p><p>apresenta a configuração eletrônica do íon H2</p><p>- em termos de orbitais moleculares e a respectiva ordem de</p><p>ligação do íon.</p><p>A</p><p>Configuração eletrônica para o íon H2</p><p>- : (σ1s)</p><p>2; Ordem de ligação = 1</p><p>B</p><p>Configuração eletrônica para o íon H2</p><p>- : (σ1s)</p><p>1(σ*</p><p>1s)</p><p>2; Ordem de ligação = 1,5</p><p>C</p><p>Configuração eletrônica para o íon H2</p><p>- : (σ1s)</p><p>2(σ*</p><p>1s)</p><p>1; Ordem de ligação = 0,5</p><p>D</p><p>Configuração eletrônica para o íon H2</p><p>- : (σ*</p><p>1s)</p><p>2; Ordem de ligação = 0,5</p><p>E</p><p>Configuração eletrônica para o íon H2</p><p>- : (σ1s)</p><p>1(σ*</p><p>1s)</p><p>2; Ordem de ligação = 0,5</p><p>A alternativa C está correta.</p><p>Para solucionar essa questão, primeiramente conte o número de elétrons de valência no íon e disponha</p><p>então esses elétrons no diagrama do OM para a molécula de H2</p><p>- . Esse íon apresenta três elétrons (um para</p><p>cada átomo de H, mais um para a carga negativa). Consequentemente, sua configuração eletrônica é</p><p>(σ1s)</p><p>2(σ*</p><p>1s)</p><p>1, idêntica à configuração para o He2</p><p>+. Isso significa que o H2</p><p>- também tem uma ordem de</p><p>ligação líquida de 0,5 (utilizando a equação descrita no módulo). Em consequência, prevemos que o íon H2</p><p>-</p><p>possa existir sob circunstâncias especiais.</p><p>4. Conclusão</p><p>Considerações finais</p><p>Neste conteúdo, apresentamos conceitos e definições acerca das ligações mais comumente observadas na</p><p>química, a iônica e a covalente, compreendendo características relacionadas a cada uma delas.</p><p>Observamos ainda o que são estruturas de ressonância e cargas formais, e como as propriedades dos</p><p>átomos, através da teoria VSEPR, podem interferir na geometria das moléculas.</p><p>Por fim, foram introduzidas a Teoria da ligação de Valência e a Teoria do Orbital Molecular, conceitos</p><p>extremamente importantes para o entendimento das ligações químicas entre os átomos.</p><p>Podcast</p><p>Neste podcast, o especialista responderá perguntas sobre as ligações químicas e a estrutura das</p><p>moléculas.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ouvir o áudio.</p><p>Explore +</p><p>Para saber mais sobre os assuntos explorados neste conteúdo, leia os seguintes artigos:</p><p>Ligações Químicas: Ligação iônica, Covalente e Metálica, de Hélio A. Duarte.</p><p>Contextualização Histórico-Filosófica de Orbitais atômicos e Moleculares, de Cássia F. C. Pereira. O</p><p>artigo traz um panorama histórico e mais aprofundado sobre as Teorias de Ligação de Valência e do</p><p>Orbital Molecular.</p><p>Novas Perspectivas sobre o Papel dos Orbitais Moleculares de Fronteira no Estudo Da Reatividade</p><p>Química: Uma Revisão, de Pereira, D.H. e colaboradores publicada na Revista Virtual de Química, em</p><p>2016.</p><p>Referências</p><p>BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química: A Ciência Central. 13. ed. São Paulo:</p><p>Pearson Education do Brasil, 2016.</p><p>CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH, 2013.</p><p>KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C. Química Geral e Reações Químicas. 6. ed. São Paulo: Cengage</p><p>Learning, 2015.</p><p>MCMURRY, J. Química Orgânica. São Paulo: Cengage Learning, 2016.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica. 4. ed. São Paulo: Bookman Companhia, 2008.</p><p>Fundamentos das reações químicas</p><p>As características e classificações das substâncias inorgânicas e regras de suas transformações químicas.</p><p>Prof.ª Luciana Barreiros De Lima</p><p>1. Itens iniciais</p><p>Propósito</p><p>Compreender a classificação das principais substâncias inorgânicas, bem como a relevância dos princípios</p><p>das reações químicas para o estudo dos fenômenos químicos e suas aplicações na obtenção, transformação e</p><p>conservação de produtos essenciais para a saúde e para o desenvolvimento da sociedade.</p><p>Preparação</p><p>Antes de iniciar o estudo deste conteúdo, tenha em mãos uma calculadora científica e a tabela periódica</p><p>atualizada da IUPAC.</p><p>Objetivos</p><p>Classificar os componentes inorgânicos de acordo com as regras da IUPAC.</p><p>Reconhecer as transformações da matéria, bem como suas classificações e representações simbólicas.</p><p>Identificar as relações matemáticas proporcionais presentes na química.</p><p>Aplicar leis, teorias e modelos para resolução de problemas qualitativos e quantitativos em química.</p><p>Introdução</p><p>Você pode achar que este assunto está um pouco distante da sua vida, mas os compostos inorgânicos e suas</p><p>transformações nos acompanham mais perto do que possamos imaginar. Seja no sal que adicionamos à nossa</p><p>comida e até mesmo no pingente de quartzo que usamos em um brinco ou colar, todos os compostos com</p><p>propriedades e estruturas químicas semelhantes farão parte de uma função química. Como tudo o que se faz</p><p>na ciência, esses compostos são categorizados (ou ordenados) por critérios.</p><p>As reações químicas são encontradas em toda parte. Elas não são apenas produzidas por cientistas em</p><p>laboratórios por meio da mistura de diferentes substâncias: são produzidas natural e espontaneamente de</p><p>forma contínua ao nosso redor. Muitas reações químicas acontecem dentro de nós, quando respiramos,</p><p>quando comemos, quando nos movemos.</p><p>Por isso, vamos conhecer as características e a classificação dos compostos inorgânicos e de suas principais</p><p>transformações químicas. Além disso, aprenderemos a analisar as reações químicas sobre o aspecto</p><p>quantitativo, por meio das proporções matemáticas representadas em suas equações.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>1. Funções inorgânicas</p><p>Características gerais e ácidos</p><p>Funções inorgânicas</p><p>Em 23 de junho de 2015, o registro de substâncias químicas do Chemical Abstract Service atingiu 100</p><p>que concretizaram a química como ciência</p><p>moderna.</p><p>O químico Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) propôs a teoria da</p><p>combustão como a reação dos corpos com o oxigênio. Ele introduziu o</p><p>uso da balança em seus experimentos. Ao pesar os materiais estudados</p><p>antes e depois das reações químicas, observou que a massa</p><p>permanecia constante.</p><p>Os experimentos realizados por Lavoisier sobre combustão levaram-no</p><p>a postular a lei da conservação da massa, a primeira lei ponderal, que</p><p>afirma: a soma das massas das substâncias reagentes é igual à soma</p><p>das massas dos produtos da reação. Os resultados desses estudos</p><p>levaram à publicação do livro Traite Elementaire de Chimie (Tratado de</p><p>química elementar), finalizando, assim, a era da teoria do flogisto. Por</p><p>esse feito, para muitos, Lavoisier é considerado o “pai da química</p><p>moderna”.</p><p>Recorte da obra Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) and Marie Anne Lavoisier (Marie Anne</p><p>Pierrette Paulze, 1758-1836), Jacques Louis David, 1788.</p><p>A história baseada na</p><p>química</p><p>Neste vídeo, a doutora Paula de Moraes fala sobre como os compostos</p><p>químicos e a evolução da química contribuem para a evolução e a</p><p>formação da sociedade tal como a conhecemos.</p><p>Podemos dizer que os cientistas aqui citados e muitos outros tiveram</p><p>papéis importantes na evolução da química como ciência moderna.</p><p>Sem esses estudos, o mundo atual não teria materiais sintéticos,</p><p>smartphones, computadores, produtos de higiene, cosméticos ou</p><p>medicamentos simples, como a aspirina.</p><p></p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 14/58</p><p>O desenvolvimento da química proporcionou o avanço do tratamento de</p><p>doenças, da exploração espacial, dos equipamentos eletrônicos do</p><p>cotidiano, de alimentos, medicamentos, diagnósticos, roupas, moradias,</p><p>energia, transporte e comunicações. A química trouxe qualidade e</p><p>conforto para a sociedade.</p><p>Saiba mais</p><p>Pesquise e assista à Ted Talk intitulada Como os smartphones</p><p>realmente funcionam e veja, segundo as palavras da palestrante Cathy</p><p>Mulzer, como “a química é a heroína das comunicações eletrônicas”.</p><p>Atividade 3</p><p>No século XVIII, a química estava em um estágio de transformação, e</p><p>uma figura central nessa mudança foi Antoine Lavoisier. Suas</p><p>contribuições foram tão significativas que ele é frequentemente</p><p>considerado o pai da química moderna. Qual princípio formulado por</p><p>Antoine Lavoisier estabelece que “a soma das massas das substâncias</p><p>reagentes é igual à soma das massas dos produtos da reação”,</p><p>tornando-se um dos pilares da química moderna?</p><p>Parabéns! A alternativa D está correta.</p><p>A lei da conservação da massa, formulada por Lavoisier, é uma das</p><p>“pedras angulares” da química moderna. Ela estabelece que a</p><p>massa total dos reagentes em uma reação química é igual à massa</p><p>total dos produtos, independentemente das transformações que</p><p>ocorrem. Essa descoberta colaborou para o desenvolvimento da</p><p>teoria atômica e para o entendimento das reações químicas.</p><p>A Princípio da incerteza</p><p>B Lei da gravitação universal</p><p>C Lei da ação e reação</p><p>D Lei da conservação da massa</p><p>E Lei dos gases ideais</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 15/58</p><p>Falta pouco para atingir seus objetivos.</p><p>Vamos praticar alguns conceitos?</p><p>Questão 1</p><p>Atualmente, é sabido que a matéria é composta por átomos. Porém,</p><p>os filósofos gregos acreditavam que a matéria era formada por</p><p>quatro elementos (fogo, ar, água e terra). O filósofo grego que citou</p><p>o nome “átomo” pela primeira vez foi:</p><p>Parabéns! A alternativa B está correta.</p><p>Leucipo acreditava que o universo era infinito, formado por uma</p><p>parte vazia, regida pela razão e necessidade, e uma parte cheia, que</p><p>representava a matéria, na qual estariam localizadas as partículas</p><p>fundamentais em movimento contínuo. Acredita-se que as</p><p>partículas fundamentais citadas sejam os átomos.</p><p>Questão 2</p><p>(FUNRIO – 2016 – IF-PA) O cientista francês Antoine Lavoisier, que</p><p>viveu no século XVII, é o autor de uma das mais importantes leis</p><p>relativas às reações químicas, a chamada lei de conservação das</p><p>massas. Com relação a essa lei, podemos afirmar:</p><p>A Lavoisier.</p><p>B Leucipo.</p><p>C Paracelso.</p><p>D Boyle.</p><p>E Libavius.</p><p>A</p><p>Em uma reação química, a soma das massas dos</p><p>reagentes é igual à soma das massas dos produtos.</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 16/58</p><p>Parabéns! A alternativa A está correta.</p><p>Lei de conservação das massas: a soma das massas das</p><p>substâncias reagentes é igual à soma das massas dos produtos da</p><p>reação.</p><p>2 - Características da matéria e suas</p><p>transformações</p><p>Ao �nal deste módulo, você será capaz de reconhecer os fundamentos</p><p>conceituais sobre matéria, energia e transformações da matéria.</p><p>Matéria: de�nição e</p><p>classi�cação</p><p>Assista a este vídeo e compreenda o conceito de matéria, a diferença</p><p>entre corpo e objeto, a classificação da matéria quanto ao estado físico</p><p>B</p><p>Em uma reação química, a massa dos produtos é</p><p>sempre a metade da massa dos reagentes.</p><p>C</p><p>Em uma reação química, a soma das massas dos</p><p>produtos é sempre inversamente proporcional à</p><p>soma das massas dos reagentes.</p><p>D</p><p>Em uma reação química, não existe relação entre as</p><p>massas dos reagentes e dos produtos.</p><p>E</p><p>Em uma reação química, as massas dos produtos</p><p>são sempre o dobro das massas dos reagentes.</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 17/58</p><p>e quanto à sua composição.</p><p>Matéria</p><p>A química é uma ciência que tem importante impacto no nosso dia a</p><p>dia. Vimos que seu desenvolvimento proporcionou avanços em áreas</p><p>distintas, como saúde, tecnologia, comunicação, indústria de alimentos,</p><p>entre outras. Todas as coisas ao seu redor que você pode observar e</p><p>tocar, neste momento, só se tornaram possíveis por meio da evolução</p><p>da química como ciência, e todas elas têm algo em comum. Consegue</p><p>imaginar? Sim! Elas são compostas de matéria. Agora, vamos estudar o</p><p>conceito de matéria.</p><p>Definir o conceito de matéria não foi uma tarefa fácil,</p><p>pois a palavra vem do latim materia e tem diversos</p><p>significados. Muitos autores renomados utilizam o</p><p>seguinte conceito: matéria é qualquer coisa que ocupa</p><p>lugar no espaço e possui massa.</p><p>Ao utilizarmos o termo “massa”, devemos tomar cuidado para não</p><p>confundi-lo com a ideia de peso. Entenda a diferença:</p><p>Massa</p><p>A massa de um corpo é</p><p>uma medida da sua</p><p>resistência a uma</p><p>mudança de velocidade.</p><p>Peso</p><p>O peso refere-se à força</p><p>com que o objeto é</p><p>atraído pela Terra.</p><p>São exemplos de matéria: água, areia, vidro, plástico e madeira.</p><p></p><p>Você acha que o ar é</p><p>matéria?</p><p>Resposta</p><p>Apesar de ser invisível e, muitas vezes, não</p><p>perceptível ao toque, o ar é composto por</p><p>uma mistura de gases, principalmente</p><p></p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 18/58</p><p>A matéria pode se apresentar na forma de corpo ou de objeto. O corpo</p><p>corresponde à parte limitada da matéria. Não apresenta forma, tamanho</p><p>nem quantidade de matéria específica, por exemplo, um pedaço de prata</p><p>e um bloco de madeira. O objeto, por sua vez, corresponde à parte do</p><p>corpo que apresenta especificidade, aplicabilidade, ou seja, sua</p><p>utilização tem um objetivo. Exemplos: anel e lápis.</p><p>Observe as imagems a seguir e conheça a diferença entre matéria,</p><p>corpo e objeto:</p><p>Matéria</p><p>Corpo</p><p>nitrogênio, oxigênio, argônio, dióxido de</p><p>carbono e vapor de água. A pressão</p><p>atmosférica, por exemplo, é uma medida da</p><p>força exercida pelas moléculas de ar sobre</p><p>uma superfície. Além disso, o ar também</p><p>ocupa espaço, preenchendo qualquer</p><p>recipiente no qual seja colocado. Ainda que</p><p>não possamos sentir o ar da mesma forma</p><p>que podemos tocar um objeto sólido, ele</p><p>ainda é considerado matéria por causa das</p><p>suas características físicas e químicas.</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio#</p><p>milhões.</p><p>A taxa de geração de novas substâncias é de vários milhares por dia. A maior parte é de substâncias</p><p>inorgânicas.</p><p>Chemical Abstracts Service</p><p>O Chemical Abstracts Service (CAS) [+] é uma seção da American Chemical Society.</p><p>O nome de função inorgânica foi dado ao grupo de compostos semelhantes que possuem um conjunto de</p><p>propriedades comuns. As principais funções químicas inorgânicas são: função óxido, função hidróxido, função</p><p>ácido e função sal. Observe a seguir:</p><p>Ácido</p><p>Forma hidrônio na reação com água. HF + H2O → H3O+ + F-.</p><p>Exemplos: H2SO4, HNO3, HF.</p><p>Base</p><p>Sofre dissociação com água e libera íon hidroxila NaOH → Na+ + OH-.</p><p>Exemplos: Ca(OH)2, KOH, NH4OH</p><p>Sal</p><p>Dissocia-se em água formando, ao menos, um cátion diferente de H+ e ao menos um ânion diferente</p><p>de OH- NaCl → Na+ + Cl-.</p><p>Exemplos: NaBr, LiF, MgCl2, CaSO4, AgNO3.</p><p>Óxido</p><p>Compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.</p><p>Exemplos: CO2, CO, SO3.</p><p>Ácidos</p><p>O hidrogênio é o elemento químico fundamental dos ácidos inorgânicos e existem dois grupos de ácidos:</p><p>oxiácidos e hidrácidos. Oxiácidos ou ácidos oxigenados são assim chamados porque sempre contêm o</p><p>oxigênio e são o resultado da combinação de um óxido ácido com água. Os hidrácidos são os ácidos não</p><p>oxigenados, possuem apenas hidrogênio e um elemento não metal.</p><p>Nomenclatura</p><p>Nomenclatura de hidrácidos</p><p>O nome de um hidrácido é formado colocando-se primeiro a palavra ácido, seguida do nome do não metal</p><p>junto com o sufixo ídrico.</p><p>Veja a seguir:</p><p>Ácido + prefixo do não metal + ídrico</p><p>Como exemplos temos o HF - ácido fluorídrico; HBr - ácido bromídrico; H2S - ácido sulfídrico.</p><p>Nomenclatura de oxiácidos</p><p>Na nomenclatura tradicional dos oxiácidos, acrescentamos ao nome do elemento central os prefixos hipo– /</p><p>per– e os sufixos –oso / –ico para indicar o seu estado de oxidação. Quando o elemento não metálico tem um</p><p>número de oxidação (Nox) exclusivo, a desinência –ico é adicionada à raiz do nome. Para não metais com dois</p><p>números de oxidação, a desinência –oso é adicionada à raiz do nome quando ele apresenta o menor número</p><p>de oxidação, e a desinência –ico quando é o maior. Observe a seguir:</p><p>1</p><p>Menor número de oxidação</p><p>Ácido + prefixo do não metal + oso</p><p>2</p><p>Maior número de oxidação</p><p>Ácido + prefixo do não metal + ico</p><p>No caso de o elemento não metálico apresentar quatro números de oxidação diferentes, o sufixo –oso é usado</p><p>para os que têm os dois menores números de oxidação e o sufixo –ico para os demais, adicionando o prefixo</p><p>hipo– ao menor de todos e o prefixo per– ao maior. Observe a seguir:</p><p>1</p><p>Menor número de oxidação</p><p>Ácido + hipo (prefixo do não metal) + oso</p><p>2</p><p>Menor número de oxidação</p><p>Ácido + prefixo do não metal + oso</p><p>3</p><p>Menor número de oxidação</p><p>Ácido + prefixo do não metal + ico</p><p>4 Maior número de oxidação</p><p>Ácido + per (prefixo do não metal) + ico</p><p>Resumindo...</p><p>Cl (+1) HClO Ácido hipocloroso</p><p>Cl (+3) HClO2 Ácido cloroso</p><p>Cl (+5) HClO3 Ácido clórico</p><p>Cl (+7) HClO4 Ácido perclórico</p><p>S (+2) H2SO2 Ácido hiposulfuroso</p><p>S (+4) H2SO3 Ácido sulfuroso</p><p>S (+6) H2SO4 Ácido sulfúrico</p><p>N (+3) HNO2 Ácido nitroso</p><p>N (+5) HNO3 Ácido nítrico</p><p>Tabela: Nomenclatura dos hidróxidos.</p><p>Dayse dos Santos.</p><p>É possível, também, correlacionar a nomenclatura dos oxiácidos com o número de oxidação do elemento</p><p>central (não metal):</p><p>Para oxiácidos cujo Nox dos elementos não metálico são +3 ou +4, geralmente, utiliza-se o sufixo –oso. Mas</p><p>atenção: os oxiácidos em que os não metais são elementos das famílias 13 e 14 não seguem essa regra. Isso</p><p>porque seus números de oxidação máximos são +3 e +4, respectivamente. Nesses casos, o nome do ácido</p><p>será terminado em –ico, como, por exemplo, o ácido bórico (H3BO3), em que o boro tem Nox +3, e o ácido</p><p>carbônico (H2CO3), cujo carbono tem Nox +4.</p><p>Quando os elementos centrais têm número de oxidação +5 e +6, o sufixo utilizado é o –ico.</p><p>Nos casos dos ácidos em que observamos os Nox dos elementos centrais +1 e +7, além dos sufixos –oso e –</p><p>ico, são acrescentados os prefixos hipo– e per–, respectivamente.</p><p>É importante também destacar que alguns ácidos terão prefixos especiais, relacionados ao nível de hidratação</p><p>que apresentam, como é o caso do ácido fosfórico. A estrutura desse tipo de nomenclatura segue a seguinte</p><p>regra:</p><p>Para ácidos cuja quantidade de átomos é referente a 2 moléculas do ácido padrão, menos uma</p><p>molécula de água (2 hidrogênios e 1 oxigênio), utiliza-se o prefixo piro–. O ácido pirofosfórico (H4P2O7),</p><p>por exemplo, tem a quantidade de átomos de hidrogênio (H), fósforo (P) e oxigênio (O) equivalentes a</p><p>duas moléculas do ácido fosfórico (H3PO4), menos uma molécula de água (H2O).</p><p>Para ácidos cuja quantidade de átomos equivale à fórmula química do ácido padrão menos uma</p><p>molécula de água, utilizamos o prefixo meta–. Assim, a quantidade de átomos que existem na molécula</p><p>do ácido metafosfórico (HPO3) é referente à fórmula química do ácido fosfórico subtraindo-se dela dois</p><p>átomos de hidrogênio e um de oxigênio.</p><p>1.</p><p>2.</p><p>Bases e óxidos</p><p>Bases ou hidróxidos</p><p>Um hidróxido é formado a partir da reação entre um óxido básico e a água. Eles também são conhecidos como</p><p>bases. Embora sejam compostos por três elementos distintos, os hidróxidos comportam-se como compostos</p><p>iônicos binários, já que o íon negativo, o ânion hidróxido OH-, sempre atua como uma unidade e está ligado ao</p><p>cátion metálico por uma ligação iônica. Todos recebem a denominação hidróxido de (nome do metal).</p><p>O íon hidróxido é um ânion poliatômico, derivado de uma molécula de água (H2O), pela perda de um próton</p><p>(H+).</p><p>Poliatômico</p><p>Íons poliatômicos são aqueles que apresentam mais de um átomo em sua estrutura.</p><p>Comentário</p><p>Devido à perda do próton, o oxigênio adquire uma carga negativa (pois permanece com o elétron do</p><p>hidrogênio que sai). Por esse motivo, seria mais lógico representá-lo como HO–, para indicar que a carga</p><p>recai sobre o oxigênio, e não sobre o hidrogênio. Além disso, assim seria respeitada a ordem da</p><p>sequência de elementos que utilizamos em outras ocasiões (o oxigênio, mais eletronegativo, deve ser</p><p>colocado após o hidrogênio). No entanto, o costume de escrever OH– é tão grande, que em poucas</p><p>ocasiões encontraremos a outra opção.</p><p>Para escrever sua fórmula, o símbolo do metal é colocado primeiro. Em seguida, o grupo funcional hidróxido é</p><p>escrito entre parênteses, com o Nox do metal subscrito, assim: M(OH)x.</p><p>Quando for necessário, podemos utilizar as seguintes indicações:</p><p>O número de íons hidróxido que aparecem na molécula é indicado por um prefixo multiplicador (di–, tri–,</p><p>tetra– etc.).</p><p>O número de oxidação do metal pode ser indicado imediatamente após sua nomeação (sem espaço),</p><p>entre parênteses e em algarismos romanos.</p><p>O número da carga do metal também pode ser indicado, após seu nome (sem espaços), entre</p><p>parênteses e em algarismos arábicos (acrescentando o sinal).</p><p>Os exemplos a seguir esclarecem o que está escrito acima, observe:</p><p>HIDRÓXIDO PREFIXOS NÚMEROS DE</p><p>OXIDAÇÃO NÚMEROS DE CARGA</p><p>KOH Hidróxido de potássio Hidróxido de potássio Hidróxido de potássio</p><p>AgOH Hidróxido de prata Hidróxido de prata Hidróxido de prata</p><p>CuOH Hidróxido de cobre Hidróxido de cobre (I) Hidróxido de cobre (+1)</p><p>Cu(OH)2 Dihidróxido de cobre Hidróxido de cobre (II) Hidróxido de cobre (+2)</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>HIDRÓXIDO PREFIXOS NÚMEROS DE</p><p>OXIDAÇÃO NÚMEROS DE CARGA</p><p>Hg(OH)2</p><p>Dihidróxido de</p><p>mercúrio</p><p>Hidróxido de mercúrio</p><p>(II)</p><p>Hidróxido de mercúrio</p><p>(+2)</p><p>Fe(OH)2 Dihidróxido de ferro Hidróxido de ferro (II) Hidróxido de ferro (+2)</p><p>Fe(OH)3 Trihidróxido de ferro Hidróxido de ferro (III) Hidróxido de ferro (+3)</p><p>Tabela: Nomenclatura dos hidróxidos.</p><p>Dayse dos Santos.</p><p>Óxidos</p><p>Um óxido é um composto binário porque resulta da combinação de apenas dois elementos: oxigênio e outro</p><p>elemento químico da tabela periódica com menor eletronegatividade que ele. Todos são chamados de óxido</p><p>de (nome do elemento), exceto o composto de hidrogênio, que chamamos simplesmente de água.</p><p>Eletronegatividade</p><p>A eletronegatividade do oxigênio só é menor do que a do Flúor. Portanto, a única situação</p><p>em que</p><p>compostos binários de oxigênio não é um óxido é quando o outro elemento ligado a ele é o Flúor.</p><p>Para escrever a fórmula de um óxido de forma prática, colocamos o símbolo do elemento químico seguido do</p><p>símbolo do oxigênio. Em seguida, trocamos as valências e as colocamos como subscritos; o elemento químico</p><p>corresponde ao subscrito 2 (que é a valência do oxigênio) e o oxigênio carregará a valência do elemento</p><p>químico com o qual foi combinado. Se ambos os subscritos forem pares, eles serão simplificados. De forma</p><p>genérica, os óxidos apresentam a seguinte fórmula química:</p><p>E2Ox, em que E é um elemento menos eletronegativo que o oxigênio.</p><p>Os óxidos mais comuns são aqueles classificados como óxidos ácidos e óxidos básicos.</p><p>Exemplo</p><p>A fórmula para o dióxido de carbono é CO2. Se o elemento oxidado for um não metal, teremos um óxido</p><p>ácido, também chamado de anidrido. É o caso também do Cl2O5 óxido de cloro (V) ou anidrido clórico.</p><p>Os óxidos ácidos possuem ligações covalentes, ou seja, compartilham seus elétrons de valência para</p><p>atingir a estabilidade química.</p><p>Outro exemplo é o FeO óxido de ferro (II) ou óxido ferroso. Dependendo do tipo de elemento a ser oxidado,</p><p>podemos ter metal + oxigênio, que é um óxido básico.</p><p>Os óxidos básicos são compostos que possuem ligações iônicas, ou seja, há uma transferência de elétrons</p><p>entre seus elementos, que formam um ânion carregado negativamente e um cátion carregado positivamente</p><p>que são atraídos por forças eletrostáticas.</p><p>Origem dos óxidos básico e ácido.</p><p>Um caso específico são os peróxidos. Eles são compostos binários iônicos, geralmente, produzidos pelos</p><p>metais dos grupos IA e IIA, além do zinco, da prata e do hidrogênio. Seu grupo funcional é o ânion peróxido</p><p>O2</p><p>-2 que tem uma ligação oxigênio-oxigênio. Eles são formados pela reação de um óxido básico com oxigênio.</p><p>Podemos citar como exemplos de peróxidos o Na2O2 — peróxido de sódio — e o H2O2 — peróxido de</p><p>hidrogênio ou água oxigenada.</p><p>Os peróxidos são óxidos que possuem uma quantidade maior de oxigênio do que um óxido normal; portanto,</p><p>são compostos oxidantes. É muito importante lembrar que nas fórmulas do peróxido os subscritos não são</p><p>simplificados, pois o ânion peróxido deve ser mantido.</p><p>Saiba mais</p><p>Além dos peróxidos, uma classe especial de óxidos é a dos superóxidos. Como todos os óxidos, os</p><p>superóxidos são compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Porém, um</p><p>superóxido apresenta quatro átomos de oxigênios ligados em sequência (O – O – O – O)-2 e apresenta</p><p>número de oxidação -1/2. De forma geral, a fórmula química de um superóxido é M2O4 (quando M =</p><p>metal do grupo 1) ou MO4 (quando M = metal do grupo 2).</p><p>Sais</p><p>Até agora estudamos alguns casos de combinações binárias: aquelas em que o hidrogênio participa e outras</p><p>nas quais é o oxigênio. Agora, vamos lidar com as outras combinações possíveis entre os outros elementos,</p><p>que, geralmente, são separados em dois grandes grupos:</p><p>Combinações de elementos de eletronegatividade diferente, geralmente, entre um metal eletropositivo</p><p>e um não metal eletronegativo.</p><p>Combinações de elementos de eletronegatividade comparável entre si, geralmente, não metais.</p><p>No primeiro caso, podemos considerar que o metal existe como um cátion e o não metal como um ânion, de</p><p>forma que a ligação que se estabelece entre eles é de natureza eletrostática, razão pela qual formam sólidos</p><p>iônicos, chamados de sais. Porém, na segunda opção, quando os elementos que se combinam são não</p><p>metálicos, a diferença de eletronegatividade entre eles não é muito grande e sua união, embora possa ter uma</p><p>pequena contribuição iônica, é fundamentalmente covalente.</p><p>Esses compostos são geralmente sólidos ou líquidos moleculares, e sua fórmula representa o número de</p><p>átomos que se combinam entre si em uma molécula (fórmula molecular), enquanto os sais formam redes</p><p>cristalinas, nas quais é impossível identificar moléculas discretas. A ilustração abaixo mostra as diferenças da</p><p>1.</p><p>2.</p><p>estrutura e organização de átomos dos elementos, molécula simples ou elementar, composto molecular e</p><p>composto iônico.</p><p>Sais binários (metal + não metal)</p><p>Na fórmula de um sal binário, o símbolo do metal é colocado primeiro e o símbolo do ametal depois. Como</p><p>sempre, o número de átomos de cada elemento deve ser indicado por um subscrito. Em geral, cada elemento</p><p>carrega o número de oxidação do outro como um subscrito, simplificando sempre que possível. Vamos ver</p><p>como alguns sais são formulados:</p><p>Quando o potássio (metal, número de oxidação +1) e iodo (não metal, número de oxidação -1) são</p><p>combinados, o sal resultante é formulado como KI.</p><p>Quando o sódio (metal, número de oxidação +1) e enxofre (não metal, número de oxidação -2) são</p><p>combinados, o sal Na2S é obtido.</p><p>Quando o cálcio (metal, número de oxidação +2) e selênio (não metal, número de oxidação -2) são</p><p>combinados, o composto CaSe é obtido.</p><p>Como no resto dos compostos binários, para nomear esses sais, devemos ler sua fórmula da direita para a</p><p>esquerda: no nome dos sais binários, o ânion é citado primeiro (adicionando a desinência –eto à raiz do nome</p><p>do ametal) e depois o cátion (nome do metal), com a preposição “de” entre eles.</p><p>Assim, obteríamos os seguintes nomes para os exemplos citados: iodeto de potássio (KI), sulfeto de sódio</p><p>(Na2S) e seleneto de cálcio (CaSe).</p><p>Existem alguns compostos com mais de dois elementos, mas, na prática, eles são formulados e denominados</p><p>de binários. Isso ocorre quando um dos íons, ânion ou cátion, é poliatômico, mas atua como um grupo com sua</p><p>própria identidade, com carga e nome específicos. Veja alguns exemplos comuns abaixo:</p><p>NaCN - Este composto é formado pela união do cátion Na+ e do ânion CN–, denominado cianeto. Seu</p><p>nome é, portanto, cianeto de sódio.</p><p>NH4Cl - Neste composto, o cátion amônio, NH4+, é unido ao ânion cloreto Cl–. Seu nome é cloreto de</p><p>amônio.</p><p>Mesmo entre eles, pode-se formar um composto: NH4CN, cianeto de amônio.</p><p>Oxissais</p><p>Os oxissais são compostos iônicos não binários, nos quais o elemento mais eletronegativo é o oxigênio. Da</p><p>mesma forma que vimos anteriormente para os sais binários, a nomenclatura dos oxissais apresentará a</p><p>seguinte estrutura:</p><p>(Nome do ânion) de (nome do cátion)</p><p>Se pensarmos que os sais são o produto principal das reações entre ácidos e base, é fácil compreender que a</p><p>nomenclatura desses compostos depende das espécies que lhes deram origem: o cátion é proveniente da</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>base e o ânion é proveniente do ácido. Assim, devido a essa relação direta entre o ânion e o ácido, ao</p><p>alterarmos a terminação do nome do ácido, podemos prever o nome do seu ânion correspondente:</p><p>Sufixo do ácido Exemplo de ácido Sufixo do ânion Exemplo de ânion</p><p>OSO Ácido cloroso (HClO2) ITO Clorito (ClO2</p><p>- )</p><p>ICO Ácido clórico (HClO3) ATO Clorato (ClO3</p><p>- )</p><p>Tabela: Nomenclatura dos ânions.</p><p>Dayse dos Santos.</p><p>Atenção</p><p>Os ânions referentes a ácidos cuja nomenclatura contém os prefixos hipo– e per– também os terão,</p><p>como é o exemplo do hipoclorito (HClO-), proveniente do ácido hipocloroso (HClO) e o perclorato</p><p>(HClO4-), oriundo do ácido perclórico (HClO3).</p><p>Funções inorgânicas: como reconhecê-las</p><p>Confira demonstrações das maneiras de identificar as funções inorgânicas.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>Óxidos</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Sais</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o aprendizado</p><p>Questão 1</p><p>(UFPA) Considerando a equação química: Cl2O7 + 2 NaOH → 2 NaClO4 + H2O, os reagentes e produtos</p><p>pertencem, respectivamente, às funções</p><p>A</p><p>óxido, base, sal e óxido.</p><p>B</p><p>sal, base, sal e hidreto.</p><p>C</p><p>ácido, sal, óxido e hidreto.</p><p>D</p><p>óxido, base, óxido e hidreto.</p><p>E</p><p>base, ácido, óxido e óxido.</p><p>A alternativa A está correta.</p><p>Cl2O7: óxido (composto formado por dois elementos, sendo que o mais eletronegativo</p><p>deles é o oxigênio);</p><p>NaOH: base (composto que se dissocia em água e libera íons, dos quais o único ânion é o hidróxido, OH-:</p><p>NaOH → Na+ + OH-); NaClO4: sal (composto que, em solução aquosa, sofre dissociação iônica, liberando</p><p>pelo menos um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-); H2O: óxido.</p><p>Questão 2</p><p>(UEMA – 2015) O NO2 e o SO2 são gases causadores de poluição atmosférica que, entre os danos</p><p>provocados, resulta na formação da chuva ácida quando esses gases reagem com as partículas de água</p><p>presentes nas nuvens, produzindo HNO3 e H2SO4. Esses compostos, ao serem carregados pela precipitação</p><p>atmosférica, geram transtornos, tais como contaminação da água potável, corrosão de veículos, de</p><p>monumentos históricos etc. Os compostos inorgânicos citados no texto correspondem, respectivamente, às</p><p>funções</p><p>A</p><p>sal e óxido.</p><p>B</p><p>base e sal.</p><p>C</p><p>ácido e base.</p><p>D</p><p>base e óxido.</p><p>E</p><p>óxido e ácido.</p><p>A alternativa E está correta.</p><p>NO2 - dióxido de nitrogênio; SO2 - dióxido de enxofre; HNO3 - ácido nítrico; H2SO4 - ácido sulfúrico.</p><p>2. Reações químicas</p><p>Transformações físicas e químicas</p><p>Ocorrência e representação de uma reação química</p><p>Você já deve ter ouvido falar na expressão reações químicas, então sabe que as substâncias químicas podem</p><p>se transformar em outras e que, quando isso acontece, dizemos que ocorreu uma mudança química, uma</p><p>transformação química ou uma reação química. Todos esses termos significam a mesma coisa. Mas o que isso</p><p>é realmente? Como ocorrem as reações químicas? Como representá-las? Essas e outras perguntas podem</p><p>passar pela sua cabeça. Aqui, você poderá esclarecer todas essas ideias.</p><p>Para começar, podemos dizer que as reações químicas são encontradas em toda parte. Elas não são apenas</p><p>realizadas por cientistas (ou professores e seus alunos) em laboratórios por meio da mistura de diferentes</p><p>substâncias, mas são produzidas natural e espontaneamente de forma contínua ao nosso redor.</p><p>Muitas reações químicas acontecem dentro do nosso corpo, quando respiramos, comemos e nos</p><p>movemos. Somos capazes de causar muitas reações químicas quando cozinhamos, acendemos um</p><p>fósforo, usamos alguns produtos de limpeza.</p><p>A matéria ora sofre transformações químicas ora sofre transformações físicas. Uma transformação física é</p><p>aquela que não altera a estrutura, a natureza da matéria. Mudanças de estado físico são um exemplo deste</p><p>caso. Uma transformação química necessariamente está relacionada a uma reação química, que promove uma</p><p>alteração na natureza da matéria. A combustão de um material é um exemplo.</p><p>Estados da matéria</p><p>Estados físicos da matéria.</p><p>Falar sobre a natureza de uma substância é o mesmo que descrever sua composição e estrutura, ou seja, de</p><p>quais elementos ela é composta e em que proporção. Isso pode se tratar de uma única substância pura ou de</p><p>uma mistura de várias.</p><p>Quando uma ou mais dessas substâncias puras “desaparecem” em uma transformação da matéria, ocorre uma</p><p>transformação ou reação química. Como você bem sabe, a matéria não pode desaparecer (lei de Lavoisier,</p><p>que explicaremos mais adiante), então, ao mesmo tempo, uma ou mais novas substâncias puras “aparecem”</p><p>formadas com os átomos os quais “desapareceram”. Se nenhuma substância “apareceu” ou “desapareceu” na</p><p>transformação, então, ocorreu uma mudança física.</p><p>Componentes que formam a molécula de água.</p><p>Agora você sabe que uma reação química consiste na transformação de algumas substâncias em outras. Por</p><p>exemplo, se colocarmos o gás oxigênio e o gás hidrogênio em contato nas condições certas, eles reagirão</p><p>para dar água líquida.</p><p>Nesse exemplo, oxigênio e hidrogênio, que são as substâncias que existem inicialmente e que vão</p><p>“desaparecer”, dizemos que são as substâncias que reagem ou os reagentes e a água que é a nova</p><p>substância, aquela que “aparece”, dizemos que é o produto.</p><p>Sabemos também que, na Química, utilizam-se símbolos para simplificar os nomes das fórmulas químicas. Da</p><p>mesma maneira, em vez de descrever reações químicas com palavras, como visto no exemplo anterior,</p><p>podemos fazê-lo de forma simbólica, o que é conhecido como equação química.</p><p>Resumindo</p><p>Uma equação química é uma maneira simples de descrever uma reação química: é como uma frase</p><p>gramatical, na qual fórmulas e símbolos são usados em vez de palavras. Muitas informações são</p><p>fornecidas de forma concisa e resumida por meio de uma equação química.</p><p>Em uma equação química, o sinal “+” é lido como “reage com” e a seta como “produz”. Os compostos ou</p><p>elementos que aparecem no lado esquerdo da seta são chamados de reagentes e os do lado direito, produtos.</p><p>Os números que aparecem à esquerda da fórmula molecular dos compostos indicam a quantidade de matéria</p><p>daquele composto que é necessária para essa reação em particular.</p><p>O estado físico das substâncias envolvidas em uma reação química também é indicado na equação; para isso,</p><p>os subscritos são escritos entre parênteses após cada fórmula. O (s) subscrito é usado quando a substância</p><p>aparece no estado sólido, (l) se é um líquido e (g) quando aparece como um gás. Se algum dos reagentes ou</p><p>produtos estiver em solução aquosa, se utiliza (aq).</p><p>As condições necessárias para realizar uma reação podem ser indicadas acima ou abaixo da seta; seria o caso</p><p>de uma determinada temperatura ou pressão. Um delta maiúsculo (∆), colocado acima da seta, indica que</p><p>calor deve ser fornecido para que a reação ocorra.</p><p>A equação química para nossa reação do exemplo, entre oxigênio e hidrogênio, é:</p><p>De uma maneira ampla, as reações químicas acontecem quando as ligações químicas são quebradas ou</p><p>formadas entre os átomos.</p><p>Classificação das reações químicas</p><p>As reações químicas podem ser classificadas sob diferentes perspectivas. Veremos algumas delas a seguir.</p><p>Segundo o sentido da reação</p><p>Algumas reações químicas acontecem em uma direção até que os reagentes terminem. Essas reações são</p><p>conhecidas como irreversíveis. Elas ocorrem em apenas uma direção (→) até que a reação esteja completa, ou</p><p>seja, até que um ou todos os reagentes sejam exauridos. Eles, geralmente, ocorrem quando precipitados são</p><p>formados, gases são liberados em recipientes abertos ou produtos muito estáveis são formados que não</p><p>reagem para formar as substâncias iniciais ou reagentes.</p><p>No entanto, existem outras reações que são classificadas como reversíveis. São aquelas em que a reação</p><p>ocorre em ambas as direções (⇌). Geralmente, é uma reação realizada em um sistema fechado, então, os</p><p>produtos que se formam interagem entre si para reagir na direção oposta (←) e regenerar os reagentes. Após</p><p>um certo tempo, as taxas de reação direta (→) e inversa (←) tornam-se iguais, estabelecendo o equilíbrio</p><p>químico.</p><p>Segundo a energia envolvida no processo</p><p>Nessa classificação, existem as reações exotérmicas: é aquela reação química que libera energia calorífica</p><p>para o ambiente que a circunda à medida que ocorre, o que acarreta um aumento na temperatura do entorno</p><p>do sistema onde ocorre a reação.</p><p>No entanto, existem também as reações endotérmicas, que são aquelas que absorvem energia à medida que</p><p>ocorrem. São reações que não acontecem naturalmente nas condições ambientais, portanto não são</p><p>espontâneas. Neste grupo estão as reações de decomposição térmica (ou pirólise).</p><p>Pela forma como os produtos se originam</p><p>A partir desta classificação, podemos prever o seguinte esquema:</p><p>Resumo dos tipos de reações químicas.</p><p>Veja cada uma dessas reações a seguir:</p><p>Reação de síntese ou combinação</p><p>Neste tipo de reação, duas ou mais substâncias se unem para formar outra; por exemplo, quando o</p><p>enxofre e o ferro são combinados, o sulfeto de ferro é sintetizado.</p><p>O pó amarelo de enxofre e a limalha de ferro reagem e se transformam em um novo produto com</p><p>propriedades completamente diferentes daquelas que caracterizam os reagentes.</p><p>Reação de composição</p><p>Neste caso, uma substância é dividida em duas outras, necessariamente mais simples (compostas</p><p>por menos átomos).</p><p>Muitas reações de decomposição requerem energia elétrica para serem realizadas; por exemplo, por</p><p>meio da corrente elétrica,</p><p>o oxigênio e o hidrogênio que formam a água podem ser separados. O</p><p>processo de separar substâncias quimicamente usando eletricidade é conhecido como eletrólise.</p><p>Reação de simples troca</p><p>Neste tipo de reação, um elemento reage substituindo outro em um composto, e esse elemento que se</p><p>desloca aparece como uma substância simples; portanto, os reagentes e produtos são uma substância</p><p>simples e uma substância composta. Para que um elemento seja deslocado, aquele que vai deslocá-lo deve</p><p>estar mais ativo. Os metais podem ser organizados em uma sequência conhecida como ordem de reatividade.</p><p>Esta série é mostrada abaixo (incluindo hidrogênio, embora não seja um metal).</p><p>Reação de dupla troca</p><p>Neste tipo de reação, ocorre uma troca entre os átomos ou íons dos reagentes para formar outras</p><p>substâncias mais estáveis. Geralmente, ocorrem em soluções aquosas e os átomos ou íons</p><p>participantes não alteram seu número de oxidação ao passar dos reagentes aos produtos. A forma</p><p>geral deste tipo de reação é:</p><p>Reação de oxirredução</p><p>São aquelas em que se verifica a transferência de elétrons entre os reagentes. Para sabermos se isso</p><p>ocorreu, devemos observar o número de oxidação.</p><p>Se um elemento ganhar elétrons, o seu número de oxidação diminui e dizemos que ele reduziu; se o</p><p>elemento perder elétrons, esse número aumenta e ele sofreu oxidação.</p><p>Nox e reações químicas importantes para a vida</p><p>Como calcular o número de oxidação dos íons nas substâncias</p><p>Devemos levar em consideração, para o cálculo do número de oxidação (nox) de cada termo em uma reação</p><p>química, alguns princípios:</p><p>O Nox de cada átomo em uma substância simples é sempre zero, já que os átomos apresentam a</p><p>mesma eletronegatividade e, em uma possível quebra da ligação, ninguém perde (ou ganha) elétrons.</p><p>Exemplos: P4, O2, O3.</p><p>O Nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga.</p><p>Exemplos:</p><p>L1+ NoX + 1, Ca2+ NoX + 2, Br- NoX -1.</p><p>Alguns elementos possuem Nox fixo quando formam compostos.</p><p>Metais Alcalinos (IA)</p><p>(Li, Na, K, Rb Cs e Fr)</p><p>Nox = + 1</p><p>Exemplo: K 2 SO 4</p><p>Nox = + 1</p><p>Metais Alcalinos-terrosos (IIA)</p><p>(Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra)</p><p>Nox = + 2</p><p>Exemplo: Ca O</p><p>Nox = + 2</p><p>Zn (zinco) Nox = + 2</p><p>Exemplo: Zn SO 4</p><p>Nox = + 2</p><p>Ag (prata) Nox = + 1</p><p>Exemplo: Ag Cℓ</p><p>Nox = + 1</p><p>Al (alumínio) Nox = + 3 Exemplo: Aℓ 2 O 3 Nox = + 3</p><p>Tabela: Resumo dos conceitos de oxidação e redução.</p><p>Dayse dos Santos.</p><p>O Nox do hidrogênio</p><p>O Nox do hidrogênio, em substâncias compostas, pode ser +1 ou -1</p><p>Exemplos:</p><p>Agora, quando o hidrogênio estiver ligado a metal, formando hidretos metálicos, seu Nox é</p><p>Exemplos: .</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>O Nox do elemento oxigênio</p><p>O Nox do elemento oxigênio pode variar entre -2 e -1 quando ligado a elementos menos</p><p>eletronegativos, e assume Nox positivo quando ligado ao flúor. No difluoreto de oxigênio (OF2), o</p><p>oxigênio tem Nox +2.</p><p>Exemplos:</p><p>CO Nox - 2, H2O Nox - 2, H2SO4 Nox - 2</p><p>Nos peróxidos, que contém o íon , o Nox do oxigênio é . Exemplos: .</p><p>Os halogênios</p><p>Os halogênios, geralmente, possuem Nox = -1 quando formam compostos binários (substâncias que</p><p>só possuem 2 elementos), nos quais são o mais eletronegativo.</p><p>Exemplos:</p><p>A soma dos Nox</p><p>A soma dos Nox de todos os átomos constituintes de um composto iônico ou molecular é sempre</p><p>zero.</p><p>Reações químicas comuns</p><p>Na vida cotidiana, as reações químicas nos acompanham na maioria das atividades que realizamos. O nosso</p><p>corpo é considerado um laboratório em atividade constante, pois são necessárias infinitas reações químicas</p><p>para que ele funcione normalmente.</p><p>Tipos de reações químicas</p><p>Entenda como ocorrem as reações químicas no corpo humano.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Os processos vitais são uma série de ações realizadas por organismos vivos. A seguir, você pode verificar</p><p>duas reações químicas que ocorrem em alguns desses processos.</p><p>Fotossíntese: é um processo que ocorre em organismos fotossintetizantes, no qual a luz solar é convertida em</p><p>energia química para que compostos orgânicos sejam sintetizados. Nela, o dióxido de carbono que a planta</p><p>retira do meio ambiente e a água que obtém do solo transformam-se em glicose. Essa reação química é</p><p>representada pela seguinte equação:</p><p>Respiração celular: este importante processo ocorre dentro das células de todos os organismos vivos, pode</p><p>ser aeróbio (ocorrendo com a presença de oxigênio) ou anaeróbio (quando ocorre na ausência de oxigênio). É</p><p>o processamento dos nutrientes obtidos por meio de uma reação exotérmica, ou seja, que transfere energia</p><p>para o ambiente externo.</p><p>Reações químicas no corpo humano.</p><p>Ainda existem vários outros, veja a seguir:</p><p>Metabolismo dos alimentos: todos os processos digestivos são baseados em reações.</p><p>Recepção de estímulos: visão, olfato, audição, resposta ao calor ou dor são devidos a impulsos</p><p>nervosos. Esses impulsos são gerados a partir da interação de substâncias chamadas de</p><p>neurotransmissores, que são sintetizadas e liberadas por neurônios pré-sinápticos, com receptores</p><p>presentes na membrana celular de neurônios pós-sinápticos.</p><p>Crescimento: fabricação de proteínas e novas células.</p><p>Imunidade: mecanismos de defesa contra doenças.</p><p>Fermentação e decomposição da matéria orgânica, por microrganismos.</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>O vídeo a seguir aborda os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>Ocorrência e representação de uma reação química</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Classificação das reações químicas</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o aprendizado</p><p>Questão 1</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>As reações representadas abaixo podem ser classificadas de acordo com os reagentes e produtos</p><p>apresentados. Verifique, para cada uma delas, como será essa classificação, respectivamente.</p><p>A</p><p>Dupla troca; simples troca; decomposição.</p><p>B</p><p>Decomposição; dupla troca; simples troca.</p><p>C</p><p>Dupla troca; decomposição; simples troca.</p><p>D</p><p>Síntese; decomposição; simples troca.</p><p>E</p><p>Decomposição; simples troca; dupla troca.</p><p>A alternativa C está correta.</p><p>Na primeira equação, temos duas substâncias compostas originando duas outras substâncias compostas</p><p>diferentes das primeiras. Na segunda equação, temos uma substância composta que origina outras duas</p><p>substâncias. Na terceira e última equação, temos uma substância simples e uma substância composta,</p><p>dando origem a outra substância simples e a outra substância composta, as quatro substâncias diferentes</p><p>entre si.</p><p>Questão 2</p><p>Assinale a alternativa que representa uma reação de decomposição.</p><p>A</p><p>A oxidação de um gás.</p><p>B</p><p>A união de vários reagentes para formar um único produto.</p><p>C</p><p>A oxidação de um metal.</p><p>D</p><p>A ruptura de um único reagente para formar dois produtos.</p><p>E</p><p>Uma reação de combustão de um composto orgânico.</p><p>A alternativa D está correta.</p><p>Em uma reação de decomposição, temos uma substância composta que origina outras duas substâncias.</p><p>Antoine Lavoisier.</p><p>3. Balanceamento de reações químicas</p><p>As leis que regem os cálculos químicos</p><p>Para os químicos do século XVIII, um composto químico era uma substância composta de dois ou mais</p><p>elementos e que podia ser separada nesses elementos usando os procedimentos químicos apropriados.</p><p>Sabia-se que, ao fornecer calor a um metal exposto ao ar atmosférico, obtinha-se o óxido correspondente</p><p>(síntese) e algumas substâncias eram decompostas em seus elementos (análise).</p><p>A generalização do uso de balanças nos laboratórios da época permitiu o desenvolvimento de estudos dessas</p><p>reações e dos compostos que delas participavam. Assim, as leis ponderais da Química (ponderal significa em</p><p>relação ao peso ou massa de um corpo) ou as leis estequiométricas (em relação à proporção em que os</p><p>elementos são combinados entre si) foram sendo conhecidas.</p><p>Lei de Lavoisier (Lei de Conservação de Massa)</p><p>O francês Antoine Lavoisier é considerado o pai da química</p><p>moderna porque, graças aos seus estudos experimentais e</p><p>ao tratamento sistemático que fez deles, conseguiu</p><p>dignificá-la e elevá-la à categoria</p><p>de disciplina científica. Em</p><p>estudos anteriores, foi verificado que os metais atingiam um</p><p>notável aumento de massa quando oxidados, ou que ocorria</p><p>uma perda de massa durante a combustão, fatos que foram</p><p>interpretados assumindo a existência de uma substância</p><p>intangível, chamada de flogisto, que os corpos possuíam,</p><p>que poderia ser liberada ou incorporada por substâncias</p><p>envolvidas em uma reação química.</p><p>Não há complexidade da Lei de Lavoisier. Sua importância</p><p>vem da sua implantação, no final do século XVIII, que</p><p>marcou o nascimento da química moderna e o abandono da</p><p>sua antecessora, a alquimia. Por isso, seu autor, Antoine</p><p>Lavoisier, é conhecido como o pai da química.</p><p>A Lei de Lavoisier, ou Lei da Conservação de Massas, prevê que a matéria não pode ser criada nem</p><p>destruída, ela será transformada. A partir dessa premissa, podemos concluir que, durante uma</p><p>reação química, os átomos se reorganizam entre si para dar origem a outras substâncias, sem que</p><p>haja perda ou ganho de massa durante o processo. Ou seja, se a reação é completa, a soma das</p><p>massas dos reagentes deverá ser a soma das massas dos produtos.</p><p>Embora esta ideia possa nos parecer muito lógica e sensata e que não exista muito mérito em chegar a essa</p><p>conclusão, Lavoisier teve que realizar numerosos e meticulosos experimentos para convencer aqueles que,</p><p>naquela época, pensavam que, ao aquecer um metal, ele ganhava massa quando se transformava em uma</p><p>nova substância. Em um recipiente fechado, Lavoisier mediu as massas do sólido e do ar antes e depois da</p><p>combustão e concluiu que a massa que o metal ganhou era igual à massa de ar que foi perdida.</p><p>Lei de Proust (Lei de Proporções Definidas)</p><p>Joseph Louis Proust.</p><p>No final do século XVIII e início do século XIX, o</p><p>químico francês Joseph Louis Proust realizou</p><p>um grande número de experimentos, em que</p><p>estudou a composição de uma série de</p><p>substâncias, determinando que as proporções</p><p>pelas quais os elementos se combinavam para</p><p>formar um determinado composto eram sempre</p><p>as mesmas, independentemente da origem ou</p><p>da forma como esses compostos foram</p><p>obtidos. Essa conclusão, agora chamada de Lei</p><p>de Proust, explica que, por exemplo, na água,</p><p>sempre se verifica que, para cada grama de</p><p>hidrogênio, há oito gramas de oxigênio.</p><p>Graças a evidências experimentais e ao apoio</p><p>de outros cientistas, como Berzelius, Proust</p><p>ganhou a confiança da comunidade científica e</p><p>suas opiniões foram aceitas. Os compostos que atendem à Lei de Proust são chamados de compostos</p><p>estequiométricos e são considerados verdadeiros compostos químicos.</p><p>Lei de Dalton (Lei de Proporções Múltiplas)</p><p>Com o aprofundamento no estudo dos diferentes compostos químicos, observou-se que havia elementos que</p><p>se combinavam em proporções diferentes, dando origem a compostos diferentes. Assim, puderam ser</p><p>encontrados diferentes óxidos de cloro, nos quais se constatou que, para cada 71 gramas de cloro, havia uma</p><p>quantidade de oxigênio que poderia ser de 16, 48, 80 ou 112 gramas, dependendo do óxido considerado.</p><p>Como pode ser visto na tabela a seguir, por serem compostos diferentes, as proporções de oxigênio e cloro</p><p>variam de um óxido para outro, mas as relações entre eles são sempre números inteiros simples:</p><p>ÓXIDOS DE</p><p>CLORO</p><p>GRAMAS DE</p><p>CLORO</p><p>GRAMAS DE</p><p>OXIGÊNIO</p><p>PROPORÇÃO</p><p>HIDROGÊNIO/CLORO</p><p>RELAÇÃO</p><p>ENTRE ELAS</p><p>Óxido</p><p>hipocloroso</p><p>71 16 0,225 0,225/0,225 = 1</p><p>Óxido cloroso 71 48 0,676 0,676/0,225 = 3</p><p>Óxido clórico 71 80 1,127 1,127/0,225 = 5</p><p>Óxido</p><p>perclórico</p><p>71 112 1,577 1,577/0,225 = 7</p><p>Tabela: Resultados do experimento de Dalton.</p><p>John Dalton.</p><p>Por meio de estudos semelhantes realizados com grande número de compostos, o químico inglês John Dalton</p><p>generalizou na lei que leva seu nome, o que nos faz afirmar que:</p><p>As quantidades de um elemento que se combinam com uma quantidade fixa de outro para formar</p><p>diferentes compostos estão em uma relação de números inteiros simples.</p><p>Balanceamento de reações químicas</p><p>O que significa balancear uma equação química? Significa que deve haver uma equivalência entre o número de</p><p>reagentes e o número de produtos em uma equação.</p><p>O equilíbrio das equações nada mais é do que uma consequência da lei de conservação da massa de</p><p>Lavoisier, de modo que a massa dos reagentes deve ser igual à massa dos produtos, o que implica que a</p><p>quantidade e variedade de átomos presentes nos reagentes deve ser mantida no produtos (a única coisa que</p><p>varia é a forma como são combinados).</p><p>Para equilibrar uma equação química, primeiro, temos que identificar o tipo ao qual pertence. As reações</p><p>químicas podem ser classificadas em:</p><p>Reações que não envolvem oxirredução</p><p>Nenhuma espécie muda seu estado de</p><p>oxidação.</p><p>Reações que envolvem oxirredução</p><p>Pelo menos duas espécies mudam seu número</p><p>de oxidação.</p><p>Balanceamento por tentativas</p><p>Neste método, tentaremos equilibrar o número de átomos na equação química, modificando os valores das</p><p>substâncias presentes em um ou nos dois lados, para que haja igualdade entre o número de átomos das</p><p>substâncias reagentes e as substâncias produzidas. É um método de tentativa e erro.</p><p>Para saber se a equação está balanceada, devemos contar o número de átomos de um lado e do outro; se o</p><p>total for o mesmo em ambos os lados, então, consideramos que a equação está equilibrada. Para equilibrar</p><p>uma equação por tentativa e erro, temos que seguir as seguintes regras:</p><p>Não adicionaremos elementos que não pertencem à equação.</p><p>Não modificaremos os índices dos elementos da equação, ou seja, se, de um lado, o hidrogênio tem um</p><p>índice 2, deve continuar com o índice 2.</p><p>Podemos expressar o aumento de átomos adicionando o número de átomos de qualquer um dos</p><p>compostos da mistura. Assim, se quisermos expressar que existem 4 átomos de ácido clorídrico,</p><p>escreveremos 4HCl.</p><p>É conveniente começar a equilibrar com os elementos que aparecem apenas uma vez em cada</p><p>membro, deixando para o final aqueles que aparecem mais de uma vez, se necessário.</p><p>Hidrogênio e oxigênio estão entre os últimos elementos a serem considerados para o equilíbrio.</p><p>Balanceamento redox</p><p>Uma reação de redução de oxirredução nada mais é do que uma perda e ganho de elétrons. Em uma reação,</p><p>se um elemento oxida, então, também deve existir um elemento que é reduzido.</p><p>Comentário</p><p>É importante mencionar que não pode haver uma reação de oxidação sem ocorrer qualquer reação de</p><p>redução acoplada. Os elétrons sempre são transferidos da espécie que é oxidada (perde elétrons) para</p><p>aquela que é reduzida (ganha elétrons).</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Reações químicas acontecem no nosso organismo.</p><p>A espécie que é reduzida (aquela que ganha elétrons) é chamada de agente oxidante, isso porque os elétrons</p><p>que essa espécie ganha são provenientes de outra espécie, ou seja, “tira” elétrons de outra espécie química,</p><p>em outras palavras, ele oxida. Analogamente, as espécies que oxidam (aquelas que perdem elétrons) recebem</p><p>o nome de agente redutor, pois cedem os elétrons para uma outra espécie, provocando uma redução na</p><p>espécie que recebeu os elétrons.</p><p>Atenção</p><p>Não confunda oxidação com oxidante ou redução com redutor! Uma substância é oxidante quando</p><p>oxida. Uma substância é redutora quando reduz alguma outra.</p><p>Para poder fazer o balanceamento pelo método redox, é importante lembrar como determinar o número de</p><p>átomos de um elemento em um composto, bem como determinar a quantidade de número de oxidação de</p><p>cada elemento e conhecer as etapas do método redox. Para equilibrar uma equação pelo método redox,</p><p>temos que seguir as seguintes regras:</p><p>Verificar se a equação está corretamente escrita.</p><p>Colocar os números de oxidação em cada um dos elementos.</p><p>Observar que os números de oxidação mudaram (um elemento é oxidado e um é reduzido).</p><p>Escrever a diferença nos números de oxidação de um mesmo elemento.</p><p>Multiplicar a diferença nos números de oxidação pela atomicidade (quantidade de átomos) de cada</p><p>elemento.</p><p>Inverter os resultados, pois na equação balanceada, o resultado da multiplicação entre a diferença de</p><p>Nox e a atomicidade do elemento que sofreu oxidação será o coeficiente</p><p>do elemento que sofreu</p><p>redução. Assim como o resultado da multiplicação da diferença de Nox pela atomicidade do elemento</p><p>que foi reduzido será o coeficiente do elemento que foi oxidado.</p><p>Colocar os resultados como coeficientes no lugar correspondente.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Completar o saldo por tentativa e erro.</p><p>Verificar o número de átomos em cada membro da equação.</p><p>Se todos os coeficientes são divisíveis, eles são reduzidos à sua expressão mínima.</p><p>Como balanceamos as reações químicas?</p><p>Compreenda, neste vídeo, como balancear uma equação.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Balanceamento pelo método do íon-elétron</p><p>O balanceamento das reações redox pelo método mostrado anteriormente é extremamente útil e, em</p><p>princípio, pode ser utilizada para balancear qualquer reação de oxirredução. No entanto, existe um método,</p><p>denominado método do íon-elétron, o qual nos dá uma melhor compreensão das transferências eletrônicas</p><p>que estão ocorrendo na reação. Para balancear a equação por esse método, começamos separando a</p><p>equação química em duas semirreações, uma mostrando o processo de oxidação e a outra mostrando o</p><p>processo de redução. Essas duas semirreações são então balanceadas individualmente e, em seguida,</p><p>somadas para fornecer a equação geral da reação química. Vamos a um exemplo para entender o passo a</p><p>passo?</p><p>No nosso exemplo, os íons serão oxidados a pelos íons dicromato que, por sua vez,</p><p>terá o cromo reduzido a , em uma reação que ocorre em meio ácido. Veja o passo a passo a seguir:</p><p>Escrever a equação não balanceada</p><p>(meio ácido)</p><p>Separar a equação nas duas semirreações</p><p>(oxidação)</p><p>(redução)</p><p>Balancear todos os átomos com exceção dos átomos de oxigênio e hidrogênio</p><p>(oxidação)</p><p>(redução)</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Balancear os átomos de oxigênio e hidrogênio. Aqui vai depender do pH em que a</p><p>reação ocorre</p><p>Como estamos tratando de uma reação em meio ácido, faremos esse ajuste acrescentando moléculas</p><p>de água ao produto e íons H+ aos reagentes. No nosso caso, a semirreação de oxidação não contém</p><p>esses átomos.</p><p>Para o átomo de oxigênio:</p><p>(redução)</p><p>Para o átomo de hidrogênio:</p><p>(redução)</p><p>Equilibrar as cargas acrescentando elétrons conforme necessário</p><p>Devemos nos atentar aqui para os índices: a presença de 2 íons Cr3+, por exemplo, resulta em 6</p><p>cargas positivas.</p><p>(oxidação)</p><p>(redução)</p><p>Multiplicar as semirreações de maneira que os elétrons se anulem</p><p>No nosso exemplo, temos 6 elétrons no lado dos reagentes da semirreação de redução e apenas 1</p><p>elétron no lado dos produtos da semirreação de oxidação; assim, vamos multiplicar a semirreação de</p><p>oxidação por 6 para equilibrar o número de elétrons.</p><p>(oxidação)</p><p>(redução)</p><p>Somar as semirreações cancelando os elétrons em ambos os lados</p><p>Importante: caso a reação ocorra em meio básico, o passo 4 mudará de forma que balancearemos os átomos</p><p>de oxigênio e hidrogênio adicionando moléculas de água no lado dos reagentes e íons hidroxila no lado dos</p><p>produtos.</p><p>Método algébrico</p><p>O método algébrico de balanceamento de equações é um método matemático que consiste em atribuir</p><p>incógnitas a cada uma das espécies na equação química. As equações serão estabelecidas em função dos</p><p>átomos e, esclarecendo essas incógnitas, encontraremos os coeficientes buscados.</p><p>Atenção</p><p>Você deve saber que o método algébrico não funciona para todas as equações, mas funciona para a</p><p>maioria delas. É muito importante que você verifique bem se os compostos das equações estão</p><p>corretos, pois um erro complicaria o procedimento.</p><p>Para realizar esse método de balanceamento, sugerem-se as seguintes etapas:</p><p>Um literal deve ser atribuído a cada espécie química da reação (a, b, c, d, e, f, g…).</p><p>Uma equação matemática deve ser estabelecida para cada elemento participante da reação, usando</p><p>os literais previamente atribuídos.</p><p>O literal que aparecer mais vezes nas equações deve receber o valor 1 ou às vezes pode receber o</p><p>valor 2.</p><p>Os valores dos outros literais devem ser resolvidos algebricamente.</p><p>Se os resultados obtidos forem frações, multiplicam-se todos pelo menor denominador comum,</p><p>obtendo-se resultados inteiros.</p><p>Os valores assim obtidos correspondem aos coeficientes estequiométricos de cada espécie química,</p><p>portanto, estão registrados na reação original.</p><p>Verifique agora se a reação está equilibrada.</p><p>Por exemplo:</p><p>Atribuindo os literais:</p><p>Estabelecendo uma equação matemática para cada elemento:</p><p>Al: a = 2d (espécies em que aparece e o número de átomos que existem)</p><p>Mn: b = c</p><p>O: 2b = 3d</p><p>Como o literal b aparece em duas equações, atribuímos a ele o valor 1 e procedemos para resolver</p><p>algebricamente os outros valores:</p><p>b = 1, portanto, se: b = c, então c = 1.</p><p>Se 2b = 3d, então: 2 = 3d e, portanto, d = 2/3.</p><p>Se a = 2d então: a = 2 (2/3), portanto, a = 4/3.</p><p>Como temos frações, multiplicamos pelo menor denominador comum:</p><p>A = 4/3 x 3 = 4</p><p>B = 1 x 3 = 3</p><p>C = 1 x 3 = 3</p><p>D = 2/3 x 3 = 2</p><p>Já temos os coeficientes estequiométricos, então, passamos a anotá-los na reação original:</p><p>1.</p><p>2.</p><p>3.</p><p>4.</p><p>5.</p><p>6.</p><p>7.</p><p>Se verificarmos a igualdade dos átomos, temos:</p><p>Al</p><p>4 contra 4</p><p>Mn</p><p>3 contra 3</p><p>O</p><p>6 contra 6</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>O vídeo a seguir aborda os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>Balanceamento de reações por tentativa e método redox</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o aprendizado</p><p>Questão 1</p><p>(Mackenzie-SP – Adaptada) O carbonato de cálcio (CaCO3) é um dos minerais mais comuns e disseminados</p><p>do planeta, muito utilizado nas áreas da geoquímica, geofísica, mineralogia e agricultura. Quando aquecido a</p><p>840°C, o carbonato de cálcio decompõe-se em óxido de cálcio (cal virgem) e gás carbônico. Assinale a</p><p>alternativa que apresenta a equação corretamente balanceada que corresponde ao fenômeno descrito.</p><p>A</p><p>B</p><p>C</p><p>D</p><p>E</p><p>A alternativa C está correta.</p><p>O cálcio é um metal alcalino terroso e, para ter estabilidade, o cálcio precisa de 2 elétrons (Ca2+), que é a</p><p>carga do oxigênio (O2-). Sendo assim, um átomo de cálcio liga-se a um átomo de oxigênio e o composto</p><p>formado é CaO, que é a cal virgem. O outro produto é o gás carbônico (CO2). Ambos são formados pelo</p><p>carbonato de cálcio (CaCO3). Colocando em equação: CaCO3 → CaO + CO2. Observamos que as</p><p>quantidades de átomos já estão corretas e não precisam de balanceamento.</p><p>Questão 2</p><p>(Fatec-SP – Adaptada) Uma característica essencial dos fertilizantes é a sua solubilidade em água. Por isso, a</p><p>indústria de fertilizantes transforma o fosfato de cálcio, cuja solubilidade em água é muito reduzida, num</p><p>composto muito mais solúvel, que é o superfosfato de cálcio. O superfosfato é a principal categoria de</p><p>fertilizantes fosfatados e é rapidamente absorvido pelas plantas. Eles dão resultados superiores aos fosfatos</p><p>simples, principalmente, no início da vegetação, pela difusão mais perfeita na camada superficial do ácido</p><p>fosfórico solúvel, pois o importante é colocar o ácido onde ele possa chegar facilmente às raízes. Representa-</p><p>se esse processo de transformação do fosfato em superfosfato pela equação:</p><p>Em que os valores de x, y e z são, respectivamente</p><p>A</p><p>4, 2 e 2.</p><p>B</p><p>3, 6 e 3.</p><p>C</p><p>2, 2 e 2.</p><p>D</p><p>5, 2 e 3.</p><p>E</p><p>3, 2 e 2.</p><p>A alternativa E está correta.</p><p>Essa reação pode ser balanceada pelo método de tentativa, em que começamos preferencialmente por um</p><p>metal, nesse caso o cálcio e, em seguida, vamos ajustando os demais deixando os átomos de hidrogênio e</p><p>oxigênio por último. Além disso, podemos utilizar também o método algébrico, no qual formamos equações</p><p>para cada elemento e igualamos a quantidade de átomos no reagente com a quantidade de átomos no</p><p>produto. Equação balanceada: Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 → Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4.</p><p>4. Estequiometria</p><p>A quantidade de substância</p><p>O mol</p><p>Desde a XIV Conferência Geral de Pesos e Medidas, realizada em 1971, o mol foi adotado como uma unidade</p><p>de quantidade de substância, considerando-a uma das sete grandezas fundamentais do Sistema</p><p>Internacional.</p><p>Mol (n) é definido como a</p><p>quantidade de substância em um sistema que contém tantas entidades elementares</p><p>quanto átomos em 0,012 quilogramas de carbono-12. Quando se usa o mol, as entidades elementares devem</p><p>ser especificadas e podem ser átomos, moléculas, íons, elétrons, outras partículas ou agrupamentos</p><p>específicos de tais partículas.</p><p>Resumindo</p><p>A definição de mol implica que um mol de qualquer matéria tem o mesmo número de partículas ou</p><p>entidades. Esse número é uma constante universal e, de acordo com as melhores medidas de corrente,</p><p>vale 6,02214078 x 1023. É chamado de número de Avogadro (ou constante de Avogadro).</p><p>A massa molar (MM) é definida como a massa de um mol de átomos ou moléculas de uma substância. É</p><p>medido em g/mol e seu valor numérico coincide com o da massa atômica ou a massa molecular expressa em</p><p>unidades de massa atômica.</p><p>Assim, conhecendo a massa m de uma substância, o número de mols n pode ser calculado usando a seguinte</p><p>expressão:</p><p>Volume molar</p><p>É o volume ocupado por um mol de substância, qualquer que seja o estado de agregação em que se encontra</p><p>a pressão e temperatura consideradas.</p><p>Quando as substâncias estão no estado gasoso, de acordo com o princípio de Avogadro, 1 mol de qualquer</p><p>gás ocupa, sob as mesmas condições de pressão e temperatura, sempre o mesmo volume.</p><p>Experimentalmente, verifica-se que esse volume é de 22,4L, quando o gás está idealmente sob condições</p><p>normais de pressão e temperatura (CNTP), ou seja, a 1atm e 0°C.</p><p>Cálculos estequiométricos</p><p>As diferentes operações matemáticas que permitem calcular a quantidade de uma substância que reage ou é</p><p>produzida em uma determinada reação química são denominadas de cálculos estequiométricos.</p><p>Uma reação ocorre sob condições estequiométricas quando as quantidades de reagentes estão em</p><p>proporções idênticas às da equação química ajustada.</p><p>Exemplo</p><p>Considere a reação do alumínio com o oxigênio para formar óxido de alumínio, que é usado em fogos de</p><p>artifício para fazer faíscas de prata.</p><p>A equação química balanceada é:</p><p>Esta equação pode ser lida em escala macroscópica: “quando o alumínio reage com o oxigênio em fogos de</p><p>artifício para fazer faíscas de prata, quatro mols de alumínio reagem com três mols de oxigênio para formar</p><p>dois mols de óxido de alumínio”.</p><p>A equação balanceada para esta reação pode ser usada para estabelecer a razão molar (estequiométrica) que</p><p>permitirá a conversão de mols de alumínio em um número equivalente de mols de oxigênio ou mols de óxido</p><p>de alumínio. Usando essa relação estequiométrica, você pode calcular a quantidade de produto ou reagente,</p><p>dependendo do seu interesse.</p><p>Os dados sobre reagentes e produtos não são normalmente expressos em quantidade de substância</p><p>(mols), mas são expressos em massa (gramas) ou volume (litros) de solução ou de um gás. Portanto,</p><p>é necessário seguir um procedimento nos cálculos estequiométricos.</p><p>As etapas podem ser descritas desta forma:</p><p>Escreva a equação química ajustada.</p><p>Calcule a quantidade em mols da substância em questão.</p><p>Use a relação estequiométrica para obter a quantidade em mols da substância desconhecida.</p><p>Converta a quantidade em mols da substância desconhecida para a grandeza solicitada.</p><p>Demonstração</p><p>Um processo muito comum na indústria alimentícia durante a produção de bebidas alcóolicas, como vinhos e</p><p>cervejas, é a utilização do metabolismo de fermentação alcoólica de leveduras para a formação do etanol</p><p>(C2H5OH) a partir da glicose (C6H12O6) conforme a reação balanceada abaixo:</p><p>Digamos que o técnico responsável por essa fábrica queira produzir 100L de cerveja com um teor alcoólico de</p><p>5%, ou seja, os 100L de cerveja deverão conter 5L de etanol (álcool).</p><p>1.</p><p>2.</p><p>3.</p><p>4.</p><p>Quantos mols de glicose ele vai precisar que sejam consumidos para que os 5L de etanol sejam</p><p>produzidos? A quantos gramas isso equivale?</p><p>Quantos litros de CO2 seriam formados nessa reação caso estivesse ocorrendo nas CNTP?</p><p>Qual o número de moléculas de etanol que serão formadas nesse processo?</p><p>Dados: densidade do etanol = 0,79 g/mL; MMetanol = 46g/mol; MMglicose= 180g/mol; MMCO2= 44g/mol.</p><p>Resolução:</p><p>a) A primeira coisa que precisamos fazer é transformar o volume de etanol que queremos em massa. Podemos</p><p>fazer isso por meio da densidade do etanol:</p><p>1mL de etanol ---- 0,79g</p><p>5000mL ---- x</p><p>X = 3950g de etanol → Essa é a massa de etanol que queremos formar.</p><p>Sabemos que , logo:</p><p>Com isso, calculamos que precisamos que sejam formados 85,9 mols de etanol nessa reação. Mas quantos</p><p>mols de glicose precisamos? Para isso, precisamos observar que a proporção estequiométrica entre a glicose</p><p>e o etanol. Observando a reação, podemos ver que 1 mol de glicose forma 2 mols de etanol, logo:</p><p>1 mol de glicose ---- 2 mols de etanol</p><p>y mol de glicose ---- 85,9 mols de etanol</p><p>y = 43 mols de glicose</p><p>Agora que temos o número de mols de glicose, podemos encontrar a massa necessária:</p><p>b) Sabemos que 1 mol de glicose, forma 2 mols de CO2, logo:</p><p>1 mol de glicose ---- 2 mols de CO2</p><p>43 mols de glicose ---- a mols de CO2</p><p>a = 86 mols de CO2</p><p>Como cada mol de CO2 nas CNTP apresentam volume molar de 22,4L, podemos multiplicar o número de mols</p><p>pelo volume:</p><p>Volume CO2 = 86 x 22,4 = 1926,4L de CO2</p><p>c) Cada mol de uma substância contém 6,02 x 1023 moléculas, logo:</p><p>Número de moléculas de etanol = 85,9 x 6,02 x 1023 = 5,17 x 1025 moléculas de etanol</p><p>A estequiometria das reações químicas</p><p>Confira, neste vídeo, o conceito e questões sobre cálculo estequiométrico.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>de glicose</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Mão na massa</p><p>Questão 1</p><p>(FEPESE - 2018 - Prefeitura de São José - SC - Professor – Química) Sabendo-se que a massa atômica do</p><p>ferro é 55,80 g/mol, calcule quantos átomos estão presentes numa amostra de 11,16g de ferro.</p><p>A</p><p>22,414 x 1024 átomos</p><p>B</p><p>12,04 x 1025 átomos</p><p>C</p><p>6,02 x 1025 mol de átomos</p><p>D</p><p>1,204 x 1023 átomos</p><p>E</p><p>0,200 x 1020 átomos</p><p>A alternativa D está correta.</p><p>Sabendo que 1 mol de ferro pesa 55,8g e contém 6,02 x 1023 átomos, podemos calcular:</p><p>55,8g de ferro ---- 6,02 x 1023 átomos</p><p>11,16g de ferro ---- x átomos</p><p>x = 1,204 x 1023 átomos</p><p>Questão 2</p><p>(VUNESP - 2016 - Prefeitura de Presidente Prudente - SP - Técnico ambiental) Qual será a massa, em gramas</p><p>de água produzida a partir de 10g de gás hidrogênio?</p><p>Dados: H2 = 2 g/mol; H2O=18 g/mol.</p><p>A</p><p>10g</p><p>B</p><p>30g</p><p>C</p><p>50g</p><p>D</p><p>90g</p><p>E</p><p>150g</p><p>A alternativa D está correta.</p><p>O primeiro passo é montar a equação balanceada:</p><p>Em seguida, utilizando as massas molares e as relações estequiométricas, podemos calcular o que é</p><p>pedido na questão:</p><p>4g de hidrogênio ---- 36g de água</p><p>10g de hidrogênio ---- x g de água</p><p>x = 90g de água</p><p>Questão 3</p><p>(PROGEPE - 2021 - UFPR - Professor substituto - Conhecimentos gerais) Para manter uma atmosfera saudável</p><p>em ambientes totalmente fechados, como espaçonaves ou submarinos, faz-se necessária a remoção do gás</p><p>carbônico expirado. O peróxido de lítio (Li2O2) tem vantagens para tal aplicação, pois, além de absorver o</p><p>CO2, libera oxigênio gasoso (O2), conforme mostra a equação química a seguir:</p><p>Se 88L de gás carbônico forem absorvidos pelo peróxido de lítio, qual será o volume de oxigênio liberado?</p><p>Dados: massas molares em .</p><p>A</p><p>11L</p><p>B</p><p>22L</p><p>C</p><p>44L</p><p>D</p><p>88L</p><p>E</p><p>176L</p><p>A alternativa C está correta.</p><p>Essa questão poderia ser resolvida apenas com a proporção estequiométrica entre o CO2 e o O2, uma vez</p><p>que a relação entre eles é de 2:1, ou seja, se forem consumidos X litros de CO2, serão formados x/2 litros de</p><p>O2. Mas vamos fazer a conta para checar:</p><p>2 x 22,4L de CO2 ---- 22,4L de oxigênio</p><p>88L de CO2 ---- x L de oxigênio</p><p>x = 44L de oxigênio</p><p>Questão 4</p><p>(FGV - 2022 - EPE - Analista de Pesquisa Energética - Petróleo - Gás e Bioenergia – Adaptada) Silicato de</p><p>sódio é um composto químico de fórmula Na2SiO3. O processo de obtenção consiste na calcinação da mistura</p><p>de sílica (SiO2) com carbonato de sódio é (Na2CO3), produzindo o silicato de sódio e gás carbônico.</p><p>Qual é a massa de silicato de sódio que poderá ser obtida por esse processo, a partir de</p><p>3kg de sílica?</p><p>Dados: massas molares em g/mol Na2CO3 = 106; SiO2 = 60; Na2SiO3 = 122; CO2 = 44.</p><p>A</p><p>3,71kg</p><p>B</p><p>4,27kg</p><p>C</p><p>6,10kg</p><p>D</p><p>7,57kg</p><p>E</p><p>8,71kg</p><p>A alternativa C está correta.</p><p>O primeiro passo é montar a equação balanceada do processo:</p><p>Sabemos então que 1 mol de sílica, produz 1 mol de silicato, logo:</p><p>60g de sílica ---- 122g de silicato</p><p>3000g de sílica ---- x g de silicato</p><p>a = 6100g de silicato = 6,1kg de silicato.</p><p>Questão 5</p><p>(FGV – 2021 – PC-RJ – Perito Criminal – Química – Adaptada) Fontes de calor são fundamentais nas mais</p><p>diversas atividades em laboratório. Considerando que não haja nenhum gás combustível disponível, o perito</p><p>pode valer-se dos conhecimentos de química para substituir o bico de Bunsen e seguir com as análises.</p><p>Por exemplo, pode-se produzir 448mL de H2 nas CNTP reagindo alumínio (massa molecular de 27g) com</p><p>excesso de uma solução aquosa de HCl, desde que seja usada a seguinte quantidade de átomos de alumínio:</p><p>A</p><p>0,36 x 1021</p><p>B</p><p>3,60 x 1021</p><p>C</p><p>6,04 x 1021</p><p>D</p><p>7,82 x 1021</p><p>E</p><p>7,82 x 1023</p><p>A alternativa D está correta.</p><p>O primeiro passo é montar a equação balanceada da reação química:</p><p>Com isso, sabemos que 2 mols de Al levam à formação de 3 mols de hidrogênio (67,2L), e podemos calcular</p><p>o número de mols de Al que levam à formação de 448mL de hidrogênio:</p><p>2 mols de Al ---- 67,2L de hidrogênio</p><p>x mols de Al ---- 0,448L de hidrogênio</p><p>x = 0,013 mols de Al</p><p>Para calcularmos a quantidade de átomos de Al em 0,013 mols desse elemento, vamos multiplicar esse</p><p>número de mols pela constante de Avogadro, logo:</p><p>Número de átomos de Al = 0,013 x 6,02 x 1023 = 7,82 x 1021 átomos de alumínio.</p><p>Questão 6</p><p>(SELECON – 2021 – EMGEPRON – Químico (Fabril Farmacêutico) – Adaptada) O paracetamol, um dos</p><p>medicamentos mais usados no mundo, pode ser sintetizado a partir da acetilação da amina do p-aminofenol</p><p>com anidrido acético, conforme a reação química abaixo:</p><p>Sabendo que o rendimento dessa síntese é de 65%, qual o número de mols de paracetamol obtido a partir de</p><p>2,18 toneladas de p-aminofenol em excesso de anidrido acético?</p><p>(Dados: p-aminofenol = 109 g/mol; paracetamol = 151 g/mol)</p><p>A</p><p>1,30 x 104</p><p>B</p><p>2,00 x 104</p><p>C</p><p>2,60 x 104</p><p>D</p><p>1,96 x 106</p><p>E</p><p>3,02 x 106</p><p>A alternativa A está correta.</p><p>Podemos ver na reação que a proporção estequiométrica entre o p-aminofenol e o paracetamol é de 1:1, ou</p><p>seja, 1 mol de p-aminofenol forma 1 mol de paracetamol.</p><p>Se a reação fosse de 100%, teríamos o seguinte:</p><p>109g de p-aminofenol ---- 151g de paracetamol</p><p>2,18 x 106g de p-aminofenol ---- x g de paracetamol</p><p>x = 3,02 x 106g de paracetamol</p><p>Mas sabemos que o rendimento da reação é de 65%, logo a quantidade formada é:</p><p>3,02 x 106g de paracetamol ---- 100%</p><p>y g de paracetamol ---- 65%</p><p>y = 1,96 x 106g de paracetamol</p><p>Agora podemos calcular o número de mols:</p><p>Teoria na prática</p><p>Você está trabalhando em um laboratório farmoquímico onde é produzido hidróxido de magnésio, Mg(OH)2,</p><p>para ser utilizado em formulações de antiácidos para o tratamento da azia. Essa substância pode ser obtida</p><p>conforme reação abaixo:</p><p>Se você deseja produzir 1kg de hidróxido de magnésio, qual a massa de MgSO4 que precisará usar?</p><p>Dados: MgSO4 = 120 g/mol; NaOH = 40 g/mol; Mg(OH)2 = 58,3 g/mol.</p><p>Chave de resposta</p><p>Podemos ver que o consumo de 1 mol de sulfato de magnésio leva a formação de 1 mol de hidróxido de</p><p>magnésio.</p><p>120g de MgSO4 ---- 59,3g de Mg(OH)2</p><p>x g de MgSO4 ---- 1000g de Mg(OH)2</p><p>x = 2.023g de MgSO4</p><p>Ou seja, precisaremos de pouco mais de 2kg de sulfato de magnésio.</p><p>5. Conclusão</p><p>Considerações finais</p><p>Ao final do estudo do fundamento das reações químicas, estudamos sobre a composição da matéria, sobre</p><p>elementos e compostos. Tratamos da natureza de uma substância e constatamos que é o mesmo que</p><p>descrever sua composição e estrutura, ou seja, de quais elementos ela é composta e em que proporção.</p><p>Aprendemos que as reações químicas acontecem quando as ligações químicas são quebradas ou formadas</p><p>entre os átomos. Além disso, também vimos que as substâncias que participam de uma reação química são</p><p>conhecidas como reagentes, e as substâncias que são produzidas no final da reação são conhecidas como</p><p>produtos.</p><p>Verificamos que as equações devem ser balanceadas para refletir a lei da conservação da matéria, a qual diz</p><p>que nenhum átomo é criado ou destruído durante o curso de uma reação química normal.</p><p>Podcast</p><p>Para encerrar, ouça um resumo dos principais assuntos estudados aqui.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ouvir o áudio.</p><p>Explore +</p><p>Para saber mais sobre os assuntos explorados neste material:</p><p>Veja como o autor Nivaldo J. Tro aborda a temática das funções inorgânicas no capítulo 3, item 3.5, do livro</p><p>Química uma abordagem molecular (volume 1, Editora LTC, 2017).</p><p>Confira como Ehrick Eduardo Martins Melzer aborda o tema dos compostos Orgânicos e Inorgânicos e Suas</p><p>Nomenclaturas no capítulo 3 do livro Preparo de soluções – reações e interações químicas (Editora Érica,</p><p>2014).</p><p>Veja ainda como Henrique E. Toma aborda a temática das funções inorgânicas nos capítulos 4, 5, 6 e 7 do livro</p><p>Nomenclatura básica de Química Inorgânica (Blucher, 2018).</p><p>Referências</p><p>CHRISTOFF, P. Química Geral. Curitiba: Intersaberes, 2015.</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química Geral e reações químicas. São Paulo: Cengage Learning, 2015.</p><p>MAIA, D. J. Química Geral: fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007.</p><p>TOMA, H. E. Nomenclatura básica de Química Inorgânica. São Paulo: Blucher, 2018.</p><p>Propriedades da água e soluções</p><p>aquosas</p><p>Caracterização química da água e sua relação com o funcionamento do sistema biológico. Definição das</p><p>interações intermoleculares, suas ocorrências em meio aquoso e o processo de solubilização de</p><p>compostos iônicos e não iônicos em água. Conceituação de soluções, suas representações e aplicações.</p><p>Prof.ª Luciana Barreiros de Lima</p><p>1. Itens iniciais</p><p>Propósito</p><p>A água é popularmente conhecida como solvente universal e não é à toa. 70% do nosso organismo é</p><p>composto por água, nossas principais reações e funções bioquímicas acontecem em meio aquoso e ela está</p><p>presente também nos mais diversos ambientes de pesquisa e indústria. Por isso o entendimento de suas</p><p>propriedades é fundamental para o profissional que trabalhe nessas áreas.</p><p>Preparação</p><p>Antes de iniciar o conteúdo, tenha à mão uma calculadora científica e consulte uma tabela periódica</p><p>atualizada, como a da IUPAC, que está disponível na Internet.</p><p>Objetivos</p><p>Reconhecer as características químicas da água e suas funções nos sistemas biológicos.</p><p>Comparar as interações intermoleculares que ocorrem em meio aquoso.</p><p>Aplicar os cálculos das principais unidades de concentração.</p><p>Aplicar os cálculos envolvidos em medidas corporais e nas diluições.</p><p>Introdução</p><p>Iremos compreender, analisar e aplicar a Química Biológica como a área do conhecimento que estuda as</p><p>biomoléculas, componentes dos seres vivos, e a forma como elas interagem, respeitando as leis físicas e</p><p>químicas da matéria de forma a manter e perpetuar a vida.</p><p>A água é uma substância essencial para a vida. Ela é o principal componente do nosso corpo, tanto que 70%</p><p>do nosso peso corporal é água. Idade, sexo ou gordura corporal são determinantes importantes para</p><p>estabelecer esse percentual que afeta quase todas as funções do nosso organismo.</p><p>Vamos adquirir os conceitos básicos sobre a composição química da água e a função que ela representa nos</p><p>seres vivos. Também veremos os processos pelos quais as interações ocorrem em meio aquoso, analisando as</p><p>unidades de concentração e os cálculos envolvidos em diluição e dosagens.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>1. A água</p><p>As características químicas da água</p><p>Importância da água</p><p>Quase todas as formas de vida na Terra dependem da água. Aproximadamente 97% da água do nosso planeta</p><p>é água do mar. Porém, a água marinha não é adequada para consumo humano e uso na agricultura.</p><p>Além disso, três quartos da água doce estão imobilizados na forma de neve, geleiras ou extensões</p><p>congeladas. Foi estimado que a humanidade consome cerca de um quinto da</p><p>água de escoamento que vai</p><p>para o mar, e a maior fração é dedicada a atividades agrícolas.</p><p>Dessa forma, é muito importante compreender os processos químicos que ocorrem na água para entender a</p><p>biologia relacionada a isso.</p><p>Curiosidade</p><p>Normalmente, pensa-se que a água natural que conhecemos é um composto químico de fórmula H2O,</p><p>mas este não é o caso. Devido à sua grande capacidade de dissolução, toda água encontrada na</p><p>natureza contém diferentes quantidades de várias substâncias em solução e em suspensão, que</p><p>corresponde a uma mistura.</p><p>A água é essencial para praticamente todas as funções do organismo, sendo também o seu componente mais</p><p>abundante.</p><p>Nós seres humanos não somos capazes de sintetizar água, no entanto utilizamos a água para</p><p>diversas reações bioquímicas de maneira que sem ela morreríamos. Por isso, ela deve ser ingerida</p><p>regularmente.</p><p>A água faz parte da dieta de qualquer ser vivo, maiores do que os de qualquer outro nutriente.</p><p>Podemos perder quase toda a gordura e quase metade da proteína em nosso corpo e continuamos vivos, mas</p><p>a perda de 1 a 2% da água corporal afeta a termorregulação, os sistemas cardiovasculares e sistema</p><p>respiratório, além de limitar severamente nossas atividades físicas e mentais.</p><p>Água quimicamente pura e suas características</p><p>O que é a água quimicamente pura?</p><p>Corresponde a um composto com a fórmula molecular H2O. Como o átomo de oxigênio possui apenas dois</p><p>elétrons desemparelhados, para explicar a formação da molécula de H2O, considera-se que a hibridização dos</p><p>orbitais atômicos 2s e 2p do átomo de oxigênio resulta na formação de dois orbitais híbridos sp3. A</p><p>sobreposição de cada um dos dois orbitais atômicos híbridos com o orbital 1s1 de um átomo de hidrogênio</p><p>forma duas ligações covalentes, que geram a formação da molécula de H2O, e os 2 orbitais sp3 são orientados</p><p>para os vértices de um tetraedro triangular regular. Os outros vértices são ocupados pelos pares não</p><p>compartilhados de elétrons do oxigênio. Observe os modelos a seguir:</p><p>Modelo molecular da água</p><p>Isso está de acordo com o princípio de exclusão de Pauli e com a tendência de os elétrons desemparelhados</p><p>se separarem o máximo possível. Experimentalmente, verificou-se que o ângulo formado pelas duas ligações</p><p>covalentes oxigênio-hidrogênio é de 105°. Também foi identificado que o comprimento da ligação oxigênio-</p><p>hidrogênio é 0,96 angstroms e gasta-se 118 kcal/mol para quebrar uma dessas ligações covalentes na</p><p>molécula de H2O. Além disso, o fato de o ângulo de ligação experimental ser menor do que o teoricamente</p><p>esperado (109°) é explicado como resultado do efeito dos dois pares de elétrons não compartilhados no</p><p>oxigênio, que são muito volumosos e comprimem o ângulo de ligação para, aproximadamente, 105°.</p><p>Além disso, núcleos atômicos de carga igual se repelem. As forças de atração se devem ao fato de que</p><p>elétrons e núcleos se atraem porque têm cargas opostas. O spin oposto permite que dois elétrons ocupem a</p><p>mesma região, mas fiquem o mais longe possível do restante dos elétrons.</p><p>A estrutura de uma molécula é o resultado líquido da interação das forças atrativas e repulsivas</p><p>(forças intermoleculares), que estão relacionadas às cargas elétricas e ao spin dos elétrons.</p><p>De acordo com a Teoria Ácido-Base de Brönsted-Lowry, os dois pares de elétrons não compartilhados de</p><p>oxigênio na molécula de H2O conferem a ela características alcalinas. As duas ligações covalentes da</p><p>molécula de H2O são polares porque o átomo de oxigênio é mais eletronegativo do que o átomo de</p><p>hidrogênio. Então, essa molécula tem um momento dipolar eletrostático igual a 3,33x10-30 Cm</p><p>(Coulomb.metro) o que também indica que a molécula de H2O (H-O-H) não é linear. Observe:</p><p>Modelagem de moléculas de água</p><p>O “segredo” das características excepcionais da água está precisamente em sua composição e estrutura, que</p><p>lhe dão o maior número de propriedades físicas e químicas "anormais" entre as substâncias comuns. Essa</p><p>"personalidade" é responsável por sua importância na homeostase, estrutura e função de células e tecidos do</p><p>corpo. Quando comparado a moléculas de peso molecular e composição semelhantes, a água tem</p><p>propriedades físicas únicas, uma consequência de sua natureza polar e sua capacidade de formar ligações de</p><p>ponte de hidrogênio com outras moléculas, conforme visto na imagem anterior.</p><p>A água também tem um alto valor de tensão superficial. As moléculas de superfície são fortemente atraídas,</p><p>embora algumas substâncias possam quebrar essa atração. É o caso do sabonete, que forma espuma ou sais</p><p>biliares que facilitam a digestão de gorduras. Veja a seguinte imagem:</p><p>Tensão superficial</p><p>Reações químicas da água</p><p>Tipos de reação</p><p>Os três tipos mais importantes de processos químicos que ocorrem na água são:</p><p>1</p><p>Reações ácido-base (ou neutralização)</p><p>Controlam o conteúdo de íons na água.</p><p>2</p><p>Reações de oxidação-redução (redox)</p><p>Controlam o tipo de íons e, principalmente, o conteúdo e as características da matéria orgânica</p><p>presente.</p><p>3</p><p>Reações de precipitação</p><p>Controlam o conteúdo de íons na água, assim como as reações de neutralização. Podem ser</p><p>enquadradas em um conceito mais amplo: solubilidade.</p><p>Assim, o pH e o conteúdo dos principais íons de uma água natural vêm quase determinados pela solubilização</p><p>de CO2 em água e a lavagem de carbonatos das rochas.</p><p>Reação da água com diferentes elementos</p><p>Vamos ver como a água reage em contato com elementos distintos?</p><p>Embora seja uma substância geralmente inofensiva, existem vários produtos químicos que podem reagir</p><p>perigosamente com ela por várias razões: exotermicidade da reação, geração de substâncias inflamáveis,</p><p>tóxicas ou corrosivas, ou mesmo decomposição violenta ou explosiva de reagentes. Veja como ocorre a</p><p>reação entre a água e os metais:</p><p>Metais alcalinos do grupo 1 da tabela periódica</p><p>Estes elementos são todos sólidos que, em contato com a água, causam</p><p>sua decomposição rápida para combinar vigorosamente com o ânion</p><p>OH-, criando os correspondentes hidróxidos estáveis e liberando</p><p>hidrogênio. Essa reação é muito exotérmica. A velocidade ou violência da</p><p>reação pode ser influenciada, além da temperatura da água, pelo grau de</p><p>subdivisão do sólido, pois, quanto menores as partículas da substância</p><p>simples do elemento, maior a superfície de contato com a água, o que</p><p>aumenta o perigo.</p><p>Exemplo: 2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2</p><p>Metais alcalino-terrosos</p><p>Esses elementos, assim como os elementos alcalinos, reagem</p><p>exotermicamente com água, mas de forma menos violenta, gerando os</p><p>hidróxidos correspondentes e liberando hidrogênio. Sua reatividade</p><p>aumenta à medida que sua massa atômica aumenta, embora o calor</p><p>liberado pela reação não seja suficiente para iniciar a reação de</p><p>combustão de gás inflamável.</p><p>Exemplo: Mg + 2 H2O → Mg(OH)2 + H2</p><p>Algumas singularidades sobre reações de metais alcalinos-terrosos</p><p>podem ser observadas: o magnésio finamente dividido, em contato com</p><p>a água, pode explodir sob a ação de um impacto; a ação do cálcio na</p><p>água pode ser violenta, principalmente na presença de cloreto férrico,</p><p>cloreto de ouro ou cloreto de platina.</p><p>Boro e alumínio (grupo 13)</p><p>As reações da água com boro e alumínio (grupo 13) em pó resultam numa</p><p>decomposição violenta da água, liberando hidrogênio capaz de inflamar</p><p>pelo calor da reação.</p><p>Exemplo: 2 Al + 3 H2O → Al2O3 + 3 H2</p><p>Agora, veja como ocorre a reação da água com os demais tipos de elementos (não metais):</p><p>Não metais</p><p>O flúor é um elemento não metal que reage violentamente com a água,</p><p>gerando ácido fluorídrico e oxigênio e difluoreto de oxigênio.</p><p>Exemplos:</p><p>2 F2 + 2 H2O → 4 HF + O2</p><p>2F2 + H2O → F2O + 2HF</p><p>Haletos (Fluoretos, cloretos, brometos, iodetos)</p><p>Geram reações violentas, liberando substâncias ácidas corrosivas,</p><p>geralmente os hidrácidos correspondentes.</p><p>Exemplos de reações típicas com os haletos:</p><p>2 ClF + 2 H2O → 2 HCI + 2 HF + O2</p><p>CH3COCI + H2O → HCI + CH3COOH</p><p>CaCI2 + 2 H2O → 2HCI + Ca (OH)2</p><p>AICI3 + 3 H2O → 6HCI + AI2O3</p><p>Sais</p><p>A água reage com sais e forma hidratos: a água forma combinações</p><p>complexas com alguns sais, sendo chamados de hidratos.</p><p>Em alguns</p><p>casos, os hidratos perdem água de cristalização e mudam sua aparência,</p><p>como acontece com o sulfato cúprico, que, quando hidratado, é azul,</p><p>mas se transforma em sulfato cúprico anidro de cor branca devido à</p><p>perda de água.</p><p>As funções da água nos sistemas biológicos</p><p>A maior parte da água é encontrada nas células</p><p>que desempenham funções vitais no corpo. A</p><p>água tem a função de transportar nutrientes</p><p>para as células, auxiliando na digestão dos</p><p>alimentos ou estabilizando nossa temperatura.</p><p>Portanto, ter o hábito de beber água</p><p>regularmente é sinônimo de saúde.</p><p>A quantidade total de água do organismo está</p><p>localizada principalmente nas células, que</p><p>acumulam dois terços da água no corpo. Por exemplo, em um homem com cerca de 70 quilos de peso, há,</p><p>aproximadamente, 47 litros de água.</p><p>Para entender a importância da água em nosso corpo, três fatores devem ser levados em consideração:</p><p>O cérebro, pulmões, coração, fígado e rins possuem de 65% a 85% de água.</p><p>Os ossos também contêm água, embora em menor grau, com aproximadamente 30%.</p><p>O sangue é composto fundamentalmente pela água. O plasma, que corresponde a 55% do volume</p><p>sanguíneo, é formado por 90% de água.</p><p>Funções da água nos sistemas biológicos</p><p>Neste vídeo, o especialista responde as perguntas mais procuradas da internet sobre o papel e a importância</p><p>da água nos sistemas biológicos.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Agora que você assistiu ao vídeo, vamos aprender um pouco mais sobre as funções da água?</p><p>A água controla a temperatura do nosso corpo: ela permite que o corpo elimine calor quando a temperatura</p><p>ambiente é baixa. Mas, quando está quente, acontece o contrário: o corpo faz com que a água evapore e</p><p>apareça o suor para esfriar o corpo.</p><p>A água, entre suas principais funções, ajuda a eliminar as toxinas. Com a ingestão de H2O, as toxinas são</p><p>descartadas e expelidas na forma de fezes ou urina. O consumo regular de água ajuda na digestão (a água</p><p>torna esta função do nosso corpo mais rápida e efetiva), facilita o fluxo sanguíneo, a reprodução e movimento</p><p>celular. Além de tudo isso, a água é um lubrificante eficaz para as articulações e atua como um amortecedor</p><p>para os olhos, o cérebro, a medula espinhal e, em mulheres grávidas, é fundamental para o feto e o líquido</p><p>amniótico. A água ainda impede que as membranas mucosas sequem, como lágrimas, saliva na boca ou muco</p><p>no nariz. Vejamos sua distribuição ao longo da constituição do corpo humano:</p><p>Água em determinados órgãos e partes do corpo humano</p><p>A composição e a estrutura dão à água algumas características físicas e químicas de grande importância nas</p><p>suas funções biológicas, especialmente aquelas relacionadas às capacidades solvente, de transporte,</p><p>estrutural e termorregulatória. Vamos lembrar que as funções dos sistemas e processos biológicos sempre</p><p>podem ser explicadas em termos de processos físicos e químicos.</p><p>O comportamento térmico da água é único e, por isso, a água é a principal responsável pelo sistema</p><p>termorregulador do organismo, mantendo constante a temperatura corporal, independentemente do</p><p>ambiente e da atividade metabólica. Esta é uma de suas funções mais importantes.</p><p>A água possui alta condutividade térmica, o que permite a distribuição rápida e regular do calor corporal,</p><p>evitando gradientes de temperatura entre as diferentes áreas corpo e favorecendo a transferência de calor</p><p>para a pele a ser evaporada. Seu alto calor específico [1 kcal/kg.°C = 4180 J/kg·K], consequência da grande</p><p>capacidade para armazenamento de energia em ligações de hidrogênio, converte-a em um regulador de</p><p>variações térmicas. Embora receba ou produza uma grande quantidade de calor, sua temperatura muda muito</p><p>pouco, graças à sua grande capacidade de armazenar calor.</p><p>O aparelho metabólico do homem para a digestão e processamento de nutrientes e para a contração muscular</p><p>é altamente endergônico, liberando grandes quantidades de calor que devem ser dissipadas para manter a</p><p>homeotermia.</p><p>Exemplo</p><p>O efeito termogênico da digestão dos alimentos é de 10-15% do conteúdo calórico de uma dieta mista. A</p><p>contração muscular é ainda um contribuinte maior para a carga de calor do corpo, uma vez que a</p><p>transformação da energia química (ATP) em energia mecânica é muito ineficaz, liberando 70-75% energia</p><p>na forma de calor. Assim, durante o exercício, quando aumenta a necessidade de uso de energia</p><p>mecânica, a produção de calor também é maior.</p><p>Nestes casos, para evitar um aumento perigoso da temperatura, a água absorve o calor onde é gerado e o</p><p>dissipa em compartimentos líquidos do corpo, minimizando o risco de dano a enzimas ou estruturas de</p><p>proteínas por elevação da temperatura corpórea (T> 40°C ). Daí a importância da grande quantidade de água</p><p>que o corpo possui e, ainda, que essa quantidade não fique abaixo de certos limites.</p><p>A função termorreguladora da água também está</p><p>relacionada a outra de suas características físicas, o que lhe</p><p>confere seu efeito de resfriamento: seu alto calor de</p><p>vaporização (a 25ºC é 540 kcal/L), uma consequência da</p><p>atração entre as moléculas de água adjacentes (das pontes</p><p>de hidrogênio) que conferem à água líquida grande coesão</p><p>interna.</p><p>A água, para evaporar, absorve mais calor do que qualquer</p><p>outra substância. Para cada litro de suor ou água na</p><p>respiração que o corpo vaporiza, cerca de 540 kcal de calor</p><p>corporal são dissipados para alcançar um resfriamento eficaz. Assim, diante de uma carga extra de calor, ele</p><p>vai ser dissipado pela evaporação de quantidades relativamente pequenas de água, protegendo-nos do</p><p>superaquecimento.</p><p>Atenção</p><p>Embora suar seja uma forma muito eficaz de remover o calor, pode levar, quando ocorrer por tempo</p><p>prolongado, à perda excessiva de água que, se não for substituída, pode causar problemas graves.</p><p>Na verdade, o corpo precisa equilibrar a perda de ingestão de líquidos para poder continuar a manter a</p><p>capacidade de regular a temperatura corporal. Quando as perdas de suor ultrapassam perigosamente a</p><p>ingestão, o sistema circulatório não é capaz de lidar com a situação e o fluxo sanguíneo para a pele é</p><p>reduzido. Isso dá lugar a menos suor e, portanto, menos capacidade de perder calor. Nessas condições, há</p><p>um aumento na temperatura corporal, que pode ter consequências fatais.</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>As características da água</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Reações químicas da água</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>As funções da água nos sistemas biológicos</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o aprendizado</p><p>Questão 1</p><p>(PISM – UFJF) Você já deve ter observado um inseto caminhando pela superfície da água de uma lagoa. A</p><p>propriedade da água que permite que a pata do inseto não rompa a camada de água é</p><p>A</p><p>adesão.</p><p>B</p><p>calor específico.</p><p>C</p><p>tensão superficial.</p><p>D</p><p>calor de vaporização.</p><p>E</p><p>capilaridade.</p><p>A alternativa C está correta.</p><p>A tensão superficial da água é a quantidade de energia necessária para aumentar a superfície da água</p><p>definida por unidade de área. A causa da tensão superficial da água são as forças das ligações de</p><p>hidrogênio dentro das moléculas de água, embora também dependa da natureza e da temperatura</p><p>ambiente.</p><p>Questão 2</p><p>Um indivíduo se perdeu em uma floresta e ficou sem acesso à água por 2 dias inteiros. Além de diversos</p><p>sintomas, seu sistema excretor se adaptou à nova condição, o que quer dizer que</p><p>A</p><p>a produção de urina vai aumentar nesse indivíduo a fim de eliminar metabólitos tóxicos decorrentes das vias</p><p>alternativas de produção de energia.</p><p>B</p><p>a reabsorção de glicose e aminoácidos é diminuída a fim de aumentar a eliminação de solutos e disponibilizar</p><p>água livre no organismo.</p><p>C</p><p>a urina formada tem menor concentração de ureia uma vez que teremos menos água na urina.</p><p>D</p><p>a urina formada terá maior concentração de sais uma vez que o volume de água disponível para</p><p>19/58</p><p>Objeto</p><p>Classi�cação da matéria</p><p>A matéria pode ser classificada de duas maneiras:</p><p></p><p>De acordo com seu estado físico</p><p>Gás, líquido ou sólido.</p><p></p><p>De acordo com a sua composição</p><p>Elemento, composto e mistura.</p><p>Vejamos a classificação da matéria quanto ao estado físico:</p><p>Água em estado sólido.</p><p>Estado sólido</p><p>Tem tanto a forma como o volume definidos; é rígido.</p><p>Análise em nível molecular: as moléculas encontram-se presas</p><p>entre si, geralmente com arranjos definidos, nos quais elas</p><p>podem apenas oscilar superficialmente em suas posições</p><p>fixas.</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 20/58</p><p>Água em estado líquido.</p><p>Estado líquido</p><p>Tem volume definido, independentemente do recipiente em que</p><p>esteja armazenado, mas não tem forma definida; assume o</p><p>formato do recipiente que o contém.</p><p>Análise em nível molecular: as moléculas se encontram mais</p><p>empacotadas, mas ainda se movem rapidamente, permitindo</p><p>desviar-se umas das outras. Dessa forma, podemos verter os</p><p>líquidos com facilidade.</p><p>Água em estado gasoso.</p><p>Estado gasoso</p><p>Também conhecido como vapor. Não tem forma nem volume</p><p>definidos. Assume a forma e o volume do recipiente que o</p><p>contém. Um gás pode sofrer expansão para ocupar um volume</p><p>maior ou ser comprimido para ocupar um volume menor.</p><p>Análise em nível molecular: as moléculas se encontram muito</p><p>distantes umas das outras e movem-se com velocidades muito</p><p>altas, colidindo entre si e contra as paredes do recipiente.</p><p>Conheça os estados da matéria no nível molecular!</p><p>No simulador a seguir, Estados da matéria, entre em Estados. Na parte</p><p>superior da simulação, clique na seta e mude a temperatura para Celsius</p><p>(°C), a fim de facilitar seu entendimento da temperatura que está</p><p>observando.</p><p>A primeira substância que você vê é o Neônio no estado sólido a –</p><p>259°C. Note que as moléculas vibram, mas mantêm uma forma coesa e</p><p>estruturada. Quando mudamos para líquido, no botão à direita, a</p><p>temperatura sobe um pouco para – 246°C. Vemos que as moléculas se</p><p>tornam mais livres. É nesse momento que elas podem assumir a forma</p><p>do recipiente que as contém. Quando mudamos para o estado gasoso</p><p>(gás), vemos as moléculas livremente dispersas, com interações</p><p>mínimas entre si.</p><p>Mude a substância para água e observe as diferenças entre os estados</p><p>físicos dessa substância presente no nosso cotidiano. Você pode</p><p>aquecer ou resfriar o compartimento e ver a influência do aumento ou</p><p>da diminuição da temperatura no nível de agitação das moléculas e as</p><p>mudanças de um estado para o outro!</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 21/58</p><p>Agora, vamos observar a classificação segundo a sua composição. Essa</p><p>classificação é importante na Química, pois trabalhamos com</p><p>elementos, compostos e misturas no laboratório ou na indústria para</p><p>formar produtos com aplicabilidade; daí a importância de entender e</p><p>distinguir uns dos outros.</p><p>A matéria é formada por um conjunto de átomos, que chamamos de</p><p>elemento químico. Os elementos químicos são as formas mais simples</p><p>de matéria com as quais lidamos diretamente no laboratório. São</p><p>alicerces de todas as substâncias mais complexas com as quais</p><p>podemos trabalhar, desde o cloreto de sódio (composto pelo elemento</p><p>sódio e o elemento cloro, NaCl) até as proteínas de formas mais</p><p>complexas. Atualmente, temos tabelados 118 elementos, e apenas um</p><p>número pequeno tem interesse real para nós.</p><p>Os elementos se combinam para formar os compostos. Um composto</p><p>(ou substância química) é definido pela Iupac (União Internacional de</p><p>Química Pura e Aplicada ou, em inglês, International Union of Pure and</p><p>Applied Chemistry) como “Matéria de composição constante mais bem</p><p>caracterizada pelas entidades (moléculas, fórmulas unitárias, átomos)</p><p>de que é composta” (Iupac, 2019, tradução livre).</p><p>Os compostos caracterizam-se por suas propriedades físicas, como</p><p>densidade e ponto de ebulição, e têm seus elementos constituintes</p><p>sempre presentes nas mesmas proporções.</p><p>Exemplo</p><p>O ácido sulfídrico (H2S) é composto por dois átomos de hidrogênio e</p><p>um átomo de enxofre. Todas as amostras de ácido sulfídrico puro</p><p>contêm esses dois elementos nas proporções de uma parte em peso de</p><p>hidrogênio para 16 partes de enxofre, ou seja, 1 g de hidrogênio para 16</p><p>g de enxofre. Para formar esse ácido, o hidrogênio e o enxofre reagem</p><p>sempre na mesma proporção.</p><p>Os elementos também podem originar, além das moléculas, os</p><p>compostos iônicos. Os agregados iônicos são formados</p><p>especificamente por íons, que são espécies químicas carregadas</p><p>eletronicamente, mantendo-se unidos por meio da atração elétrica.</p><p>Como os compostos podem ser moleculares ou iônicos, concluímos</p><p>que toda matéria é formada por átomos e íons.</p><p>As misturas apresentam uma composição variável de duas ou mais</p><p>substâncias puras.</p><p>Estados da Matéria</p><p>Estados</p><p>Mudança de Fase Interação</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 22/58</p><p>As substâncias puras podem ser classificadas de dois modos</p><p>diferentes:</p><p>Simples</p><p>A substância simples é</p><p>formada por um único</p><p>elemento químico.</p><p>Exemplos: gás</p><p>hidrogênio ; ferro</p><p>e gás ozônio</p><p>.</p><p>Compostas</p><p>A substância composta</p><p>é formada por dois ou</p><p>mais elementos</p><p>químicos. Exemplos:</p><p>água , metano</p><p>e sacarose</p><p>.</p><p>Também podemos classificar as duas distintas misturas como:</p><p>Heterogêneas</p><p>Uma mistura é dita</p><p>heterogênea quando</p><p>não é uniforme. Ao</p><p>tomarmos uma porção</p><p>da mistura, verificamos</p><p>que ela tem</p><p>propriedades distintas</p><p>de outra porção</p><p>analisada. Por exemplo,</p><p>uma mistura contendo</p><p>água e óleo exibe</p><p>claramente essa</p><p>heterogeneidade, de</p><p>modo que as fases</p><p>aquosa e oleosa podem</p><p>ser claramente</p><p>diferenciadas</p><p>visualmente e também</p><p>em termos de</p><p>densidade e</p><p>solubilidade.</p><p>Homogêneas</p><p>Uma mistura</p><p>homogênea, chamada</p><p>solução, tem</p><p>propriedades uniformes</p><p>em toda a extensão. Ao</p><p>retirarmos qualquer</p><p>porção dessa solução,</p><p>ela mantém a mesma</p><p>composição. Por</p><p>exemplo, uma mistura</p><p>de etanol (C2H5OH) e</p><p>água (H2O) é uma</p><p>solução homogênea,</p><p>onde as moléculas de</p><p>etanol estão</p><p>uniformemente</p><p>distribuídas entre as</p><p>moléculas de água,</p><p>resultando em</p><p>propriedades</p><p>consistentes em toda a</p><p>solução.</p><p>Existem muitas subdivisões quando falamos da classificação da</p><p>matéria quanto à sua composição química. Confira no esquema a seguir</p><p>(H2)</p><p>(Fe) (O3)</p><p></p><p>(H2O)</p><p>(CH4)</p><p>(C12H22O11)</p><p></p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 23/58</p><p>o resume dessas classificações!</p><p>Resumo da classificação da matéria.</p><p>Atividade 1</p><p>(Adaptada de Objetiva – 2023 – Prefeitura de Capela de Santana – RS –</p><p>Professor – Séries Finais – Ciências) Sangue visto por microscopia,</p><p>granito, soro fisiológico e água gaseificada são, respectivamente,</p><p>exemplos de misturas</p><p>Parabéns! A alternativa A está correta.</p><p>O sangue é uma mistura heterogênea, com diferentes</p><p>componentes, como glóbulos vermelhos, glóbulos brancos,</p><p>plaquetas e plasma, que podem ser visualizados separadamente</p><p>sob um microscópio. O granito é uma rocha natural composta por</p><p>diferentes minerais, como quartzo, feldspato e mica, distribuídos de</p><p>maneira heterogênea, o que torna essa mistura ainda mais</p><p>heterogênea. O soro fisiológico é uma solução aquosa de cloreto de</p><p>sódio (sal comum) em água, em que os componentes estão</p><p>A</p><p>heterogênea, heterogênea, homogênea e</p><p>heterogênea.</p><p>B</p><p>homogênea, heterogênea, homogênea e</p><p>heterogênea.</p><p>C</p><p>heterogênea, heterogênea, homogênea e</p><p>homogênea.</p><p>D</p><p>homogênea, homogênea, heterogênea e</p><p>homogênea.</p><p>E</p><p>homogênea, homogênea, homogênea e</p><p>heterogênea.</p><p></p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 24/58</p><p>uniformemente dispersos, tornando-a uma mistura homogênea. A</p><p>água gaseificada é uma mistura heterogênea, pois consiste em</p><p>bolhas de gás (geralmente</p><p>eliminação</p><p>será menor.</p><p>E</p><p>a taxa de filtração glomerular estará aumentada em função da maior quantidade de água que precisará ser</p><p>eliminada.</p><p>A alternativa D está correta.</p><p>Nesse caso, haverá produção de urina com maior concentração de sais, pois, como o indivíduo está</p><p>perdendo água sem reposição por ingestão, a reabsorção de água nos rins será intensa a fim de manter a</p><p>quantidade ideal dessa substância no organismo.</p><p>2. Forças intermoleculares e soluções</p><p>Forças intra e intermoleculares</p><p>As forças intermoleculares são as interações entre as moléculas de um composto ou mistura. Elas definem, em</p><p>grande medida, o comportamento físico e químico das substâncias e podem ser de dois tipos: internos ou</p><p>intramoleculares e externos ou intermoleculares.</p><p>Intramolecular</p><p>Deve-se à interação entre os núcleos dos</p><p>átomos e as nuvens eletrônicas que os cercam.</p><p>Existem forças de atração entre os núcleos dos</p><p>átomos e elétrons na própria nuvem e nas</p><p>nuvens eletrônicas de átomos com os quais se</p><p>ligam. Existem forças repulsivas entre núcleos</p><p>vizinhos ou entre elétrons. As forças de atração</p><p>devem ser maiores que as repulsivas para que a</p><p>molécula seja estável.</p><p>Intermolecular</p><p>Deve-se à polaridade das moléculas e, em</p><p>parte, ao estado de agregação do composto, à</p><p>solubilidade, à temperatura de fusão, ao ponto</p><p>de ebulição e à viscosidade. As forças são</p><p>estabelecidas entre pares de substâncias como</p><p>íon, íon-dipolo, interações dipolo-dipolo, forças</p><p>de Van der Waals e ligações de hidrogênio.</p><p>Veja cada uma dessas substâncias citadas a seguir:</p><p>Interação íon-íon</p><p>As substâncias com a polaridade mais alta são</p><p>iônicas. Na ligação iônica, há as forças mais</p><p>intensas devido à atração entre espécies com</p><p>carga oposta ou íons. No cloreto de sódio</p><p>sólido, NaCl(s), encontra-se a interação íon-íon</p><p>entre os íons de sódio (Na+) e cloreto (Cl-). Na</p><p>imagem correspondente, interação íon-íon, uma</p><p>interação eletrostática.</p><p>Interação íon-dipolo</p><p>Em relação à intensidade da força, segue-se a</p><p>interação íon-dipolo, que ocorre em soluções</p><p>aquosas de cloreto de sódio, por exemplo.</p><p>Neste caso, a atração entre água e íons é tão</p><p>forte que quebra a ligação iônica e separa os</p><p>íons em um processo conhecido como</p><p>dissociação. Há atração entre íon sódio e</p><p>oxigênio da água e entre o íon cloreto e os</p><p>hidrogênios na água. Interação entre moléculas</p><p>de água e íons Na+ e Cl-.</p><p>Interação dipolo-dipolo</p><p>As interações dipolo-dipolo ocorrem entre as</p><p>moléculas polares; o polo positivo de uma</p><p>molécula atrai o polo negativo da outra</p><p>molécula. Quanto maior a polaridade de um</p><p>composto, maiores serão as forças de interação</p><p>geradas entre suas moléculas. Esta interação</p><p>ocorre no sistema clorofórmio (CHCl3) -</p><p>iodometano (CH3I). As interações dipolo-dipolo</p><p>também ocorrem entre as moléculas do mesmo</p><p>composto, por exemplo, no iodometano, em</p><p>que ocorre a interação entre o iodo de uma</p><p>molécula e os hidrogênios de outra. Na imagem</p><p>correspondente, interação entre os dipolos</p><p>permanentes de diferentes moléculas.</p><p>Interações com dipolos induzidos (forças</p><p>de London)</p><p>Existem interações fracas entre as moléculas</p><p>dos compostos apolares. Essas pequenas</p><p>forças ocorrem devido ao aparecimento</p><p>momentâneo de dipolos induzidos pelo</p><p>movimento de elétrons na nuvem, de tal forma</p><p>que, em um determinado momento, os elétrons</p><p>estão localizados em uma extremidade da</p><p>nuvem, gerando um dipolo induzido de forma</p><p>semelhante. Essas forças são conhecidas como</p><p>interações com dipolos induzidos. Na imagem</p><p>correspondente, forças de London.</p><p>Forças de Van Der Waals</p><p>São as interações que ocorrem entre núcleos e</p><p>elétrons. Também se incluem aquelas que</p><p>acontecem devido a dipolos induzidos. Esse</p><p>conceito foi introduzido pelo físico Johannes</p><p>van der Waals para explicar a interação entre as</p><p>moléculas apolares e entre elas e as polares.</p><p>São interações responsáveis por fenômenos</p><p>como adesão, fricção, tensão superficial e</p><p>viscosidade. Essas forças ocorrem entre gases</p><p>apolares e são responsáveis pela propriedade</p><p>de liquefação, que ocorre a baixas</p><p>temperaturas e altas pressões. Na imagem</p><p>correspondente, Forças de Van der Waals,</p><p>também causadas por dipolos induzidos.</p><p>Ligações de hidrogênio</p><p>São força de atração forte que ocorrem entre</p><p>uma molécula polar com, pelo menos, um átomo</p><p>de hidrogênio ligado a um átomo altamente</p><p>eletronegativo (F, O, N) e próximo a outra</p><p>molécula polar, que também possui outro átomo</p><p>eletronegativo. A ponte de hidrogênio explica o</p><p>alto ponto de ebulição da água (100°C) em</p><p>comparação com H2S (-60,7°C), H2Se (-41,5°C)</p><p>e H2Te (-2,2°C). Na imagem correspondente,</p><p>ligações de hidrogênio entre moléculas do</p><p>mesmo composto.</p><p>Como explicar a variação em pontos de ebulição e fusão de diferentes substâncias e seu comportamento</p><p>geral em relação às mudanças na temperatura?</p><p>Podemos resumir a resposta a essa pergunta em dois fatores principais: Forças intermoleculares e Massa</p><p>molecular.</p><p>Vemos a variação dos pontos de ebulição dos hidretos dos grupos 14, 15, 16 e 17. Esse gráfico nos dá uma</p><p>visão muito clara dessa diferença.</p><p>Pontos de ebulição de hidretos</p><p>As forças que mantêm as moléculas unidas geralmente são chamadas de forças ou interações</p><p>intermoleculares. Elas são particularmente importantes em relação à forma como as moléculas interagem</p><p>biologicamente.</p><p>As interações intermoleculares são responsáveis por uma ampla variedade de propriedades físicas: estado de</p><p>agregação, solubilidade, pontos de fusão e ebulição, tensão superficial, viscosidade.</p><p>O normal é que, em um mesmo sistema, estejam presentes mais de um tipo dessas interações</p><p>atuando de forma simultânea.</p><p>A soma de todos eles confere uma energia excepcionalmente alta. Temos que levar em consideração que a</p><p>manifestação dessas propriedades é altamente dependente da temperatura.</p><p>Na tabela a seguir, há uma comparação entre as ligações químicas (forças intramoleculares) e as forças</p><p>intermoleculares:</p><p>Ligações químicas Forças intermoleculares</p><p>Não são muito dependentes da</p><p>temperatura.</p><p>São altamente dependentes da temperatura: um</p><p>aumento na temperatura produz uma diminuição nas</p><p>interações intermoleculares.</p><p>São consideravelmente mais fortes</p><p>do que as forças intermoleculares.</p><p>São mais fracos do que as ligações químicas, na</p><p>ordem de 100 vezes mais fracos.</p><p>A distância da ligação é muito</p><p>pequena, no nível de Å.</p><p>A distância da ligação está no nível de vários Å.</p><p>Existe uma estequiometria</p><p>dependente dos elétrons</p><p>compartilhados.</p><p>Não têm uma estequiometria definida.</p><p>As interações entre os átomos são</p><p>quebradas e formados por reações</p><p>químicas.</p><p>As interações se rompem e se formam por meio de</p><p>mudanças físicas.</p><p>Ligações químicas Forças intermoleculares</p><p>Eles não mudam no nível</p><p>microscópico, a menos que quebrem.</p><p>Eles estão constantemente mudando no nível</p><p>microscópico.</p><p>Luciana Barreiros de Lima</p><p>Forças intermoleculares: propriedades físicas</p><p>Como vimos anteriormente, dentro de uma molécula, os átomos são unidos por forças intramoleculares</p><p>(principalmente ligações iônicas, metálicas ou covalentes). Esses são os pontos fortes que devem ser</p><p>superados para produzir uma mudança química. Essas forças, portanto, determinam as propriedades químicas</p><p>das substâncias.</p><p>No entanto, existem outras forças intermoleculares que atuam em diferentes moléculas ou íons que se</p><p>quebram e se atraem. Essas forças são aquelas que determinam as propriedades físicas das substâncias</p><p>como, por exemplo, o estado de agregação, o ponto de fusão e ebulição, a solubilidade, a tensão superficial, a</p><p>densidade etc.</p><p>Como as interações entre as moléculas geralmente são fracas, mas muito numerosas, sua contribuição é</p><p>importante para definir as características físicas tanto de substâncias puras como de misturas. O esquema, a</p><p>seguir, resume os diferentes tipos de forças intermoleculares:</p><p>Interações entre moléculas</p><p>Não podemos esquecer que uma molécula é um dipolo quando há uma distribuição assimétrica de elétrons, já</p><p>que a molécula é composta por átomos de eletronegatividade diferente. Como consequência, os elétrons</p><p>estão, preferencialmente, na vizinhança do átomo mais eletronegativo. Isso</p><p>cria duas regiões (ou polos) na</p><p>molécula, uma com carga parcial negativa e outra com carga parcial positiva.</p><p>As ligações de hidrogênio são um caso especial de interação dipolo-dipolo. Eles ocorrem quando um átomo de</p><p>hidrogênio é covalentemente ligado a um elemento que é:</p><p>Muito eletronegativo e com pares eletrônicos sem compartilhamento.</p><p>Muito pequeno, portanto, capaz de se aproximar do núcleo de hidrogênio.</p><p>Essas duas condições são satisfeitas no caso dos átomos de F, O e N.</p><p>1.</p><p>2.</p><p>Ligações de hidrogênio na água</p><p>A ligação que esses elementos formam com o hidrogênio é</p><p>muito polar. O átomo de hidrogênio é um centro de cargas</p><p>positivas que será atraído para os pares de elétrons não</p><p>compartilhados dos átomos eletronegativos de outras. É</p><p>uma ligação fraca (entre 2 e 10 kcal/mol). Porém, por serem</p><p>muito abundantes, sua contribuição para a coesão entre as</p><p>biomoléculas é grande.</p><p>Muitas das propriedades físicas e químicas da água</p><p>ocorrem devido às ligações de hidrogênio. Cada molécula</p><p>de água é capaz de formar quatro ligações de hidrogênio, o</p><p>que explica seu alto ponto de ebulição, já que é necessário quebrar muitas ligações de hidrogênio para que</p><p>uma molécula de água passe ao estado gasoso.</p><p>Essa interação é essencial nos meios biológicos, uma vez que:</p><p>Condiciona grandemente a estrutura espacial de proteínas e ácidos nucleicos.</p><p>Está presente em grande parte das interações que ocorrem entre diferentes tipos de biomoléculas em</p><p>uma infinidade de processos fundamentais para os seres vivos.</p><p>Cada molécula de água, com suas quatro cargas parciais em um arranjo tetraédrico, pode ser ligada por</p><p>ligação de hidrogênio a quatro outras moléculas vizinhas que, por sua vez, estão dispostas tetraedricamente</p><p>em torno da molécula central.</p><p>No gelo, cada molécula de água está ligada a exatamente quatro de suas vizinhas, formando uma rede</p><p>cristalina regular. Quando o gelo derrete, algumas ligações de hidrogênio são quebradas, de modo que, à</p><p>temperatura ambiente, cada molécula de água é ligada a uma média de 3 moléculas adjacentes. Se a rigidez</p><p>do gelo for comparada com a extrema fluidez da água líquida, essa pequena diferença entre os dois é</p><p>surpreendente em termos do grau de ligação entre suas moléculas; se as moléculas de água líquida são tão</p><p>fortemente ligadas por hidrogênio, ela deve ser muito mais viscosa.</p><p>Por que isso acontece?</p><p>A explicação para esse curioso fenômeno está na curta vida da ponte de hidrogênio. Como a energia</p><p>envolvida na formação de uma ponte de hidrogênio é da mesma ordem de grandeza que a energia térmica</p><p>presente na água à temperatura ambiente, elas são estabelecidas e quebradas com muita facilidade.</p><p>Foi calculado que a meia-vida de uma ligação de hidrogênio é da ordem de 10-9 segundos. Essa circunstância</p><p>permite às moléculas de água uma grande mobilidade em um raio curto, pois cada uma pode formar ligações</p><p>de hidrogênio sucessivas com muitas de suas moléculas vizinhas em um tempo muito pequeno.</p><p>Solubilização</p><p>A abundância e onipresença da água na matéria viva não deve nos levar ao erro de considerá-la um líquido</p><p>inerte. Pelo contrário, a água participa ativamente como reagente de muitas reações químicas celulares e,</p><p>mais importante, a estrutura e as propriedades das fibras biomoleculares e outros componentes celulares</p><p>dependem de sua interação com as moléculas de água que a rodeiam.</p><p>Entre as propriedades físicas da água, a extraordinária capacidade que possui para dissolver uma ampla gama</p><p>de substâncias destaca-se pela sua importância biológica. Outras propriedades são usadas por alguns seres</p><p>vivos, nos quais a água desempenha funções específicas.</p><p>Como a grande maioria das biomoléculas é encontrada nas células em solução aquosa, as</p><p>propriedades de dissolução da água são de suma importância para todas as formas de vida.</p><p>1.</p><p>2.</p><p>Assim como as demais propriedades físicas, a capacidade solvente da água é baseada em sua natureza</p><p>dipolar, o que lhe permite estabelecer interações eletrostáticas com certos tipos de solutos. Podemos</p><p>considerar três seguintes tipos de substâncias quanto à sua solubilidade em água:</p><p>1</p><p>Substâncias hidrofílicas (do grego “amantes da água”)</p><p>São claramente solúveis em água. Entre elas, podemos diferenciar substâncias iônicas, que possuem</p><p>carga elétrica líquida, e substâncias polares, com cargas parciais em sua molécula. Muitas</p><p>biomoléculas são substâncias iônicas, como sais minerais e biomoléculas orgânicas que possuem</p><p>grupos funcionais ionizados no pH da célula (por exemplo, aminoácidos). Muitas outras são</p><p>substâncias polares, como biomoléculas orgânicas com grupos funcionais capazes de formar</p><p>ligações de hidrogênio (por exemplo, açúcares).</p><p>A água é um bom solvente para esse tipo de substância, pois sua molécula, por apresentar cargas</p><p>parciais, pode estabelecer interações eletrostáticas com moléculas de soluto: quando uma</p><p>substância iônica ou polar se dissolve na água, as interações água-soluto substituem de forma</p><p>energética favorável às interações soluto-soluto da rede cristalina.</p><p>2</p><p>Substâncias hidrofóbicas (do grego “medo da água”)</p><p>São totalmente insolúveis ou imiscíveis com a água. São caracterizadas por não possuírem cargas</p><p>elétricas líquidas ou parciais, ou seja, são totalmente apolares. Este caráter apolar impede que</p><p>estabeleçam interações energéticas favoráveis com as moléculas de água.</p><p>Além disso, interferem nas ligações de hidrogênio entre elas, razão pela qual, quando em meio</p><p>aquoso, tendem a se agregar e precipitar. Dessa forma, eles oferecem à água a mínima superfície de</p><p>contato possível e também minimizam as interferências que exercem nas ligações de hidrogênio</p><p>entre suas moléculas.</p><p>Algumas biomoléculas, como gorduras neutras e ceras, são de natureza hidrofóbica; o mesmo ocorre</p><p>com os gases biologicamente importantes, como O2, CO2 e N2, que são pouquíssimo solúveis em</p><p>água.</p><p>3</p><p>Substâncias anfipáticas</p><p>São substâncias que possuem uma parte polar (ou carregada) e uma parte apolar em sua molécula.</p><p>Quando essas substâncias são misturadas à água, as duas zonas de sua molécula experimentam</p><p>tendências opostas: as zonas polares tendem a estabelecer interações eletrostáticas com as</p><p>moléculas de água, enquanto as zonas apolares tendem a se agregar para oferecer a mínima</p><p>superfície de contato com ela.</p><p>O resultado dessas duas tendências opostas é que as moléculas anfipáticas se associam para formar</p><p>estruturas estáveis chamadas micelas, nas quais as zonas polares estão dispostas para fora, em</p><p>contato com a água, enquanto as zonas apolares não estão em íntimo contato com a água. Eles se</p><p>movem para dentro, isolados do contato com a água e unidos por atrações fracas chamadas</p><p>interações hidrofóbicas. Sob certas condições, as substâncias anfipáticas na água podem dar origem</p><p>a bicamadas fechadas sobre si mesmas, que constituem a base estrutural das membranas celulares.</p><p>Algumas biomoléculas importantes são substâncias anfipáticas; estes incluem ácidos graxos,</p><p>proteínas globulares e uma ampla categoria de lipídios chamados lipídios de membrana.</p><p>Visto que a água é o solvente no qual a grande maioria das biomoléculas está dissolvida, é claro que as</p><p>propriedades das soluções aquosas serão de grande importância para os seres vivos. Agora, analisaremos</p><p>quais tipos de soluções aquosas estão presentes nos seres vivos, bem como suas propriedades mais</p><p>relevantes do ponto de vista biológico.</p><p>Dois tipos de soluções aquosas de interesse biológico são reconhecidos com base no tamanho das partículas</p><p>de soluto:</p><p>Soluções moleculares (ou verdadeiras)</p><p>As partículas de soluto medem menos de 10 nm nelas. Cada partícula é uma molécula individual.</p><p>Soluções coloidais</p><p>O tamanho das partículas do soluto oscila entre 10 nm e 100 nm. Essas partículas podem ser</p><p>agrupamentos de moléculas (por exemplo, micelas) ou grandes moléculas únicas (macromoléculas).</p><p>Dado que as biomoléculas têm tamanhos muito variados, podemos conceber o meio celular como uma</p><p>solução aquosa complexa, na qual coexiste uma infinidade de solutos, alguns de tamanho molecular e muitos</p><p>outros de tamanho coloidal.</p><p>A presença de solutos dissolvidos altera a geometria característica dos aglomerados de moléculas de água.</p><p>Cada molécula ou íon do soluto interage com uma série de moléculas de água ao seu redor, forçando-as a se</p><p>organizarem de maneira diferente do que fariam na ausência do soluto. Essa alteração na estrutura da água se</p><p>manifesta pelo surgimento de uma série de novas propriedades, características da solução, chamadas de</p><p>propriedades coligativas. Essas propriedades incluem uma diminuição do ponto de fusão, um aumento do</p><p>ponto de ebulição e uma diminuição da pressão de vapor, mas a que tem maior interesse biológico é a</p><p>osmose. Por isso, vamos prestar atenção especial a ela.</p><p>Osmose</p><p>Quando duas soluções aquosas de diferentes concentrações, como representado na imagem a seguir, são</p><p>separadas por uma membrana semipermeável, ou seja, por uma membrana que permite a passagem de</p><p>moléculas de água, mas não de moléculas de soluto, a tendência do solvente de diluir o soluto se manifesta</p><p>por um fluxo diferencial de água através da membrana: mais água passa da solução mais diluída para a mais</p><p>concentrada do que na direção reversa.</p><p>Osmose: fluxo diferencial em membrana semipermeável</p><p>Esse fenômeno é conhecido pelo nome de osmose. De acordo com a base físico-química, as interações</p><p>eletrostáticas entre as moléculas de água e as moléculas de soluto, mais abundantes na solução mais</p><p>concentrada, retêm as moléculas de água em maior extensão no compartimento que armazena essa solução.</p><p>O fluxo diferencial a que nos referimos provoca um aumento do nível do líquido no compartimento da solução</p><p>mais concentrada. Quando o líquido atinge uma determinada altura (h), a pressão hidrostática gerada por esse</p><p>volume adicional de líquido neutraliza o referido fluxo diferencial, atingindo o equilíbrio quando o referido fluxo</p><p>é de igual magnitude em ambas as direções. Essa pressão hidrostática, necessária para atingir o equilíbrio, é</p><p>conhecida como pressão osmótica.</p><p>Por que há um maior interesse na osmose?</p><p>O interesse biológico dessa propriedade das soluções que chamamos de osmose reside no fato de que as</p><p>membranas celulares são semipermeáveis: permitem a passagem livre de moléculas de água, mas exercem</p><p>uma permeabilidade seletiva na maioria das biomoléculas nela dissolvidas. Como consequência, as células</p><p>estão sujeitas a fenômenos osmóticos, que dependerão da concentração de solutos no meio em que se</p><p>encontram.</p><p>A seguir, veja o que ocorre quando a célula está inserida em meios com diferentes quantidades de soluto.</p><p>Hipertônica</p><p>Se a concentração de solutos no meio for maior</p><p>do que no interior da célula (meio hipertônico),</p><p>ele perderá água por osmose, sofrendo uma</p><p>retração que levará à morte celular em grau</p><p>extremo (plasmólise).</p><p>Isotônica</p><p>Se a concentração de solutos no meio for igual</p><p>à do interior da célula (meio isotônico), ela</p><p>estará em equilíbrio osmótico com seu</p><p>ambiente e não sofrerá alterações.</p><p>Hipotônica</p><p>Se a concentração de solutos no meio for</p><p>inferior à do interior da célula (meio hipotônico),</p><p>a consequente entrada de água na célula</p><p>produzirá um aumento da pressão osmótica em</p><p>seu interior.</p><p>Na condição hipotônica, vale dizer que esse aumento se traduzirá em um inchaço maior da célula</p><p>(turgescência); posteriormente, quando a pressão osmótica interna superar a resistência mecânica da</p><p>membrana (que é muito limitada), ocorrerá a lise (ruptura da membrana com perda do conteúdo celular) e a</p><p>morte da célula (plasmoptise).</p><p>Propriedades físicas</p><p>Neste vídeo, a especialista explica questões sobre os principais conceitos de forças intermoleculares e</p><p>soluções.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>Forças intra e intermoleculares</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Forças intermoleculares: propriedades físicas</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Solubilização e tipos de solução</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Osmose</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o aprendizado</p><p>Questão 1</p><p>(UFV-MG) Das substâncias representadas a seguir, aquela que apresenta ligações de hidrogênio entre suas</p><p>moléculas é:</p><p>A</p><p>CH3COONa</p><p>B</p><p>CH3CH2OH</p><p>C</p><p>CH3CH2OCH2CH3</p><p>D</p><p>CH3COCl</p><p>E</p><p>CH3COCH3</p><p>A alternativa B está correta.</p><p>A ligação de hidrogênio é realizada entre o hidrogênio ligado à F, N ou O e esses mesmos átomos presentes</p><p>em outra molécula. O composto b possui o oxigênio ligado ao hidrogênio.</p><p>Questão 2</p><p>(FUC-MT) Na desidratação infantil, aconselha-se a administração de soro fisiológico para reequilibrar o</p><p>organismo. Quando injetado nas veias, este soro deve:</p><p>A</p><p>Ser isotônico em relação ao sangue.</p><p>B</p><p>Ser hipertônico em relação ao sangue.</p><p>C</p><p>Ser hipotônico em relação ao sangue.</p><p>D</p><p>Ter pressão osmótica maior do que a do sangue.</p><p>E</p><p>Ter pressão osmótica menor do que a do sangue.</p><p>A alternativa A está correta.</p><p>Uma solução isotônica é caracterizada pela igualdade de concentração de soluto nas soluções, por</p><p>exemplo a quantidade de água que entra na célula é a mesma que sai, ou seja, há um equilíbrio entre a</p><p>solução e a célula.</p><p>3. Soluções e cálculos de solução</p><p>Soluções</p><p>Uma solução é uma mistura homogênea cujos componentes, soluto e solvente, não podem ser separados por</p><p>métodos mecânicos simples (filtração, decantação e centrifugação). As soluções verdadeiras consistem em</p><p>um solvente e um ou mais solutos cujas proporções variam de uma solução para outra.</p><p>Por definição, temos:</p><p>Solvente</p><p>A espécie encontrada em maior proporção.</p><p>Soluto</p><p>A espécie encontrada em menor proporção.</p><p>Nas soluções, pode haver diferentes combinações em que sólidos, líquidos ou gases atuam como solutos ou</p><p>como solventes. A classe mais comum é aquela em o que o solvente é um líquido; por exemplo, a água do mar</p><p>é uma solução aquosa de muitos sais e alguns gases.</p><p>Formação da solução: uma solução é composta de partículas (solutos) e um</p><p>solvente</p><p>A facilidade do processo de solução depende de dois fatores:</p><p>A mudança de conteúdo energético (exotermicidade ou endotermicidade).</p><p>A mudança na desordem (variação de entropia) que acompanha o processo.</p><p>A espontaneidade de um processo é favorecida por uma diminuição na energia do sistema, que corresponde a</p><p>processos exotérmicos, e por um aumento na desordem do sistema.</p><p>Muitos sólidos se dissolvem em líquidos por meio de processos endotérmicos. A razão é que a</p><p>endotermicidade é superada pelo grande aumento da desordem que acompanha a solução do soluto. As</p><p>partículas de soluto são muito ordenadas em uma rede cristalina, mas se movem para o aleatório em uma</p><p>solução líquida. Quase todos os processos de solução ocorrem em um aumento da desordem de soluto. Veja</p><p>como ocorre esse processo:</p><p>1. A uma determinada temperatura, a taxa de dissolução aumenta se os cristais forem pulverizados como</p><p>consequência do aumento da área exposta do soluto com o solvente.</p><p>1.</p><p>2.</p><p>2. A pulverização também aumenta o número de vértices e arestas. Com isso, os íons estarão menos</p><p>fortemente unidos.</p><p>3. Quando um sólido iônico é introduzido na água, alguns de seus íons se solvatam e se dissolvem.</p><p>4. A velocidade desse processo diminui com o tempo porque a superfície de cada cristal torna-se cada vez</p><p>menor. Ao mesmo tempo, os íons na solução aumentam e há colisões entre os íons dissolvidos e o sólido.</p><p>5. Essas colisões causam recristalização ou precipitação.</p><p>6. Depois de um certo tempo, as velocidades dos dois processos opostos se igualam e os íons sólidos e</p><p>dissolvidos são considerados em equilíbrio.</p><p>Uma vez que o equilíbrio é estabelecido, não se dissolve mais sólido sem que se produza cristalização do</p><p>mesmo peso de íons dissolvidos. Esta solução é denominada saturada.</p><p>A saturação ocorre em baixas concentrações para as espécies dissolvidas em solventes em aqueles que são</p><p>pouco solúveis e em altas concentrações quando a substância</p><p>é muito solúvel. A solubilidade dos sólidos</p><p>aumenta com a temperatura. Então, às vezes, eles podem preparar soluções supersaturadas, que contêm uma</p><p>concentração maior de soluto do que o necessário para atingir a saturação. É o que podemos ver a seguir:</p><p>Exemplo de solubilidade</p><p>Alguns pontos devem ser levados em consideração:</p><p>Substâncias totalmente miscíveis podem ser dissolvidas em todas as proporções.</p><p>Substâncias que podem ser dissolvidas, mas não em todas as proporções, são parcialmente miscíveis.</p><p>A solubilidade é a concentração máxima que pode atingir um determinado soluto em um determinado</p><p>solvente.</p><p>A solubilidade depende da temperatura e pressão.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Para que uma substância seja solúvel em um solvente (e em que medida seja), depende da entalpia e</p><p>da entropia da solução.</p><p>Em um sistema em T (temperatura) e P (pressão) constantes, a solubilidade depende da variação da</p><p>energia livre de Gibbs no processo de formação da dissolução.</p><p>Unidades de concentração</p><p>As principais unidades</p><p>A quantidade de um soluto dissolvido em uma quantidade específica de solvente é a sua concentração.</p><p>Quando uma solução contém uma alta concentração de soluto, é considerada uma solução concentrada;</p><p>quando contém uma quantidade relativamente pequena, é chamada de solução diluída.</p><p>A concentração pode ser expressa de várias maneiras. Veja a seguir:</p><p>Porcentagem</p><p>A concentração das soluções é expressa em termos de massa percentual de soluto, isto é, o peso do soluto</p><p>por 100 unidades de massa da solução. A unidade usada com maior frequência é o grama (g). Vejamos agora</p><p>as fórmulas para cada caso:</p><p>Partes por milhão (ppm) e parte por bilhão (ppb)</p><p>São unidades de concentração usadas para soluções muito diluídas. Uma solução cuja concentração é de 1</p><p>ppm contém 1 grama de soluto por milhão (106) gramas de solução ou, em forma equivalente, 1 mg de soluto</p><p>por quilograma de solução. Já uma concentração de 1 ppb indica que contém 1g de soluto por um bilhão (109)</p><p>gramas de solução. Pelo fato de que essas soluções aquosas diluídas têm densidades de 1 g/mL = 1 kg/L, 1</p><p>ppm também corresponde a 1 mg de soluto por litro de solução e 1 ppb corresponde a 1 µg de soluto por litro</p><p>de solução. Vejamos as fórmulas:</p><p>•</p><p>•</p><p>Físicas</p><p>Porcentagem</p><p>(p/p ou m/m; p/</p><p>v; v/v)</p><p>Partes por milhão</p><p>(ppm) e partes por</p><p>bilhão (ppb)</p><p>Químicas</p><p>Molaridade</p><p>(M)</p><p>Fração molar</p><p>(X)</p><p>Molaridade (M ou mol/L)</p><p>A molaridade (M) é uma forma comum de expressar a concentração de soluções. Ela é definida como o</p><p>número de mols de soluto por litro de solução. Em forma simbólica, molaridade é apresentada como:</p><p>Fração molar</p><p>A fração molar de um componente em uma solução é dada pelo número de mols do referido componente</p><p>dividido pelo número total de mols de todos os componentes na solução (soluto mais solvente). O símbolo X é</p><p>comumente usado para a fração molar, com um subscrito que indica o componente no qual a fração se refere.</p><p>Por exemplo, a fração de ácido clorídrico molar, HCl, em uma solução pode ser representado como XHCl. A</p><p>soma das frações molares de todos os componentes de uma solução deve ser igual a 1,0.</p><p>Diluição de soluções</p><p>A diluição de soluções químicas pode ser calculada por uma fórmula extremamente versátil:</p><p>Onde:</p><p>Ci = Concentração inicial;</p><p>Vi = Volume inicial;</p><p>Cf = Concentração final;</p><p>Cf = Volume final.</p><p>Essa fórmula pode ser usada com qualquer uma das unidades de concentração vistas anteriormente, mas</p><p>devemos lembrar que o resultado da concentração final sairá na mesma unidade da solução inicial.</p><p>Unidades de concentração</p><p>Neste vídeo, aprenda sobre porcentagens, concentração comum, molaridade e as relações entre elas.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Mão na massa</p><p>Questão 1</p><p>1. Quantos g de Ca(OH)2 são necessários para preparar 3 L de solução 0,5 M? (Peso molecular = 74 g/mol).</p><p>A</p><p>74g</p><p>B</p><p>100g</p><p>C</p><p>111g</p><p>D</p><p>122g</p><p>E</p><p>222 g</p><p>A alternativa C está correta.</p><p>0,5 M significa que há 0,5 mol do composto em 1 L de solução; então, o número de mols que existirá em 3 L</p><p>pode ser obtido dessa forma:</p><p>0,5 mol / 1 L = X / 3 L</p><p>X = 1,5 mol de Ca(OH)2</p><p>Como o PM permite transformar "1,5 mols de soluto em g", a seguinte abordagem pode ser realizada:</p><p>74 g / 1 mol = X / 1,5 mol</p><p>X = 111g de Ca(OH)2</p><p>Questão 2</p><p>Quantos mols de HCl existem em 50 mL de solução 0,25 M desse ácido?</p><p>A</p><p>0,00125 mols</p><p>B</p><p>0,0125 mols</p><p>C</p><p>0,125 mols</p><p>D</p><p>1,25 mols</p><p>E</p><p>12,5 mols</p><p>A alternativa B está correta.</p><p>Aplicando a definição de molaridade: a concentração de 0,25 M indica que há 0,25 mol de HCl em 1 L de</p><p>solução. Portanto, o cálculo do número de mols que estarão em 50 ml de solução (ou 0,05 L) é obtido a</p><p>partir da seguinte proporção:</p><p>0,25 mol / 1 L = X / 0,05 L</p><p>X = 0,0125 mol de HCl</p><p>Questão 3</p><p>Qual volume de HNO3 2 M é necessário medir para ter 0,5 mol do ácido necessário para uma certa reação?</p><p>A</p><p>0,025 mL</p><p>B</p><p>0,25mL</p><p>C</p><p>2,5mL</p><p>D</p><p>25mL</p><p>E</p><p>250mL</p><p>A alternativa E está correta.</p><p>2 mol / 1 L = 0,5 mol / X</p><p>X = 0,25 L = 250 mL</p><p>Questão 4</p><p>(UFSCAR - SP) Uma solução salina contém 0,900 gramas de NaCℓ, com massa molar igual a 58,5 g/mol, em</p><p>100 mL de solução aquosa. Qual é a concentração salina expressa em mol/L?</p><p>A</p><p>0,0154 mol/L</p><p>B</p><p>0,154 mol/L</p><p>C</p><p>1,54 mol/L</p><p>D</p><p>0,0308 mol/L</p><p>E</p><p>0,308 mol/L</p><p>A alternativa B está correta.</p><p>Olhando para os dados fornecidos pela pergunta, você precisa usar a fórmula da molaridade. Além disso,</p><p>você não deve se esquecer de converter os 100 mL da solução em litros, o que resulta em 0,1 L.</p><p>M = m / M1.V</p><p>M = 0,900 / 58,5 . 0,1</p><p>M = 0,154 mol/L</p><p>Questão 5</p><p>Calcule a fração molar de cada componente em uma solução de NaOH 20% m/m. (MM: NaOH = 40 g/mol,</p><p>água = 18 g/mol).</p><p>A</p><p>XNaOH=0,101; XH2O=0,899</p><p>B</p><p>XNaOH=0,100; XH2O=0,900</p><p>C</p><p>XNaOH=0,102; XH2O=0,898</p><p>D</p><p>XNaOH=0,099; XH2O=0,901</p><p>E</p><p>XNaOH=0,103; XH2O=0,897</p><p>A alternativa A está correta.</p><p>20% m/m indica que a solução contém 20 g de NaOH (soluto) e 80 g de água (solvente) em uma massa</p><p>total de 100 g de solução. O número de mols de cada componente é calculado e a fração molar de cada</p><p>um:</p><p>Mols de NaOH = 20 g/40 g/mol = 0,5 mols</p><p>Mols de H2O = 80 g / 18 g/mol = 4,44 mols</p><p>X(NaOH) = 0,5 mol / 0,5 mol + 4,44 mol = 0,101</p><p>X(H2O) = 4,44 mol / 0,5 mol + 4,44 mols = 0,899</p><p>Questão 6</p><p>Calcule o volume de uma solução estoque de 3% de que precisamos para preparar 90 mL de uma solução</p><p>mais diluída cuja concentração desejamos ser 2%.</p><p>A</p><p>40mL</p><p>B</p><p>50mL</p><p>C</p><p>60mL</p><p>D</p><p>70mL</p><p>E</p><p>80mL</p><p>A alternativa C está correta.</p><p>Vi . 3 = 90 . 2</p><p>Vi = 90 . 2 / 3 = 60 mL</p><p>Teoria na prática</p><p>Em um laboratório de controle de qualidade, o analista precisa fazer 150 mL de uma solução de NaOH 0,5M.</p><p>Quantos gramas de NaOH ele precisará pesar para preparar essa solução? Caso ele parta de uma solução de</p><p>3M, quantos mL ele deverá usar?</p><p>Dados: MMNaOH= 40g</p><p>Chave de resposta</p><p>Podemos começar calculando a massa de NaOH em 0,5M:</p><p>1,0 mol ---- 40g</p><p>0,5 mol ---- x</p><p>x = 20g</p><p>Porém, não queremos fazer 1 litro de solução, queremos 150 mL. Por isso:</p><p>20g ---- 1000 mL</p><p>y ---- 150 mL</p><p>y = 3g</p><p>Ou seja, é necessário pesar 3g de NaOH para preparar 150mL de solução de NaOH 0,5M.</p><p>E se formos apenas diluir a solução mais concentrada que já está pronta? Nesse caso vamos usar a</p><p>fórmula:</p><p><math ></p><p><mtable displaystyle="true" columnspacing="1em" rowspacing="3pt"></p><p><mtr></p><p><mtd></p><p><msub></p><p><mi>C</mi></p><p><mrow data-mjx-texclass="ORD"></p><p><mi>i</mi></p><p></mrow></p><p></msub></p><p><mo> x </mo></p><p><msub></p><p><mi>V</mi></p><p><mrow data-mjx-texclass="ORD"></p><p><mi>i</mi></p><p></mrow></p><p></msub></p><p><mo>=</mo></p><p><msub></p><p><mi>C</mi></p><p><mrow data-mjx-texclass="ORD"></p><p><mi>f</mi></p><p></mrow></p><p></msub></p><p><mo> x </mo></p><p><msub></p><p><mi>V</mi></p><p><mrow data-mjx-texclass="ORD"></p><p><mi>f</mi></p><p></mrow></p><p></msub></p><p></mtd></p><p></mtr></p><p><mtr></p><p><mtd></p><p><mn>3</mn></p><p><mi>M</mi></p><p><mo> x </mo></p><p><msub></p><p><mi>V</mi></p><p><mrow data-mjx-texclass="ORD"></p><p><mi>i</mi></p><p></mrow></p><p></msub></p><p><mo>=</mo></p><p><mn>0</mn></p><p><mo>,</mo></p><p><mn>5</mn></p><p><mi>M</mi></p><p><mo> x </mo></p><p><mn>150</mn></p><p><mi>m</mi></p><p><mi>L</mi></p><p></mtd></p><p></mtr></p><p><mtr></p><p><mtd></p><p><msub></p><p><mi>V</mi></p><p><mrow data-mjx-texclass="ORD"></p><p><mi>i</mi></p><p></mrow></p><p></msub></p><p><mo>=</mo></p><p><mfrac></p><p><mrow></p><p><mn>0</mn></p><p><mo>,</mo></p><p><mn>5</mn></p><p><mi>M</mi></p><p><mo> x </mo></p><p><mn>150</mn></p><p><mi>m</mi></p><p><mi>L</mi></p><p></mrow></p><p><mrow></p><p><mn>3</mn></p><p><mi>M</mi></p><p></mrow></p><p></mfrac></p><p></mtd></p><p></mtr></p><p><mtr></p><p><mtd></p><p><msub></p><p><mi>V</mi></p><p><mrow data-mjx-texclass="ORD"></p><p><mi>i</mi></p><p></mrow></p><p></msub></p><p><mo>=</mo></p><p><mn>25</mn></p><p><mi>m</mi></p><p><mi>L</mi></p><p></mtd></p><p></mtr></p><p></mtable></p><p></math></p><p>Ou seja, para preparar 150mL de uma solução 0,5M a partir da solução de 3M, precisamos pegar 25mL da</p><p>solução concentrada e completar o volume até 150mL com água.</p><p>Verificando o aprendizado</p><p>Questão 1</p><p>10mL de uma solução 5M de HCl foram utilizados para preparar 200 mL de uma solução mais diluída. Qual a</p><p>concentração da solução final?</p><p>A</p><p>0,025M</p><p>B</p><p>0,25M</p><p>C</p><p>2,5M</p><p>D</p><p>0,0125M</p><p>E</p><p>0,125M</p><p>A alternativa B está correta.</p><p>Questão 2</p><p>Quantos gramas de KOH devem ser pesados para preparar 3L de uma solução 0,5M?</p><p>Dados: MMKOH= 56g/mol</p><p>A</p><p>48g</p><p>B</p><p>56g</p><p>C</p><p>64g</p><p>D</p><p>78g</p><p>E</p><p>84g</p><p>A alternativa E está correta.</p><p>Podemos começar calculando a massa de KOH em 0,5M:</p><p>1,0 mol ---- 56g</p><p>0,5 mol ---- x</p><p>x = 28g</p><p>Porém, não queremos fazer 1 litro de solução, queremos 3L. Por isso:</p><p>28g ---- 1L</p><p>y ---- 3L</p><p>y = 84g</p><p>Ou seja, é necessário pesar 84g de KOH para preparar 3L de solução de KOH 0,5M.</p><p>4. Água e medidas corporais</p><p>Isotonicidade</p><p>As células devem ser protegidas contra os fenômenos osmóticos desfavoráveis aos quais estão expostas.</p><p>Existem duas estratégias evolutivas que adotaram para conseguir isso. Veja:</p><p>Primeira</p><p>Viver exclusivamente em ambientes isotônicos</p><p>em relação ao interior das células, como fazem</p><p>alguns organismos unicelulares e as células de</p><p>animais superiores, que foram dotadas de um</p><p>ambiente interno isotônico.</p><p>Segunda</p><p>Dotar-se de uma parede celular resistente que</p><p>lhes permita suportar as altas pressões</p><p>osmóticas geradas pelos ambientes hipotônicos</p><p>em que habitualmente vivem. Essa proteção é</p><p>típica das bactérias e células vegetais.</p><p>Uma solução isotônica é aquela que apresenta a mesma concentração de soluto em relação a uma solução</p><p>separada ou isolada por uma barreira semipermeável. Essa barreira permite que o solvente passe, mas nem</p><p>todas as partículas de soluto.</p><p>Em Fisiologia, a solução isolada refere-se ao fluido intracelular, ou seja, ao interior das células; enquanto a</p><p>barreira semipermeável corresponde à membrana celular, formada por uma bicamada lipídica através da qual</p><p>as moléculas de água podem atravessar para o meio extracelular.</p><p>Quando se trata de uma célula e o meio aquoso no qual ela está inserida, a isotonicidade, ocorre</p><p>apenas quando as soluções, dentro e fora da célula, contém o mesmo número de partículas de</p><p>soluto dissolvidas. Assim, uma solução será isotônica se a concentração de seus solutos for</p><p>semelhante do fluido ou meio intracelular. Solução salina a 0,9% é isotônica, por exemplo.</p><p>Para que haja uma solução isotônica, primeiro devemos ter certeza de que ocorre osmose somente na solução</p><p>ou meio solvente e não na difusão do soluto. Isso só é possível se houver uma barreira semipermeável, que</p><p>permite a passagem de moléculas de solvente, mas não de moléculas de soluto, especialmente solutos</p><p>carregados eletricamente, íons.</p><p>Assim, o soluto não será capaz de se difundir de regiões mais concentradas para regiões mais diluídas. Em</p><p>vez disso, serão as moléculas de água que se moverão de um lado para o outro, cruzando a barreira</p><p>semipermeável e realizando a osmose. Em sistemas aquosos e biológicos, essa barreira é por excelência a</p><p>membrana celular.</p><p>Tendo uma barreira semipermeável e um meio solvente, a presença de íons ou sais dissolvidos em ambos os</p><p>meios também é necessária: o interno (dentro da barreira) e o externo (fora da barreira).</p><p>Atenção</p><p>Se a concentração desses íons for a mesma nos dois lados, não haverá excesso ou déficit de moléculas</p><p>de água para solvatá-los. Ou seja, o número de moléculas de água livres é o mesmo e, portanto, elas não</p><p>cruzarão a barreira semipermeável para nenhum dos lados para equalizar as concentrações de íons.</p><p>As soluções isotônicas ou líquidos isotônicos não causam nenhum gradiente ou alteração na concentração de</p><p>íons no corpo. Por isso, sua ação está essencialmente voltada para a hidratação dos pacientes que os</p><p>recebem em caso de sangramento ou desidratação. Exemplos que podem facilmente observados são:</p><p>Solução salina normal: uma dessas soluções é o soro fisiológico, com concentração de NaCl de 0,9%.</p><p>Soluções isotônicas aquosas: outras soluções isotônicas utilizadas para o mesmo propósito são o</p><p>lactato de Ringer, que diminui a acidez devido ao seu tampão, e as soluções de fosfato de Sorensen,</p><p>compostas por fosfatos e cloreto de sódio.</p><p>A isotonicidade também pode ser aplicada a sistemas não aquosos, como aqueles em que o solvente é um</p><p>álcool; desde que exista uma barreira semipermeável que favoreça a penetração das moléculas do álcool e</p><p>retenha as partículas de soluto.</p><p>Água e cálculos envolvendo medidas corporais</p><p>A importância da água para sistemas biológicos</p><p>Além de ser o solvente no qual outras biomoléculas se movem e interagem, o que constitui sua principal</p><p>função biológica, a água desempenha outras funções importantes nos seres vivos, que se adaptaram</p><p>efetivamente ao seu meio aquoso e desenvolveram formas para explorar em seu proveito as excepcionais</p><p>propriedades físicas da água, tais como:</p><p>1</p><p>Alto calor específico da água</p><p>É usado por animais homeotérmicos para regular sua temperatura corporal.</p><p>2</p><p>Alto calor de vaporização da água</p><p>É usado por alguns vertebrados para remover o excesso de calor por meio da evaporação do suor.</p><p>3</p><p>Alto grau de coesão interna da água líquida</p><p>Dá origem a fenômenos de capilaridade que são utilizados pelas plantas para transportar os</p><p>nutrientes nela dissolvidos desde as raízes até as folhas.</p><p>4</p><p>Densidade da água líquida</p><p>O fato de a água líquida ser mais densa do que o gelo tem consequências importantes para os</p><p>organismos aquáticos: lagoas, lagos e mares congelam no inverno de cima para baixo, de modo que</p><p>a camada superficial de gelo isola a água subjacente do ar frio, evitando que ele congele.</p><p>A influência da água na evolução biológica foi profunda e decisiva. Os seres vivos adaptaram-se</p><p>progressivamente ao ambiente aquático do qual se originaram. Se formas de vida surgiram em algum outro</p><p>lugar do universo, é razoável pensar que deve haver grande quantidade de água disponível como solvente.</p><p>A influência do paciente na dose</p><p>Muitos tipos de medicamentos e sua dosagem, seja intravenosa, oral ou outros, dependem do peso do</p><p>paciente, por segurança e eficiência. Para eliminar consequências graves para os dados peso errôneo, uma</p><p>pesagem formal do paciente com equipamento capaz de evitar erros humanos.</p><p>Existem erros específicos que ocorrem para diferentes tipos de pacientes. Veja alguns pontos de atenção:</p><p>•</p><p>•</p><p>Pacientes obesos</p><p>Dosagem de medicamentos para pacientes com</p><p>obesidade depende de medicamentos</p><p>específicos – alguns medicamentos requerem</p><p>dosagens com base no peso ideal, outros</p><p>exigem para um peso ideal + (%) do peso atual.</p><p>Pacientes pediátricos, idosos e</p><p>imunocomprometidos</p><p>Eles são ainda mais suscetíveis ao perigo</p><p>devido a erros de dosagem e devem ser</p><p>monitorados de perto para intolerâncias a</p><p>drogas, apesar da dosagem correta com base</p><p>no peso.</p><p>Às vezes, se expressam as dosagens de um medicamento em função do peso do paciente. Elas são</p><p>calculadas da seguinte maneira:</p><p>As unidades de medida devem sempre</p><p>ser especificadas. É importante prestar atenção para que todos os</p><p>valores de massa e peso estejam nas mesmas unidades para que não ocorram erros.</p><p>No caso de expressarmos a dosagem segundo a área de superfície corporal, essa média pode ser obtida</p><p>mediante fórmulas em função do peso e da altura do paciente (a área da superfície corporal se expressa em</p><p>m2):</p><p>Dose com base no peso corporal</p><p>Neste vídeo, o especialista resolve questões de cálculo de dose, dose diária e dose baseada na superfície</p><p>corporal de um paciente com diferentes níveis de dificuldade.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>Água e cálculos envolvendo medidas corporais</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o aprendizado</p><p>Questão 1</p><p>Um paciente pediátrico de 37,5kg com uma infecção, precisará ser tratado com amoxicilina suspensão oral a</p><p>cada 8 horas. Sabendo que a dose recomendada desse antibiótico é de 40mg/kg/dia e que o medicamento</p><p>está disponível na concentração de 250mg/5mL, qual volume de suspensão que o paciente deverá tomar a</p><p>cada dose?</p><p>A</p><p>5mL</p><p>B</p><p>8mL</p><p>C</p><p>10mL</p><p>D</p><p>12mL</p><p>E</p><p>15mL</p><p>A alternativa C está correta.</p><p>Sabemos que a dose diária do medicamento é de 40mg/kg/dia, vamos começar calculando a dose diária</p><p>que o paciente deverá tomar com base em seu peso:</p><p>40mg ---- 1kg</p><p>X mg ---- 37,5kg</p><p>X = 1500mg</p><p>O paciente deverá tomar 1500mg de antibiótico por dia, porém ele deve tomar 3 doses em 1 dia (1 dose a</p><p>cada 8 horas), logo, cada dose deverá conter:</p><p>Sabendo que o medicamento contém 250mg/5mL, fazemos:</p><p>250mg ---- 5mL</p><p>500mg ---- y mL</p><p>X = 10 mL</p><p>Questão 2</p><p>Um médico prescreveu ao seu paciente, tomar 10mg/kg de dipirona sódica a cada 6 horas em caso de dor.</p><p>Sabendo que o paciente tem 90kg e que ele tem dipirona sódica gotas em sua casa na concentração de</p><p>500mg/mL, quantas gotas de dipirona ele deverá tomar?</p><p>Dado: 20 gotas = 1mL</p><p>A</p><p>30 gotas</p><p>B</p><p>32 gotas</p><p>C</p><p>34 gotas</p><p>D</p><p>36 gotas</p><p>E</p><p>38 gotas</p><p>A alternativa D está correta.</p><p>Começamos calculando a massa de dipirona necessária por dose:</p><p>Sabemos ainda que 1 mL equivale a 20 gotas, então a concentração da dipirona pode ser expressa como</p><p>500mg/20gotas e podemos achar o número de gotas:</p><p>20 gotas ---- 500mg</p><p>X gotas ---- 900mg</p><p>X= 36 gotas</p><p>5. Conclusão</p><p>Considerações finais</p><p>Como vimos, a maior parte da água é encontrada nas células que desempenham funções vitais no corpo. A</p><p>água tem a função de transportar nutrientes para as células, auxiliando na digestão dos alimentos ou</p><p>estabilizando nossa temperatura. Portanto, ter o hábito de beber água regularmente é sinônimo de saúde.</p><p>Entendemos que a água desempenha várias funções no corpo: é usada para construir células e fluidos</p><p>corporais; atua como meio de reação, como solvente e como reagente. Além disso, é responsável pelo</p><p>transporte de nutrientes e ajuda a eliminar os resíduos do corpo através da urina.</p><p>Pudemos compreender as forças intermoleculares que atuam sobre essas moléculas e lhes conferem</p><p>características tão particulares e importantes para a química e a biologia.</p><p>Vimos ainda os diversos cálculos que envolvem a conversão de unidades de concentração, de diluição e</p><p>aqueles que se baseiam no peso corporal do indivíduo em questão.</p><p>Podcast</p><p>Agora, a especialista Luciana de Lima encerra o tema falando sobre a importância da água no corpo</p><p>humano e quais tipos de água existem.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ouvir o áudio.</p><p>Explore +</p><p>Busque o artigo Água – Uma Visão Integrada, de Hélio A. Duarte, e aprenda mais sobre as propriedades</p><p>químicas e físicas da água.</p><p>Referências</p><p>BRENES, R.; ROJAS, L. El agua: sus propiedades y su importancia biológica. Granadilla: Acta Académica. 2005.</p><p>CAMPBELL, Mary K.; FARRELL, Shawn. Bioquímica. 2. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2015.</p><p>DAU, Ana Paula A. (organizadora). Bioquímica Humana. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2015.</p><p>GALANTE, Fernanda; ARAÚJO, Marcus Vinicíus Ferreira de. Princípios da Bioquímica para universitários,</p><p>técnicos e profissionais da área de saúde. São Paulo: Rideel, 2018.</p><p>MARTÍNEZ R, RODRÍGUEZ J, SÁNCHEZ L. Química, un proyecto de la American Chemical Society. Barcelona:</p><p>Reverte, 2007.</p><p>MORAN, Laurence A. Bioquímica. 5. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2013.</p><p>NELSON, David L.; COX, Michael M. Princípios de Bioquímica de Lehninger. 7. ed. Porto Alegre: Artmed, 2019.</p><p>SACKHEIM, George I.; Lehman, Dennis D. Química e Bioquímica para Ciências Biomédicas. 8. ed. Barueri:</p><p>Manole, 2001.</p><p>SANCHO J. Agua es vida. Rev Real Academia de las Ciencias 2007; 62:65-74. Consultado em meio eletrônico</p><p>em: 10 dez. 2020.</p><p>Introdução</p><p>ao estudo da</p><p>química biológica</p><p>Prof.ª Thiana Santiago Nascimento</p><p>Descrição</p><p>Introdução à química orgânica, sua evolução histórica bem como as</p><p>características e a classificação dos compostos orgânicos, suas</p><p>nomenclaturas e propriedades ácido-base.</p><p>Propósito</p><p>O conhecimento acerca da química orgânica, englobando nomenclatura,</p><p>características e estrutura química dos compostos orgânicos, permite</p><p>saber como determinadas substâncias reagem quimicamente e quais</p><p>as influências que elas têm sobre nosso organismo. Logo, é essencial</p><p>não só para os profissionais que atuam diretamente com química e</p><p>áreas correlatas, mas para o cotidiano.</p><p>Objetivos</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 1/76</p><p>Módulo 1</p><p>Histórico e aplicações da química</p><p>orgânica</p><p>Reconhecer o histórico e as aplicações da química orgânica.</p><p>Módulo 2</p><p>Os compostos mais simples da</p><p>química: os hidrocarbonetos</p><p>Reconhecer os hidrocarbonetos e suas propriedades.</p><p>Módulo 3</p><p>As demais funções orgânicas e</p><p>suas particularidades</p><p>Identificar as demais funções orgânicas, suas nomenclaturas e</p><p>propriedades.</p><p>Módulo 4</p><p>Acidez e basicidade dos</p><p>compostos orgânicos</p><p>Analisar as propriedades de acidez e basicidade dos compostos</p><p>orgânicos.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 2/76</p><p>Introdução</p><p>Você está convidado a começar uma viagem ao mundo das</p><p>substâncias! Mas fique tranquilo, essa é uma viagem apenas no</p><p>que diz respeito ao conhecimento.</p><p>Vamos passear pelos primórdios da química orgânica e ver as</p><p>primeiras descobertas que culminaram nos conhecimentos</p><p>atuais. Abordaremos o histórico e as aplicações da química</p><p>orgânica ao longo do tempo, bem como aprenderemos a</p><p>identificar as principais funções orgânicas e conhecer as regras</p><p>para chegarmos à nomenclatura desses compostos.</p><p>Por fim, veremos os conceitos de acidez e basicidade associados</p><p>aos compostos orgânicos. Esses conceitos são imprescindíveis</p><p>principalmente para prever o comportamento de algumas</p><p>substâncias em reações químicas, mediante a relação entre</p><p>estrutura química e atividade.</p><p></p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 3/76</p><p>1 - Histórico e aplicações da química orgânica</p><p>Ao �nal deste módulo, você será capaz de reconhecer o histórico e</p><p>aplicações da química orgânica.</p><p>História da química</p><p>orgânica</p><p>Introdução sobre a utilização de</p><p>compostos orgânicos</p><p>Desde os tempos remotos, a humanidade vem utilizando produtos</p><p>naturais para o alívio e a cura de algumas doenças por meio do uso de</p><p>ervas e folhas.</p><p>Uma das maiores contribuições da química para o bem-estar da</p><p>humanidade tem sido a produção de medicamentos, principalmente os</p><p>da classe dos antibióticos que foram desenvolvidos após o</p><p>reconhecimento das propriedades antibacterianas da penicilina-G, uma</p><p>substância orgânica que é produto do metabolismo de fungos.</p><p>Muitos dos fármacos que conhecemos hoje são insumos naturais que já</p><p>vinham sendo utilizados na medicina tradicional por indígenas e outros</p><p>povos.</p><p>25/09/2024,</p><p>00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 4/76</p><p>Penicilina G, o primeiro antibiótico.</p><p>A teoria da força vital: o vitalismo</p><p>e sua queda</p><p>Foi no final do século XVIII que os químicos começaram a compreender</p><p>a composição de algumas substâncias e materiais que nos cercam, de</p><p>metais a organismos vivos. A partir daí, começaram a listar os</p><p>componentes, os elementos básicos, tais como hidrogênio, oxigênio,</p><p>carbono e metais (ferro, ouro, cobre).</p><p>Estudo da química biológica durante o século XIX.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 5/76</p><p>Entre o final do século XVIII e início do século XIX, os químicos estavam</p><p>obstinados e dedicados ao estudo das substâncias presentes nos</p><p>organismos vivos e, para isso, tentaram isolar e identificar tais</p><p>substâncias. Assim, eles perceberam que tais substâncias, isoladas de</p><p>organismos vivos, possuíam propriedades muito diferentes daquelas</p><p>obtidas de minerais. Daí surgiu um grupo especial na área da Química: a</p><p>maravilhosa química orgânica.</p><p>Também nessa época algumas técnicas foram aprimoradas para</p><p>identificar e medir as proporções dos elementos em substâncias mais</p><p>complexas, os chamados "compostos". Ao analisar a composição de</p><p>alguns seres vivos — como animais e plantas —, percebeu-se que os</p><p>elementos constituintes iam se repetindo, em particular:</p><p>Carbono</p><p>Oxigênio</p><p>Hidrogênio</p><p>Nitrogênio</p><p>Porém, era difícil decifrar as complexas combinações e proporções</p><p>desses compostos produzidos por organismos vivos. Resumindo, para</p><p>eles seria impossível recriar esses mesmos compostos orgânicos em</p><p>um laboratório.</p><p>É nesse ponto da história que surge a teoria da força vital, a conhecida</p><p>teoria do vitalismo. O nome é bem intuitivo e já nos diz muito. A teoria</p><p>defendia a ideia de que apenas os seres vivos eram capazes de produzir</p><p>compostos orgânicos, ou seja, não seria possível produzi-los</p><p>artificialmente.</p><p>A teoria do vitalismo foi bem aceita no início, principalmente porque</p><p>ninguém havia sintetizado algum composto orgânico até o momento.</p><p>Entretanto, a teoria do vitalismo não durou muito.</p><p>Comentário</p><p>Como é de praxe na história da química e na música Cartomante, de Ivan</p><p>Lins entoada por Elis Regina, “Cai o rei de Espadas / Cai o rei de Ouros /</p><p>Cai o rei de Paus / Cai, não fica nada”, sempre que uma teoria é lançada,</p><p>vem alguém e a derruba. E foi exatamente isso que aconteceu!</p><p>Em 1828, Friedrich Wöhler, um químico alemão, sintetizou a ureia, uma</p><p>substância orgânica produzida principalmente no fígado que, após</p><p>metabolizada e filtrada pelos rins, pode ser eliminada pela urina e suor.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 6/76</p><p>Essa síntese envolve o aquecimento do cianato de amônio, um</p><p>composto inorgânico. Vejamos a reação de síntese da ureia realizada</p><p>por Wöhler:</p><p>Reação de síntese da ureia realizada por Wöhler.</p><p>Assim como uma ínfima faísca pode causar um incêndio, aqui nós</p><p>podemos ver como uma substância tão pequena incendiou uma teoria e</p><p>mudou um importante conceito! Wöhler, ao sintetizar pela primeira vez</p><p>uma substância orgânica a partir de um composto inorgânico,</p><p>revolucionou o conceito de química orgânica e pôs fim à teoria do</p><p>vitalismo.</p><p>Origens dos compostos</p><p>orgânicos</p><p>Ambiente e organismo</p><p>A química orgânica é um ramo da Química que estuda os compostos do</p><p>elemento carbono, os quais apresentam certas particularidades.</p><p>Há alguns compostos classificados como inorgânicos</p><p>que apresentam carbono em sua estrutura, como</p><p>diamante, grafita, monóxido de carbono e carbonatos.</p><p>Não podemos confundi-los!</p><p>Os compostos orgânicos estão presentes em todos os seres vivos. Em</p><p>nosso organismo, eliminando a porcentagem de água, há mais de 60%</p><p>em massa de compostos orgânicos, na forma de proteínas, lipídeos e</p><p>carboidratos. Carboidratos como o açúcar comum, a glicose e a</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 7/76</p><p>celulose são constituídas de carbono, hidrogênio e oxigênio, portanto</p><p>são compostos orgânicos.</p><p>Algas de rios.</p><p>Esses compostos são muito importantes para o funcionamento do</p><p>nosso organismo. Por exemplo, a glicose (C6H12O6) pode ser produzida</p><p>pelas plantas clorofiladas, algas de rios e oceanos mediante a absorção</p><p>de gás carbônico, em um processo denominado fotossíntese.</p><p>Já em nosso organismo, a glicose é metabolizada num processo</p><p>conhecido por respiração, no qual ocorre a formação de CO2 e H2O, bem</p><p>como a liberação de energia necessária para o funcionamento do corpo</p><p>humano. A reação que expressa esse fenômeno é descrita a seguir:</p><p>Esses dois processos — fotossíntese e respiração — podem ser</p><p>combinados, formando o chamado ciclo do carbono, que permite sua</p><p>reciclagem na atmosfera. O esquema a seguir mostra o ciclo do carbono</p><p>(setas azuis); o processo secundário de fossilização (seta marrom), que</p><p>permite a formação de petróleo e calcário; e as alterações produzidas</p><p>no ciclo pelo ser humano (setas laranjas).</p><p>C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 8/76</p><p>Ciclo do carbono.</p><p>Aplicações atuais da química</p><p>orgânica</p><p>Além dos compostos orgânicos naturais, presentes nos alimentos que</p><p>ingerimos, o ser humano conseguiu sintetizar um número muito grande</p><p>de compostos orgânicos, uma consequência da mudança de nossos</p><p>hábitos e estilos de vida. Assim, a química orgânica está presente em</p><p>várias situações do cotidiano e nas mais diversas áreas do setor</p><p>industrial, vejamos alguns exemplos:</p><p> Indústria farmacêutica</p><p>São utilizados compostos de origem orgânica em</p><p>cerca de 90% dos medicamentos, como a aspirina</p><p>(analgésico) e o paracetamol (anti-inflamatório e</p><p>antitérmico).</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 9/76</p><p> Indústria têxtil</p><p>São muito utilizadas fibras têxteis naturais, como a</p><p>lã, a seda e o algodão, bem como fibras têxteis de</p><p>origem sintética, como nylon, poliéster e viscose.</p><p>Nesse ramo, a maioria dos corantes utilizados são</p><p>também de origem orgânica.</p><p> Indústria de polímeros</p><p>São utilizados os polímeros, que são</p><p>macromoléculas orgânicas, naturais ou sintéticas,</p><p>por exemplo, o polietileno, o polipropileno e o</p><p>poliestireno. Os polímeros sintéticos são muito</p><p>utilizados na indústria automobilística, de calçado,</p><p>de embalagem e em produtos de uso doméstico.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 10/76</p><p>A química do carbono</p><p>Características do carbono e</p><p>composição dos compostos</p><p>orgânicos</p><p>Antes de vermos a estrutura e as particularidades dos compostos</p><p>orgânicos, precisamos relembrar algumas características do carbono, o</p><p>elemento de presença obrigatória nos compostos orgânicos. Então,</p><p>vamos lá!</p><p> Indústria de alimentos</p><p>São utilizadas diversas substâncias orgânicas para</p><p>conservar e melhorar as características dos</p><p>alimentos, os chamados aditivos alimentares.</p><p>Algumas classes de aditivos alimentares são os</p><p>corantes, os aromatizantes, os conservantes, os</p><p>antioxidantes etc.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 11/76</p><p>A principal característica do carbono está associada ao número de</p><p>ligações que ele pode formar, daí surge a teoria da tetravalência do</p><p>carbono, proposta por Friedrich Kekulé. O número atômico do carbono é</p><p>6, logo possui no total 6 elétrons, e sua distribuição eletrônica pode ser</p><p>representada da seguinte maneira: 1s2 2s2 2p2 ou [He] 2s2 2p2. Vejamos</p><p>agora a</p><p>representação dos elétrons de valência no estado fundamental:</p><p>Elétrons de valência.</p><p>O átomo de carbono, no entanto, tem a capacidade de hibridizar seus</p><p>orbitais s e p de valência, o que explica sua capacidade de fazer até 4</p><p>ligações simples. O carbono sp3 faz 4 ligações simples, o sp2 faz 3</p><p>simples e 1 dupla e o sp faz 2 duplas ou 1 simples e 1 tripla. Confira tais</p><p>ligações:</p><p>Hibridização dos orbitais s e p do carbono e ligações que fazem.</p><p>Nesse caso, os orbitais hibridizados serão responsáveis pelas ligações</p><p>σ (sigma) e os orbitais p não hibridizados serão os responsáveis pelas</p><p>ligações π (pi).</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 12/76</p><p>Uma ligação covalente consiste no</p><p>compartilhamento de um par de elétrons</p><p>por dois átomos.</p><p>Como veremos mais adiante, além dos átomos de carbono e hidrogênio,</p><p>nos compostos orgânicos podem estar presentes os seguintes</p><p>elementos:</p><p>Oxigênio (O)</p><p>Enxofre (S)</p><p>Nitrogênio (N)</p><p>Halogênios</p><p>Então, para entendermos melhor as estruturas dos compostos</p><p>orgânicos, vamos relembrar o número de ligações covalentes que cada</p><p>elemento pode formar:</p><p>Composição dos compostos orgânicos.</p><p>Diferenciação dos compostos</p><p>orgânicos dos inorgânicos</p><p>A primeira característica dos compostos orgânicos é o tipo de ligação</p><p>que ocorre predominantemente entre os elementos: a ligação covalente.</p><p>Essa é uma das principais características dos compostos orgânicos. As</p><p>ligações mais frequentes acontecem entre átomos de carbono ou entre</p><p>átomos de carbono e hidrogênio, os quais apresentam uma pequena</p><p>diferença de eletronegatividade, logo essas ligações são praticamente</p><p>apolares.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 13/76</p><p>Porém, veremos que há uma diversidade de compostos orgânicos, e em</p><p>alguns deles ocorre outro elemento químico além de carbono e</p><p>hidrogênio, então essas moléculas passam a apresentar certa</p><p>polaridade. Os hidrocarbonetos (metano e etano), álcoois, como o</p><p>etanol, e os ácidos carboxílicos (ácido acético) são exemplos de</p><p>moléculas orgânicas apolares e polares, como mostra o esquema a</p><p>seguir:</p><p>Moléculas orgânicas polares e apolares.</p><p>Outra característica dos compostos orgânicos é a capacidade de se unir</p><p>formando estruturas denominadas cadeias carbônicas. Essa</p><p>propriedade é a principal responsável pela existência de milhões de</p><p>compostos orgânicos distintos.</p><p>A cadeia carbônica pode apresentar, além de átomos de carbono,</p><p>átomos de outros elementos entre os átomos de carbono, nessa</p><p>situação são chamados de heteroátomos. Os heteroátomos que mais</p><p>frequentemente participam da cadeia carbônica são: O, N, S, P.</p><p>Cadeia carbônica (linha pontilhada rosa) e um heteroátomo.</p><p>Note que alguns elementos apresentados anteriormente são bivalentes</p><p>ou trivalentes, dessa forma podem ser heteroátomos em moléculas</p><p>orgânicas. No entanto, o hidrogênio e os halogênios (flúor, cloro, bromo,</p><p>iodo etc.), por serem monovalentes, nunca farão parte de uma cadeia</p><p>carbônica, embora façam parte da molécula.</p><p>A química do carbono</p><p></p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 14/76</p><p>Veja como diferenciar um composto orgânico de um composto</p><p>inorgânico que contém carbono em sua estrutura. Veja também a</p><p>química do carbono, sua hibridização e formação de ligações.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 15/76</p><p>Falta pouco para atingir seus objetivos.</p><p>Vamos praticar alguns conceitos?</p><p>Questão 1</p><p>A química orgânica está muito presente no nosso cotidiano, nos</p><p>plásticos que utilizamos, nos detergentes, nos medicamentos, nas</p><p>tintas, nos alimentos, nas roupas e em muitos outros produtos.</p><p>Acerca dos conhecimentos da química orgânica, assinale a</p><p>alternativa correta.</p><p>A</p><p>Os elementos que podem ser heteroátomos em</p><p>cadeias carbônicas são o carbono (C), o hidrogênio</p><p>(H), o oxigênio (O) e o nitrogênio (N).</p><p>B O carbono é trivalente.</p><p>C</p><p>O carbono é o principal elemento nos compostos</p><p>orgânicos, e por ser tetravalente pode formar</p><p>facilmente cadeias.</p><p>D</p><p>A teoria do vitalismo defendia que os compostos</p><p>orgânicos poderiam ser obtidos facilmente de forma</p><p>sintética.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 16/76</p><p>Parabéns! A alternativa C está correta.</p><p>O átomo de carbono possui quatro elétrons de valência e tem a</p><p>capacidade de estabelecer quatro ligações covalentes, por meio de</p><p>ligações simples, duplas e/ou triplas. Como consequência, o</p><p>carbono tem a capacidade de se ligar a outros átomos, formando</p><p>cadeias curtas (p. ex., o etano) ou longas (p. ex., os polímeros).</p><p>Questão 2</p><p>A química orgânica é um segmento da Química que estuda os</p><p>compostos carbônicos ou os compostos orgânicos, que são</p><p>aqueles formados por átomos de carbono. A respeito dos</p><p>compostos orgânicos, é correto afirmar que</p><p>E</p><p>Um heteroátomo é um átomo distinto do carbono,</p><p>que se encontra entre dois de carbono ou na</p><p>extremidade da cadeia entre um carbono e um</p><p>átomo distinto do carbono.</p><p>A</p><p>nos compostos orgânicos o tipo de ligação</p><p>predominante é a ligação iônica.</p><p>B</p><p>a teoria do vitalismo, teoria da química orgânica</p><p>mais aceita atualmente, defende que os compostos</p><p>orgânicos somente podem ser sintetizados pelos</p><p>organismos vivos.</p><p>C</p><p>Wöhler, um químico inglês, conseguiu sintetizar a</p><p>ureia a partir de uma reação endotérmica utilizando</p><p>a vitamina C.</p><p>D</p><p>são compostos de carbono, tais como o etano,</p><p>álcool etílico, no entanto há substâncias que contêm</p><p>esse elemento e são classificadas como compostos</p><p>inorgânicos, como é o caso do CO2, HCN etc.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 17/76</p><p>Parabéns! A alternativa D está correta.</p><p>A química orgânica é uma área da química que estuda os</p><p>compostos formados, em sua maioria, pelos elementos carbono e</p><p>hidrogênio. No entanto, existem compostos inorgânicos que</p><p>possuem carbono em sua estrutura, como exemplo podemos citar</p><p>o próprio cianato de amônio, utilizado na síntese da ureia por</p><p>Wöhler.</p><p>2 - Os compostos mais simples da química: os</p><p>hidrocarbonetos</p><p>Ao �nal deste módulo, você será capaz de reconhecer os</p><p>hidrocarbonetos e suas propriedades.</p><p>Identi�cando um</p><p>hidrocarboneto e sua</p><p>estrutura</p><p>E</p><p>a química orgânica estuda apenas os compostos</p><p>sintetizados por seres vivos.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 18/76</p><p>A química orgânica se concentra em estudar uma série de compostos,</p><p>os quais são divididos por suas funções orgânicas. Mas o que são</p><p>funções orgânicas? São um conjunto de substâncias que possuem</p><p>sítios reativos, ou seja, grupos específicos, com propriedades químicas</p><p>semelhantes. Uma dessas funções é a dos hidrocarbonetos, compostos</p><p>formados exclusivamente por carbono e hidrogênio (C, H) que, em</p><p>função do tipo de ligação entre os carbonos e do tipo de cadeia, podem</p><p>ser divididos em três classes:</p><p></p><p>Alcanos</p><p></p><p>Alcenos</p><p></p><p>Alcinos</p><p>Antes de vermos cada uma dessas classes, vamos aprender a</p><p>representar as moléculas orgânicas!</p><p>Representação das moléculas orgânicas</p><p>Os compostos orgânicos podem ser representados por meio de fórmula</p><p>estrutural plana, fórmula estrutural simplificada ou condensada, fórmula</p><p>de traços ou linhas e fórmula molecular. A seguir podemos ver como</p><p>construir cada uma delas.</p><p>Fórmula estrutural plana</p><p>Indica todas as ligações na molécula. No exemplo a seguir, você pode</p><p>ver a fórmula estrutural plana de um hidrocarboneto, o isobutano.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio#</p><p>19/76</p><p>Isobutano.</p><p>Vamos aproveitar a estrutura do isobutano para determinarmos a</p><p>fórmula molecular! Para isso, basta contar a quantidade de cada</p><p>elemento e colocar um índice do lado inferior direito do elemento em</p><p>questão, seguindo a ordem C, H, N, O, etc. Logo, a fórmula molécula será</p><p>C4H10.</p><p>Fórmula estrutural simpli�cada ou condensada</p><p>As ligações são suprimidas e a quantidade de hidrogênios é abreviada:</p><p>um carbono ligado a três hidrogênios se torna CH3, um carbono ligado a</p><p>dois hidrogênios CH2, o CH representa um carbono ligado a apenas um</p><p>átomo de hidrogênio. Veja que as ligações de ramificações podem ou</p><p>não ser omitidas:</p><p>Representação da fórmula estrutural simplificada ou condensada.</p><p>Fórmula de traços ou linha de ligação</p><p>As ligações entre os carbonos são indicadas por traços (—), localizando-</p><p>se os carbonos nos pontos de inflexão e nas extremidades dos traços,</p><p>sem os escrever (ou seja, em cada ponta de uma linha há um carbono) e</p><p>os hidrogênios também são omitidos. Observe:</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 20/76</p><p>Representação da fórmula de traços ou linha de ligação.</p><p>Embora as ligações entre os carbonos sejam representadas por traços e</p><p>hidrogênios sejam omitidos, qualquer outro átomo que não seja carbono</p><p>ou hidrogênio deve ser representado, conforme mostra este exemplo:</p><p>Representação da fórmula de traços ou linha de ligação mostrando heteroátomo.</p><p>Alcanos: propriedades e</p><p>nomenclatura</p><p>Os alcanos são hidrocarbonetos saturados, ou seja, apresentam apenas</p><p>ligações simples. Também podem ser chamados de parafinas, termo</p><p>que indica pouca reatividade. As forças de interação presentes entre</p><p>moléculas de alcanos são fracas, do tipo dipolo induzido, e apresentam</p><p>propriedades físicas, como pontos de ebulição e de fusão, que variam</p><p>com o aumento da cadeia. Por exemplo, os pontos de fusão e ebulição</p><p>do metano, um gás incolor, são -161,6°C e -182,5°C, respectivamente; já</p><p>os do decano, um líquido incolor, são -30°C e 174°C.</p><p>Nomenclatura dos alcanos de cadeia aberta</p><p>A nomenclatura dos compostos orgânicos na Química é estabelecida</p><p>pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (Iupac).</p><p>Resumidamente, a nomenclatura de um composto é formada pelo</p><p>prefixo e uma terminação, e o que eles indicam?</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 21/76</p><p>Prefixo indica o número de átomos de carbono na cadeia.</p><p>Terminação indica a função a que pertence o composto orgânico.</p><p>Agora que vimos as partes que compõem a nomenclatura adotada na</p><p>química orgânica, vamos aprender a construir a nomenclatura para os</p><p>alcanos.</p><p>No caso dos alcanos, a terminação, ou sufixo, será sempre –ano. Já o</p><p>prefixo depende do número de carbonos na molécula e eles são</p><p>representados por radicais, por exemplo um composto contendo 1, 2, 3,</p><p>4 e 5 carbonos terão, respectivamente, os seguintes radicais: met‒, et–,</p><p>prop‒, but‒ e pent‒.</p><p>Vejamos um exemplo de como encontrar a nomenclatura de um alcano</p><p>linear, utilizando a estrutura abaixo:</p><p>Nomenclatura de um alcano linear.</p><p>Primeiro, devemos identificar quantos carbonos há na molécula e</p><p>identificar o prefixo. Existem três carbonos, logo o prefixo será prop–.</p><p>Como a terminação para um alcano sempre será –ano. Assim, o nome</p><p>desse alcano será propano.</p><p>Vimos que a partir da estrutura podemos chegar ao nome do alcano,</p><p>então também é possível a partir do nome do alcano determinarmos</p><p>sua fórmula estrutural:</p><p>Determinação do nome do alcano a partir de sua fórmula estrutural.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 22/76</p><p>Após identificar o número de carbonos, e o grupo funcional a que</p><p>pertence, podemos desenhar as possíveis fórmulas do composto:</p><p>Desenho de possíveis fórmulas do composto.</p><p>Usando os exemplos dados, podemos determinar a proporção entre o</p><p>número de C e H que caracterizam um alcano, sendo a fórmula geral</p><p>CnH2n + 2, em que n é o número de carbonos e 2n + 2 é o número de</p><p>átomos de H.</p><p>Na tabela a seguir são apresentados, resumidamente, os nomes de</p><p>alguns alcanos de cadeia linear.</p><p>Nº de carbonos Fórmula estrutural</p><p>Nome</p><p>1 CH4 Metano</p><p>2 C2H6 Etano</p><p>3 C3H8 Propano</p><p>4 C4H10 Butano</p><p>5 C5H12 Pentano</p><p>6 C6H14 Hexano</p><p>Nº de carbonos Fórmula estrutural Nome</p><p>9 C9H20 Nonano</p><p>10 C10H22 Decano</p><p>11 C11H24 Undecano</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 23/76</p><p>Nº de carbonos Fórmula estrutural</p><p>Nome</p><p>12 C12H24 Dodecano</p><p>13 C13H28 Tridecano</p><p>20 C20H42 Isocano</p><p>Tabela: Nomenclatura dos principais alcanos lineares. O prefixo destacado em negrito</p><p>corresponde ao número de carbonos na molécula.</p><p>Thiana Santiago Nascimento.</p><p>Nomenclatura de alcanos rami�cados e</p><p>cíclicos</p><p>Agora que já vimos a nomenclatura de alcanos lineares, vamos ver</p><p>como nomear os alcanos de cadeia ramificada.</p><p>Nomear compostos orgânicos ramificados pode parecer um pouco</p><p>complicado. Mas não se preocupe! Aqui veremos os principais grupos</p><p>de ramificações que aparecem nas cadeias carbônicas e como nomeá-</p><p>los adequadamente.</p><p>Esse grupo de ramificações, considerados radicais, é denominado grupo</p><p>alquila. Tais ramificações são derivadas de um alcano, isso quer dizer</p><p>que possuem o mesmo número de carbonos do alcano de origem,</p><p>porém possuem um hidrogênio a menos.</p><p>Comentário</p><p>A nomenclatura de um radical é caracterizada pelos sufixos –il ou –ila,</p><p>precedidos do prefixo que indica a quantidade de carbonos. Por</p><p>exemplo, o radical derivado do metano (CH4) se torna metila (CH3 ‒) e o</p><p>etano (CH3CH3) o radical etila (CH3CH2 ‒).</p><p>Confira na próxima tabela as estruturas dos alcanos de origem e das</p><p>ramificações correspondentes (Observe que nas estruturas a linha</p><p>ondulada indica onde a ligação será formada):</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 24/76</p><p>Estruturas dos alcanos de origem e das ramificações correspondentes.</p><p>Regras para nomenclatura de</p><p>alcanos</p><p>Agora que já vimos os principais grupos alquila, que tal nomearmos um</p><p>alcano ramificado? Para isso, devemos obedecer a algumas regras</p><p>estabelecidas pela Iupac, as quais nos ajudarão a chegar à</p><p>nomenclatura correta.</p><p>Regra 1</p><p>Escolher a cadeia principal, enumerar os carbonos e nomear a cadeia</p><p>principal. Vejamos os dois exemplos abaixo:</p><p>Exemplo 1. A cadeia principal deve ser aquela com o maior número de</p><p>carbonos e/ou com o maior número de ramificações.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 25/76</p><p>Como nomear um alcano ramificado.</p><p>Exemplo 2. Em compostos mistos — contendo uma parte cíclica e uma</p><p>linear —, o ciclo terá preferência e será a cadeia principal. O nome será</p><p>igual ao do alcano correspondente precedido do termo ciclo, por</p><p>exemplo, um butano cíclico será um ciclobutano.</p><p>Como nomear um alcano ramificado.</p><p>Regra 2</p><p>Uma vez identificada a cadeia principal, as porções restantes, ou seja, os</p><p>grupos que não participarem da cadeia principal serão consideradas</p><p>ramificações, nomeie-as.</p><p>Nesse passo, você deverá enumerar a cadeia principal de modo que se</p><p>obtenha os menores números possíveis para as posições dos radicais.</p><p>Como nomear um alcano ramificado.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 26/76</p><p>Quando houver mais de um radical do mesmo tipo, use os prefixos di–,</p><p>tri–, tetra– etc. para indicar suas quantidades. No exemplo acima há</p><p>dois grupos metil, logo será dimetil.</p><p>Regra 3</p><p>Para dois ou mais radicais de tipos diferentes, escreva-os em ordem</p><p>alfabética.</p><p>Os prefixos sec–, terc–, di– e tri– não são considerados para</p><p>efeito de ordem alfabética.</p><p>Agora que já sabemos algumas regras básicas, vamos praticar!</p><p>No composto a seguir, podemos identificar duas ramificações, um metil</p><p>na posição C3 e um propil na posição C4. A cadeia principal contém dez</p><p>carbonos, logo corresponde ao decano. De acordo com a Iupac, o nome</p><p>deve indicar a posição e o nome das ramificações, seguidos pelo nome</p><p>da cadeia principal, sendo que o nome do último radical e da cadeia</p><p>principal devem ser escritos juntos (sem espaços ou hífen). Dessa</p><p>forma, o nome do alcano é 3-metil-4-propildecano.</p><p>Como nomear um alcano ramificado.</p><p>Alcenos e alcinos:</p><p>propriedades e</p><p>nomenclatura</p><p>Quem são os alcenos?</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 27/76</p><p>São hidrocarbonetos insaturados que apresentam uma dupla ligação.</p><p>São geralmente denominados olefinas, pois apresentam aspecto</p><p>oleoso. A ligação dupla nesses compostos altera algumas de suas</p><p>propriedades físico-químicas. É o caso da reatividade, por exemplo: eles</p><p>são mais reativos que os alcanos e sofrem reações de adição e</p><p>oxidação com facilidade na ligação dupla. Eles possuem aplicação na</p><p>produção de polímeros, tais como:</p><p></p><p>Polietileno</p><p></p><p>Polibutadieno</p><p></p><p>Polipropileno</p><p>São utilizados para provocar o amadurecimento de frutas e o</p><p>crescimento dos vegetais, como é o caso do eteno.</p><p>Nomenclatura de alcenos</p><p>A nomenclatura dos alcenos segue basicamente as mesmas regras</p><p>utilizadas para os alcanos. A particularidade dos alcenos está no fato de</p><p>que a presença da ligação dupla permite gerar compostos diferentes, e</p><p>como sua dupla ligação pode ocupar diferentes posições na cadeia, sua</p><p>posição deve ser indicada. Vejamos algumas informações importantes</p><p>sobre a nomenclatura dos alcenos:</p><p> A diferença fundamental consiste na presença de</p><p>insaturações que devem obrigatoriamente fazer</p><p>parte da cadeia principal. E a terminação dos</p><p>alcenos sempre será ‒eno, pois indica que há uma</p><p>ligação dupla.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 28/76</p><p>Vejamos também alguns exemplos dos alcenos e suas nomenclaturas</p><p>na prática:</p><p>Exemplos de alcenos e suas nomenclaturas.</p><p>Quem são os alcinos?</p><p>São hidrocarbonetos insaturados que possuem uma ligação tripla (C≡C).</p><p>A presença de uma tripla ligação nessas moléculas atribui alta</p><p> A numeração da cadeia principal deve ser feita a</p><p>partir da extremidade mais próxima da insaturação.</p><p>Se houver ramificações, estas devem possuir a</p><p>menor numeração possível.</p><p> Se houver mais de uma dupla ligação, o composto</p><p>deverá ser nomeado como dieno, trieno e assim</p><p>sucessivamente. A fórmula molecular geral para</p><p>alcenos é CnH2n, sendo n o número de carbonos.</p><p> Os compostos cíclicos contendo uma insaturação</p><p>no anel devem ter seus carbonos numerados de</p><p>forma que a dupla ligação esteja sempre entre os</p><p>carbonos um e dois.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 29/76</p><p>instabilidade e, por consequência, alta reatividade, o que permite que</p><p>esses compostos sofram reações de adição, oxidação e redução.</p><p>Os alcinos são incolores e inodoros (sem cheiro), com exceção do</p><p>acetileno que possui odor agradável. Geralmente, são insolúveis em</p><p>água, porém apresentam certa solubilidade em solventes orgânicos</p><p>polares como o álcool e o éter. O etino (C2H2), o propino (C3H4) e o</p><p>butino (C4H6) são gases a temperatura ambiente, já os compostos com</p><p>cadeias maiores são líquidos ou são sólidos.</p><p>Saiba mais</p><p>O carbono da tripla ligação dos alcinos é mais eletronegativo do que o</p><p>carbono de ligações simples ou duplas; por essa razão, o hidrogênio de</p><p>alcinos terminais possui caráter ácido.</p><p>Nomenclatura de alcinos</p><p>A nomenclatura dessas substâncias também segue os mesmos</p><p>princípios estabelecidos para a nomenclatura dos alcanos:</p><p>1. Assim como nos alcenos, as insaturações devem</p><p>obrigatoriamente fazer parte da cadeia principal.</p><p>2. A terminação dos alcinos é ‒ino, o que indica que há uma ligação</p><p>tripla.</p><p>3. O nome do composto é construído na seguinte ordem: posição da</p><p>tripla ligação logo antes do nome da cadeia principal.</p><p>4. A fórmula molecular geral para alcinos é CnH2n-2, sendo n o</p><p>número de carbonos.</p><p>Confira alguns exemplos de alcinos e seus respectivos nomes:</p><p>Exemplos de alcinos e suas nomenclaturas.</p><p></p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 30/76</p><p>Identi�cando os alcanos,</p><p>alcenos e alcinos</p><p>Entenda agora a nomenclatura dos alcanos, alcenos e alcinos por meio</p><p>de exercícios.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 31/76</p><p>Falta pouco para atingir seus objetivos.</p><p>Vamos praticar alguns conceitos?</p><p>Questão 1</p><p>Os hidrocarbonetos, diferentemente das demais funções orgânicas,</p><p>não possuem um grupo funcional específico, afinal possuem</p><p>apenas átomos de carbono e hidrogênio. Eles são nomeados de</p><p>acordo com as regras estabelecidas pela União Internacional de</p><p>Química Pura e Aplicada (Iupac). Assinale a alternativa que</p><p>apresenta a nomenclatura padrão da Iupac para o composto abaixo:</p><p>A 6-etil-5-metil-heptano</p><p>B 3-etil-4-metil-heptano</p><p>C 6-etil-5-metiloctano</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 32/76</p><p>Parabéns! A alternativa D está correta.</p><p>Este composto é um alcano, logo a terminação será –ano. A cadeia</p><p>principal deve ser a mais longa, a que apresenta oito carbonos</p><p>(octano). Para encontrar a posição das ramificações, devemos</p><p>iniciar pela extremidade que indique o menor número para os</p><p>radicais, assim encontramos um grupo etil na posição 3 e uma</p><p>metila na posição 4. Esses radicais devem ser escritos em ordem</p><p>alfabética, logo o nome do hidrocarboneto será 3-etil-4-metiloctano.</p><p>Questão 2</p><p>Os hidrocarbonetos são compostos orgânicos encontrados em</p><p>matrizes como petróleo, gás natural e hulha. São utilizados como</p><p>combustíveis e como matéria-prima na fabricação de plásticos,</p><p>resinas e tintas. Acerca dos conhecimentos sobre as propriedades</p><p>dos hidrocarbonetos, assinale a alternativa correta.</p><p>D 3-etil-4-metiloctano</p><p>E 6-etil-5-metil-hexano</p><p>A</p><p>São denominados alcanos os hidrocarbonetos</p><p>insaturados de cadeia ramificada.</p><p>B</p><p>Em relação à reatividade dos hidrocarbonetos, os</p><p>alcanos são mais reativos que os alcenos e alcinos</p><p>correspondentes.</p><p>C</p><p>A temperatura de fusão dos hidrocarbonetos de</p><p>cadeia aberta diminui com o aumento da massa</p><p>molar.</p><p>D</p><p>Os hidrocarbonetos são compostos polares com</p><p>alta solubilidade em água.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 33/76</p><p>Parabéns! A alternativa E está correta.</p><p>Como vimos, os alcinos são hidrocarbonetos insaturados que</p><p>possuem uma ligação tripla entre carbonos, o que confere alta</p><p>instabilidade a esses compostos, logo considerável reatividade</p><p>quando comparados aos alcanos e alcenos.</p><p>3 - As demais funções orgânicas e suas</p><p>particularidades</p><p>Ao �nal deste módulo, você será capaz de identi�car as demais</p><p>funções orgânicas, suas nomenclaturas e propriedades.</p><p>Funções orgânicas</p><p>oxigenadas: álcool e éter</p><p>Os álcoois</p><p>Até agora estudamos somente os hidrocarbonetos, compostos</p><p>formados por carbono e hidrogênio. A seguir vamos estudar uma série</p><p>E Os alcinos possuem obrigatoriamente uma ligação</p><p>tripla entre carbonos.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 34/76</p><p>de funções que, além de C e H, apresentam oxigênio (O):</p><p>Álcoois</p><p>Fenóis</p><p>Aldeídos</p><p>Cetonas</p><p>Ácidos</p><p>dióxido de carbono) dispersas na água,</p><p>criando uma fase gasosa e uma fase líquida distintas.</p><p>Propriedades da matéria e</p><p>fundamentos da energia</p><p>Assista a este vídeo e conheça as propriedades da matéria, com</p><p>exemplos. Sabendo que tudo que não é matéria é energia, compreenda</p><p>os conceitos associados à energia focando o uso da energia química</p><p>com exemplos do cotidiano.</p><p>Propriedades da matéria</p><p>Toda substância tem um conjunto único de características que nos</p><p>permitem reconhecê-la e distingui-la entre outras substâncias. Esse</p><p>conjunto de características é chamado de propriedades, que podem ser</p><p>classificadas como:</p><p>Propriedades gerais</p><p>São inerentes a qualquer tipo de matéria. São elas: massa,</p><p>extensão, inércia, volume, elasticidade, impenetrabilidade,</p><p>porosidade, divisibilidade e compressibilidade.</p><p>Propriedades funcionais</p><p>São aquelas comuns a determinados grupos de substâncias,</p><p>como ácidos, bases, óxidos e sais.</p><p>Propriedades organolépticas</p><p>São aquelas que podem ser observadas pelos sentidos (cor,</p><p>sabor, odor, brilho e estado de agregação).</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 25/58</p><p>Propriedades físicas</p><p>São aquelas que podem ser medidas sem alterar a composição</p><p>das substâncias. São propriedades físicas: densidade, dureza,</p><p>calor específico, condutibilidade, magnetismo, coeficiente de</p><p>solubilidade, tenacidade, maleabilidade e ductilidade.</p><p>Propriedades químicas</p><p>Descrevem como uma substância pode alterar ou reagir para</p><p>formar outras. São propriedades químicas: combustão e</p><p>oxidação.</p><p>Energia</p><p>Conhecemos o conceito de matéria e suas diversas características,</p><p>classificações e propriedades. E o que não é matéria?</p><p>Tudo que não é matéria é energia!</p><p>A energia é definida como a capacidade dos corpos em desenvolver</p><p>uma força ou produzir um trabalho.</p><p>Trabalho</p><p>Nesse contexto, podemos pensar na definição de trabalho da física.</p><p>Segundo essa ciência, trabalho é a energia transferida para ou de um</p><p>objeto pela ação de uma força.</p><p>A fórmula da energia é:</p><p>Quanto maior a energia de um objeto, maior será a capacidade de</p><p>realizar trabalho. A unidade SI de energia é o joule (J).</p><p>Por meio da energia, seja pela absorção, seja pela liberação, a matéria</p><p>pode sofrer modificação. A energia é essencial para o entendimento de</p><p>átomos e moléculas. A troca de energia que envolve uma reação</p><p>química pode ser da ordem de milhares de joules. Por isso, na química,</p><p>costumamos empregar a unidade em quilojoules (kJ).</p><p>A energia pode ser dividida em cinética, potencial e eletromagnética.</p><p>Vamos conhecer mais a seguir!</p><p>Energia cinética</p><p>Corresponde à energia dada a um corpo por seu movimento. Essa</p><p>energia pode ser calculada pela seguinte equação:</p><p>E =  força  ×  distância</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 26/58</p><p>Em química, a energia cinética está associada ao movimento dos</p><p>átomos, das moléculas ou dos íons em nível submicroscópico. Essa</p><p>agitação das partículas está relacionada à energia térmica. Por isso,</p><p>podemos dizer que toda matéria possui energia térmica. Além disso,</p><p>podemos pensar o movimento dos elétrons em um meio condutor</p><p>gerando energia elétrica.</p><p>Energia potencial</p><p>A energia potencial resulta da posição ou do estado de um corpo.</p><p>Podemos pensar na energia gravitacional que leva uma queda d’água a</p><p>mover uma roda transformando-se em energia mecânica; na energia</p><p>armazenada em uma mola estendida; e, na energia relacionada à</p><p>separação de correntes elétricas (eletrostática). No caso da química,</p><p>temos duas formas importantes de energia potencial: a armazenada nas</p><p>ligações químicas, na forma de energia química potencial, e a energia</p><p>potencial de Coulomb, para partículas carregadas em um campo</p><p>eletromagnético.</p><p>Confira alguns exemplos que envolvem esse tipo de energia!</p><p>Exemplos</p><p>Os produtos derivados de combustíveis fósseis, como a gasolina, o</p><p>diesel e o gás natural, armazenam a energia química potencial liberada</p><p>quando queimados para produzir calor e energia. Já as baterias</p><p>recarregáveis, como as de íon-lítio presentes em smartphones, laptops</p><p>e carros elétricos, armazenam energia química potencial liberada</p><p>enquanto a bateria é descarregada para alimentar dispositivos elétricos.</p><p>Em nosso organismo, a energia química dos alimentos é convertida em</p><p>energia cinética para realizar atividades físicas e metabólicas, e as</p><p>plantas convertem energia solar em energia química potencial durante o</p><p>processo de fotossíntese. A energia é armazenada nas moléculas de</p><p>glicose produzidas durante esse processo, usadas posteriormente pela</p><p>planta como fonte de energia.</p><p>A energia de Coulomb corresponde à atração e repulsão entre cargas</p><p>elétricas. Esse tipo de energia está relacionado a muitos estudos na</p><p>área da química, pois ela atrai elétrons, núcleos atômicos e íons.</p><p>Podemos expressar a energia potencial de Coulomb de uma partícula</p><p>pela equação:</p><p>Onde:</p><p>Q1 e Q2 são as cargas.</p><p>Ep é a força que os objetos exercem um sobre o outro por causa de</p><p>suas cargas.</p><p>Ec =</p><p>1</p><p>2</p><p>mv2</p><p>Ep =</p><p>Q1Q2</p><p>4πε0r</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 27/58</p><p>ε0 é uma constante chamada permissividade do vácuo.</p><p>r é a distância entre as cargas.</p><p>Se as cargas têm o mesmo sinal, a força resultante é positiva, o que</p><p>significa que elas se repelem. Se têm sinais opostos, a força resultante é</p><p>negativa, o que significa que elas se atraem.</p><p>Quanto à distância entre as cargas, quando as partículas estão muito</p><p>distantes uma da outra, a força entre elas é muito pequena, porque a</p><p>distância (r) é grande. Conforme as partículas se aproximam, o</p><p>denominador da equação diminui, e a força repulsiva aumenta. Se</p><p>forçarmos as partículas a ficarem ainda mais próximas, a força</p><p>repulsiva entre elas continuará a crescer.</p><p>Energia eletromagnética</p><p>É a energia que é transportada através do espaço pelas ondas de rádio,</p><p>pelas ondas de luz e pelos raios X. Um campo eletromagnético é</p><p>formado por um campo elétrico e um campo magnético oscilantes. O</p><p>campo magnético somente afeta as partículas carregadas quando elas</p><p>estão em movimento, e o campo elétrico afeta tanto as partículas em</p><p>movimento como as paradas.</p><p>Resumindo</p><p>A energia cinética é o resultado do movimento, enquanto a energia</p><p>potencial é resultado da posição ou do estado de um corpo. Já o campo</p><p>eletromagnético é responsável por transportar energia através do</p><p>espaço.</p><p>A energia total de uma partícula é a soma da energia cinética com a</p><p>energia potencial:</p><p>De forma mais ampla, podemos dizer que a energia não pode ser criada</p><p>ou destruída, porém pode ser transformada em outro tipo. Por exemplo,</p><p>podemos transformar a energia elétrica em energia luminosa.</p><p>Atualmente, a sociedade busca o uso de energia de fontes renováveis.</p><p>As principais fontes de energia renovável existentes são:</p><p>E = Ec + Ep</p><p>Energia hidroelétrica</p><p>Usina hidroelétrica.</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 28/58</p><p>Energia eólica</p><p>Turbinas eólicas.</p><p>Energia solar</p><p>Painéis fotovoltaicos.</p><p>Energia geotérmica</p><p>Usina geotérmica.</p><p>Energia de biomassa</p><p>Elemento orgânico.</p><p>Energia de biogás</p><p>U i d bi á</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 29/58</p><p>Atividade 2</p><p>As propriedades da matéria nos ajudam a classificar e a distinguir</p><p>diferentes substâncias, além de colaborarem na identificação e na</p><p>manipulação de materiais. Assinale a alternativa que apresenta</p><p>exemplos de propriedades da matéria.</p><p>Parabéns! A alternativa A está correta.</p><p>A densidade refere-se à massa por unidade de volume de uma</p><p>substância. O ponto de fusão é a temperatura na qual uma</p><p>substância passa do estado sólido para o estado líquido, enquanto</p><p>o ponto de ebulição é a temperatura na qual uma substância passa</p><p>do estado líquido</p><p>carboxílicos</p><p>Derivados diretos (ésteres e éteres)</p><p>Estrutura dos álcoois</p><p>Os álcoois são compostos que apresentam o grupo hidroxila (–OH)</p><p>ligado a um carbono saturado, um carbono sp3, como mostra a seguinte</p><p>estrutura:</p><p>Estrutura dos álcoois.</p><p>São compostos polares, geralmente muito solúveis em água e com</p><p>pontos de ebulição relativamente altos. O metanol, por exemplo, possui</p><p>ponto de ebulição 64,5°C, e o octanol 195°C, enquanto o do metano é</p><p>-161,6°C e o do octano é 125,6°C. Isso porque os álcoois interagem por</p><p>ligações de hidrogênios, que são fortes interações moleculares.</p><p>Vejamos a ilustração a seguir, em que as linhas pontilhadas indicam as</p><p>ligações de hidrogênio entre moléculas de metanol, essas mesmas</p><p>interações ocorrem entre moléculas de metanol e água.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 35/76</p><p>Ligações de hidrogênio em uma solução de metanol em água.</p><p>Os álcoois podem ser classificados quanto à quantidade de grupos</p><p>hidroxila (OH):</p><p>icone1</p><p>Monoálcool</p><p>Possui uma hidroxila.</p><p>icone1</p><p>Diálcool</p><p>Possui duas hidroxilas.</p><p>icone1</p><p>Poliálcool</p><p>Possui acima de duas hidroxilas.</p><p>O carbono ligado à hidroxila pode ser classificado em primário, se</p><p>estiver ligado a apenas outro carbono; secundário, se estiver ligado a</p><p>dois carbonos; e terciário, se estiver ligado a três carbonos. O tipo de</p><p>carbono determinará o tipo de álcool, ou seja, se a hidroxila está ligada a</p><p>um carbono primário, o álcool é primário. Vejamos as estruturas:</p><p>Exemplos de álcoois primários, secundários e terciários.</p><p>Nomenclatura e propriedades dos álcoois</p><p>Para a nomenclatura oficial dos álcoois, devemos utilizar a terminação –</p><p>ol. Os passos que devemos seguir para nomeá-los são os mesmos</p><p>utilizados para as funções orgânicas já estudadas, então vamos resumi-</p><p>los:</p><p>1. Escolha a cadeia principal de forma que ela seja a maior cadeia</p><p>carbônica que contém a hidroxila e indique a posição do grupo</p><p>hidroxila.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 36/76</p><p>2. Indique, para álcoois que contêm mais do que dois átomos de</p><p>carbono, a posição do OH numerando a cadeia a partir da</p><p>extremidade mais próxima ao grupo hidroxila.</p><p>Confira alguns exemplos de nomenclaturas oficiais e usuais de álcoois,</p><p>comumente a nomenclatura usual utiliza a estrutura álcool (radical) +</p><p>ico, ambas nomenclaturas são aceitas pela Iupac.</p><p>Nomenclatura dos álcoois.</p><p>Os fenóis são compostos que também apresentam o grupo hidroxila (—</p><p>OH), no entanto o grupo hidroxila está ligado diretamente a um carbono</p><p>de anel aromático, veja:</p><p>Estrutura dos fenóis.</p><p>Para a nomenclatura dos fenóis, a combinação do anel aromático com a</p><p>hidroxila é denominada fenol, logo o nome da substância é formado</p><p>pelos substituintes numerados mais a terminação fenol. Caso existam</p><p>ramificações, devemos indicar suas posições, de modo que se</p><p>obtenham os menores números possíveis. Observe alguns exemplos:</p><p>Nomenclatura dos fenóis.</p><p>Os éteres</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 37/76</p><p>São compostos caracterizados pela presença de um átomo de oxigênio</p><p>(O) ligado a dois radicais orgânicos. Seu grupo funcional, então, pode</p><p>ser representado da seguinte maneira R–O–R’, em que R e R’ podem ser</p><p>cadeias carbônicas iguais ou diferentes.</p><p>Os éteres são muito voláteis, incolores e de cheiro agradável, não</p><p>apresentam solubilidade em água e podem ser encontrados também na</p><p>fase sólida ou gasosa. Embora sejam pouco reativos, pode-se dizer que</p><p>os éteres são altamente inflamáveis. Eles são muito utilizados na</p><p>medicina (por exemplo, o éter etílico) e na indústria, como solvente de</p><p>tintas, óleos, resinas e graxas, pois possuem alta capacidade de</p><p>dissolver esses compostos.</p><p>Nomenclatura e propriedades dos éteres</p><p>De acordo com as normas da Iupac, há duas maneiras de nomear</p><p>éteres:</p><p>1ª maneira</p><p>Você pode utilizar o prefixo do menor radical, o infixo “oxi” e o nome do</p><p>hidrocarboneto correspondente ao maior radical.</p><p>2ª maneira</p><p>Você pode nomear os radicais sem a terminação “a”, por exemplo, metil,</p><p>etil, e adicionar a palavra “éter”. Destaca-se que os radicais devem vir em</p><p>ordem alfabética.</p><p>Vejamos como aplicar essas duas formas de nomenclatura:</p><p>Nomenclatura dos éteres.</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 38/76</p><p>Funções orgânicas</p><p>oxigenadas: carboniladas</p><p>Os aldeídos e as cetonas</p><p>Funções orgânicas muito parecidas, ambas possuem o grupo funcional</p><p>carbonila (C = O), porém, no caso dos aldeídos, ela sempre aparece na</p><p>extremidade da cadeia carbônica, ou seja, um dos ligantes do carbono</p><p>da carbonila é o hidrogênio; já as cetonas possuem a carbonila entre</p><p>dois outros átomos de carbono.</p><p>O exemplo a seguir mostra essa diferenciação: o formaldeído é um</p><p>aldeído utilizado como fluido de embalsamamento, na conservação de</p><p>espécies biológicas; a propanona, acetona comercial, é uma substância</p><p>muito utilizada como solvente de tintas, vernizes e esmaltes.</p><p>Diferenças entre formaldeído e dimetilcetona.</p><p>Um ponto interessante desses compostos é o fato de a ligação do grupo</p><p>carbonila ser curta, forte e muito polar, o que faz com que os pontos de</p><p>ebulição dos aldeídos e cetonas sejam maiores do que os dos</p><p>hidrocarbonetos de peso molecular semelhante (por exemplo, o ponto</p><p>de ebulição do propanal é 49°C; o da propanona, 56°C; enquanto o do</p><p>propano é –42°C). Devido à polaridade da ligação C=O, os compostos</p><p>carbonilados de baixo peso molecular como o acetaldeído e a acetona</p><p>são completamente miscíveis em água.</p><p>Nomenclatura dos aldeídos</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 39/76</p><p>A nomenclatura dos aldeídos segue as mesmas regras já vistas e é</p><p>muito simples, vamos ver dois passos simples para nomeá-los:</p><p>1. Escolha a cadeia carbônica, o nome será o mesmo para um alcano</p><p>simples, porém a terminação passa a ser –al, por exemplo, um</p><p>aldeído de dois carbonos será o etanal.</p><p>2. Numere a cadeia pelo carbono da carbonila, sendo que essa</p><p>posição não precisa ser indicada. Os aldeídos ramificados e/ou</p><p>insaturados seguem as regras já vistas, e é importante lembrar</p><p>que o grupo funcional estará sempre na extremidade.</p><p>Vejamos alguns exemplos da nomenclatura dos aldeídos:</p><p>A nomenclatura dos aldeídos.</p><p>Observe que, quando o grupo – CHO está diretamente ligado a um anel,</p><p>o composto receberá a terminação – carbaldeído.</p><p>Nomenclatura das cetonas</p><p>A nomenclatura das cetonas é muito similar à dos alcanos, porém o</p><p>sufixo utilizado para indicar a função é –ona. Lembre-se de que a</p><p>numeração da cadeia deve ser iniciada a partir da extremidade mais</p><p>próxima da função, ao grupo carbonila, confira:</p><p>25/09/2024, 00:07 Introdução ao estudo da química biológica</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/04622/index.html?brand=estacio# 40/76</p><p>A nomenclatura das cetonas.</p><p>Existe outra nomenclatura usual em que o grupo (C=O) é denominado</p><p>cetona, e os grupos ligados à cetona são considerados radicais. Confira:</p><p>Os ácidos carboxílicos</p><p>São compostos caracterizados pela presença do grupo carboxila, que é</p><p>o resultado da união dos grupos carbonila e hidroxila. Seu grupo</p><p>funcional pode ser representado por – RCO2H, como vemos neste</p><p>esquema:</p><p>Ácidos carboxílicos.</p><p>Analisando a estrutura funcional, você notará que os ácidos carboxílicos</p><p>também podem formar ligações de hidrogênio. Eles são ainda mais</p><p>polares do que os álcoois, por isso são mais solúveis em água e</p><p>apresentam temperaturas de ebulição (te) mais elevadas que os álcoois</p><p>de massa molecular similar (por exemplo, a te (HCO2H) = 101°C e</p><p>te(CH3OH) = 64,5°C). Eles ionizam-se parcialmente em água, logo são</p><p>ácidos fracos. Reagem</p><p>para o estado gasoso. Essas são características</p><p>físicas específicas de cada substância e, portanto, são exemplos</p><p>adequados de propriedades da matéria.</p><p>Transformações da matéria</p><p>A transformação da matéria pode ocorrer por meio de qualquer</p><p>processo (conjunto de operações) no qual as propriedades de qualquer</p><p>material são modificadas. Essas mudanças podem ser classificadas em</p><p>dois tipos, a saber:</p><p>Usina de biogás.</p><p>A Densidade, ponto de fusão e ponto de ebulição.</p><p>B Energia, velocidade e aceleração.</p><p>C Luminosidade, opacidade e transparência.</p><p>D Temperatura, pressão e volume.</p><p>E Comprimento, massa e tempo.</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 30/58</p><p>Físicas</p><p>Fenômenos físicos.</p><p>Químicas</p><p>Fenômenos químicos.</p><p>Conheça cada tipo em detalhes a seguir.</p><p>Transformações físicas</p><p>Durante as transformações físicas, as substâncias apresentam</p><p>modificação em sua aparência física, mas não em sua composição.</p><p>Exemplo</p><p>A transformação do gelo em água. Quando o gelo funde, ele passa do</p><p>estado sólido para o líquido, mas ainda é composto de moléculas de</p><p>água.</p><p>Como podemos diferenciar, na prática, uma substância pura de uma</p><p>mistura? Veja:</p><p>Gráfico de mudança de fase de uma substância pura, água.</p><p>Podemos efetuar a análise de seu comportamento quanto às</p><p>mudanças de estado físico. Uma substância pura sofre</p><p>mudança de fase (por exemplo, do estado sólido para o estado</p><p>líquido ou gasoso) à temperatura constante.</p><p>Gráfico de mudança de fase de uma mistura.</p><p>Quando uma mistura sofre uma mudança de fase, isso ocorre</p><p>dentro de uma faixa de temperatura. Esse comportamento</p><p>possibilita determinar, na prática, quando se tem um composto</p><p>puro ou uma mistura.</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 31/58</p><p>Gráfico de mudança de fase de uma mistura azeotrópica.</p><p>Ainda podemos observar misturas com temperatura de</p><p>ebulição constante e uma faixa de temperatura na fusão. Essas</p><p>misturas são denominadas de azeotrópicas.</p><p>Gráfico de mudança de fase de uma mistura eutética.</p><p>As misturas com temperatura de fusão constante e faixa de</p><p>temperatura na ebulição são denominadas de eutéticas.</p><p>É importante diferenciarmos a evaporação e a ebulição. A evaporação</p><p>ocorre a qualquer temperatura, de forma espontânea, e a ebulição</p><p>ocorre de forma “forçada”, em uma determinada temperatura. Por</p><p>exemplo, a água pode evaporar a 33 ⁰C, no varal, mas entra em ebulição</p><p>a 100 ⁰C. As mudanças de estado físico podem ser observadas na figura</p><p>a seguir.</p><p>Esquema de mudanças do estado físico.</p><p>Outra diferença importante é a que existe entre os termos “vapor” e</p><p>“gás”. O vapor corresponde a toda matéria no estado gasoso, quando</p><p>existe um equilíbrio com o estado líquido correspondente, podendo,</p><p>assim, ocorrer a liquefação pelo simples abaixamento da temperatura</p><p>ou aumento da pressão. O gás corresponde a um fluido elástico,</p><p>impossível de ser liquefeito só pelo aumento de pressão ou só pela</p><p>diminuição da temperatura.</p><p>Transformações químicas</p><p>Nas transformações químicas, uma substância é transformada em</p><p>outra com características totalmente diferentes. Exemplo: as explosões,</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 32/58</p><p>a combustão do papel, a fotossíntese, a corrosão de um metal e a</p><p>fermentação de bebidas.</p><p>Nesse caso, estamos tratando de reações químicas que podem ser</p><p>representadas por equações químicas. As equações químicas, como</p><p>uma igualdade matemática, têm dois membros: o primeiro membro, à</p><p>esquerda, e o segundo membro, à direita, são separados por uma seta</p><p>(→).</p><p>No primeiro membro, colocamos os compostos que vão reagir entre si,</p><p>recebendo o nome de reagentes. No segundo membro, após a seta,</p><p>colocamos os compostos formados, que chamamos de produtos. Veja</p><p>na imagem a representação da combustão do etanol gerando gás</p><p>carbônico e água.</p><p>Reação de combustão completa do etanol.</p><p>Transformações da matéria</p><p>Assista a este vídeo e compreenda a diferença entre transformação</p><p>química e transformação física da matéria a partir de exemplos</p><p>cotidianos. Compreenda os tipos de transformação física e as</p><p>diferenças, em nível molecular, de cada um dos estados da matéria; os</p><p>pontos mais importantes dos gráficos de mudanças de fase. Também</p><p>veja na prática como identificar substâncias simples, misturas</p><p>azeotrópicas e eutéticas.</p><p>Atividade 3</p><p>(Adaptada de Objetiva – 2023 – Prefeitura de Sinimbu – RS – Professor</p><p>– Ciências) A imagem a seguir ilustra a curva de aquecimento de uma</p><p>substância, inicialmente no estado sólido, à pressão de 1,5 atm.</p><p></p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 33/58</p><p>Com base nas informações apresentadas, assinale a alternativa correta.</p><p>Com base nas informações apresentadas, assinale a alternativa correta.</p><p>Parabéns! A alternativa D está correta.</p><p>No seguimento AB, a substância encontra-se no estado sólido.</p><p>Entre B e C, observamos que a temperatura permanece constante</p><p>ao longo do tempo, o que indica mudança de estado físico. Nesse</p><p>segmento, temos o ponto de fusão da substância, e as fases sólida</p><p>e líquida coexistem, enquanto a substância funde. Entre C e D, a</p><p>substância está no estado líquido, e a temperatura aumenta até que</p><p>atinja o ponto de ebulição. No segmento DE, a substância atingiu o</p><p>ponto de ebulição, e os estados líquido e gasoso coexistem. Por</p><p>fim, o segmento EF representa o aumento da temperatura após toda</p><p>a substância ter passado para o estado gasoso. Além disso, como</p><p>as mudanças de fase ocorrem à temperatura constante, podemos</p><p>afirmar que essa é uma substância pura.</p><p>A No segmento AB, coexistem duas fases.</p><p>B A substância em questão não é pura.</p><p>C O segmento BC corresponde ao ponto de ebulição.</p><p>D</p><p>No segmento CD, a substância está no estado</p><p>líquido.</p><p>E No segmento EF, a substância está no estado sólido.</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 34/58</p><p>Falta pouco para atingir seus objetivos.</p><p>Vamos praticar alguns conceitos?</p><p>Questão 1</p><p>O aço inox (liga de ferro, cromo, níquel etc.), o gelo-seco (CO2 (s)) e</p><p>o diamante (C) podem ser classificados, respectivamente, como:</p><p>Parabéns! A alternativa D está correta.</p><p>O aço inox é uma liga metálica formada principalmente por aço,</p><p>cromo e níquel; logo, é uma mistura. O gelo-seco é uma substância</p><p>formada por carbono e oxigênio, popularmente conhecida como</p><p>dióxido de carbono, portanto uma substância composta. O</p><p>diamante é um cristal sob a forma alotrópica do carbono e,</p><p>portanto, uma substância simples.</p><p>Questão 2</p><p>(UEFS – 2018) - Considerando a mudança de estado físico que</p><p>ocorre quando uma substância sólida é aquecida, informe</p><p>verdadeiro (V) ou falso (F) para as afirmativas a seguir e assinale a</p><p>alternativa com a sequência correta.</p><p>( ) A passagem do estado sólido para o estado líquido denomina-</p><p>se liquefação.</p><p>( ) Durante a fusão, a temperatura é constante.</p><p>( ) Uma substância sólida não tem volume definido, assumindo o</p><p>volume e a forma do recipiente em que se encontra.</p><p>A</p><p>Substância simples, mistura e substância</p><p>composta.</p><p>B</p><p>Substância composta, substância simples e</p><p>mistura.</p><p>C</p><p>Substância composta, mistura e substância</p><p>simples.</p><p>D Mistura, substância composta e substância simples.</p><p>E Mistura, substância simples e substância composta.</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 35/58</p><p>( ) Pode ocorrer a mudança direta do estado sólido para o estado</p><p>gasoso.</p><p>Parabéns! A alternativa A está correta.</p><p>A passagem do estado sólido para o estado líquido é denominada</p><p>de fusão. A temperatura é constante na fusão, liquefação,</p><p>condensação e sublimação. As substâncias sólidas apresentam</p><p>tanto a forma como o volume definidos. A mudança do estado</p><p>sólido</p><p>para o estado gasoso é denominada sublimação.</p><p>3 - Conceitos fundamentais de medidas e</p><p>grandezas em química</p><p>Ao �nal deste módulo, você será capaz de identi�car unidades de</p><p>medida para conversão e realização de cálculos.</p><p>Precisão e exatidão nas</p><p>medidas</p><p>A V – V – V – F</p><p>B V – F – F – V</p><p>C V – F – V – V</p><p>D F – F – V – V</p><p>E F – V – F – V</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 36/58</p><p>Toda ciência progride observando e analisando medidas científicas.</p><p>Com a química, não é diferente. Os estudos são fundamentados pela</p><p>leitura de números em algum instrumento e pela análise e interpretação</p><p>posteriores desses valores. A precisão da medida dependerá, dentre</p><p>muitos fatores, da limitação do número de dígitos que o instrumento</p><p>pode expressar. Atualmente, podemos dizer que temos disponíveis no</p><p>mercado instrumentos com elevada precisão.</p><p>Os dígitos obtidos (números) como resultado</p><p>de uma medida são denominados algarismos</p><p>signi�cativos.</p><p>Ao escrevermos um número que representa o resultado de uma medida,</p><p>devemos considerar que somente o último algarismo da direita seja</p><p>impreciso ou considerar a precisão fornecida pelo fabricante do</p><p>instrumento de medida ou aquela fornecida por método de calibração.</p><p>Exemplo</p><p>Ao efetuarmos a pesagem de uma moeda de dez centavos de real, da</p><p>segunda geração, em uma balança analítica com capacidade de efetuar</p><p>medidas próximas a 0,0001 g, podemos informar, ao fim da análise, que</p><p>sua massa é de 4,8019 ± 0,0001 g. A notação “mais ou menos” expressa</p><p>a incerteza de nossa medida.</p><p>Existem casos em que o valor medido pode ser preciso, mas não exato.</p><p>A próxima imagem ilustra a diferença entre precisão e exatidão.</p><p>Precisão e exatidão em algarismo significativos.</p><p>Vamos entender sobre precisão e exatidão.</p><p>Precisão</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 37/58</p><p>Refere-se à proximidade dos resultados em relação a outros obtidos</p><p>exatamente da mesma forma. Geralmente, determinamos a precisão por</p><p>meio da repetição da medida em réplicas, como, por exemplo,</p><p>realizando a análise em triplicata.</p><p>Exatidão</p><p>É a proximidade de um valor medido em relação ao valor verdadeiro ou</p><p>aceito. A exatidão é expressa pelo erro absoluto, que corresponde à</p><p>diferença entre o valor medido e o valor verdadeiro, conforme equação a</p><p>seguir.</p><p>Equação da exatidão.</p><p>Precisão e exatidão nas</p><p>medidas</p><p>Assista a este vídeo e compreenda a incerteza em medidas e os</p><p>conceitos de precisão e exatidão, com exemplos da diferença entre elas.</p><p>Algarismos signi�cativos</p><p>nos cálculos</p><p>Todos os dígitos de uma grandeza, incluindo os incertos, são</p><p>denominados algarismos significativos. Por exemplo, a massa de 2,5 g</p><p></p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 38/58</p><p>de sacarose tem dois algarismos significativos, enquanto 2,5476 g de</p><p>sacarose tem cinco algarismos significativos.</p><p>Quanto maior o número de algarismos</p><p>signi�cativos, menor é a incerteza na medida.</p><p>Os dígitos diferentes de zero sempre são algarismos significativos, mas</p><p>o número zero pode ser ou não significativo, conforme as condições a</p><p>seguir:</p><p>Quando o zero estiver entre dígitos diferentes de zero, será sempre</p><p>significativo. Por exemplo, em 2,005 g, temos quatro algarismos</p><p>significativos.</p><p>Quando o zero estiver no início de um número, consideramos o</p><p>algarismo não significativo. Por exemplo, em 0,002 g, temos apenas um</p><p>algarismo significativo.</p><p>Quando o zero estiver no fim de um número e após a vírgula, será</p><p>considerado significativo. Por exemplo, em 0,0300 g, temos três</p><p>algarismos significativos.</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 39/58</p><p>Vamos praticar? Um estudante, em um laboratório de química, pesou</p><p>0,3040 g de cloreto de sódio para fazer uma solução. Quantos</p><p>algarismos significativos tem a massa pesada pelo estudante?</p><p>Todos os algarismos diferentes de zero são considerados</p><p>significativos. Então, 3 e 4 são algarismos significativos. Quanto</p><p>aos zeros, o primeiro, que vem antes da vírgula, não é</p><p>significativo, mas o que está entre 3 e 4 e o que está ao final do</p><p>número são considerados significativos e contribuem para a</p><p>precisão da medição.</p><p>Agora, veremos como utilizar os algarismos significativos em operações</p><p>matemáticas.</p><p>Nas operações de multiplicação e divisão, vamos expressar os</p><p>resultados com o mesmo número de algarismos significativos da</p><p>medida com menor número de algarismos significativos. Por exemplo,</p><p>vamos calcular a área de uma bancada de laboratório cujas medidas de</p><p>comprimento dos lados são 3,356 m e 1,4 m.</p><p>Fique atento às regras de arredondamento!</p><p>Nas operações de adição e subtração, o resultado expresso não pode</p><p>ter mais casas decimais do que a medida com o menor número de</p><p>casas decimais. Por exemplo, considere que vamos calcular a soma de</p><p>32,8 g e 2,68 g.</p><p>Segundo a norma ABNT NBR 5891, quando o algarismo imediatamente</p><p>seguinte ao último algarismo a ser conservado for inferior a 5, o último</p><p>algarismo deve ser conservado, sem modificação. Por exemplo, no caso</p><p>de 1,2222, se arredondarmos a primeira casa decimal, teremos o valor</p><p>de 1,2. Caso o algarismo imediatamente seguinte ao último algarismo a</p><p>ser conservado seja igual ou superior a 5 e seguido de um algarismo</p><p>diferente de zero, o último algarismo a ser conservado deverá ser</p><p>aumentado de uma unidade. Por exemplo, no caso de 1,77777,</p><p>arredondando a primeira casa decimal, teremos o valor de 1,8.</p><p>Se o algarismo imediatamente seguinte ao último algarismo a ser</p><p>conservado for igual a 5 e seguido de zero, deveremos arredondar o</p><p>algarismo a ser conservado para o algarismo par mais próximo.</p><p>Exemplo</p><p>No caso de 6,550, arredondando a primeira casa decimal, teremos o</p><p>valor de 6,6. Porém, se o algarismo a ser conservado for par, seguido de</p><p>5 e zero, o algarismo a ser conservado permanecerá sem modificação.</p><p>Resposta </p><p>Área = 3, 356 (quatro algarismos significativos) × 1, 4 (dois algarismos significativos) = 4, 6984 =</p><p>Soma  = 32, 8 (uma casa decimal)  + 2, 68 (duas casas decimais)  = 35, 48 = 35, 5 (uma casa dec</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 40/58</p><p>Por exemplo, no caso de 2,650, arredondando a primeira casa decimal,</p><p>teremos o valor de 2,6.</p><p>Algarismos signi�cativos</p><p>nos cálculos</p><p>Assista a este vídeo e compreenda o que são os algarismos</p><p>significativos em uma medida e como realizar contas com cálculos</p><p>utilizando esses algarismos, com exemplos.</p><p>Unidades de medida e</p><p>análise dimensional</p><p>Unidades de medida</p><p>Na química, podemos observar os fenômenos físicos e químicos.</p><p>Alguns fenômenos, como a cor da chama e a liberação de calor, são</p><p>apenas observados e ditos qualitativos; outros fenômenos são</p><p>compreendidos por informações quantitativas.</p><p>As propriedades quantitativas estão associadas a</p><p>números e, quando esses números representam</p><p>determinada grandeza, sempre devem vir</p><p>acompanhados de uma unidade.</p><p>Para formalizar a comunicação científica e comercial entre os diversos</p><p>países, foi criado, em 1960, o Sistema Internacional de Unidades, pela</p><p>Conferência Geral de Pesos e Medidas, estabelecendo padrões para as</p><p>unidades de medidas das grandezas físicas. A imagem a seguir</p><p>apresenta as unidades SI básicas.</p><p></p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 41/58</p><p>As sete unidades básicas do SI.</p><p>Todas as outras unidades que conhecemos são derivadas das unidades</p><p>básicas por combinações apropriadas que dependem das dimensões da</p><p>quantidade medida. Por exemplo, quando calculamos a área de uma</p><p>bancada em um laboratório, multiplicamos o comprimento dos lados. A</p><p>unidade de área corresponde ao produto das unidades do comprimento.</p><p>No SI, a unidade para</p><p>comprimento é o metro (m); logo, a unidade da</p><p>área será:</p><p>O SI também estabeleceu prefixos que expressam frações decimais ou</p><p>múltiplos de várias unidades. Os prefixos empregados com frequência</p><p>na área da química podem ser observados na tabela a seguir.</p><p>Prefixo</p><p>Abreviatura</p><p>do prefixo</p><p>Fator de</p><p>multiplicação</p><p>Exemplo</p><p>Giga G 109</p><p>1 Gm = 1</p><p>x 109 m</p><p>Mega M 106</p><p>1 Mm = 1</p><p>x 106 m</p><p>Quilo K 103</p><p>1 km = 1</p><p>x 103 m</p><p>Deci d 10-1</p><p>1 dm =</p><p>0,1 m</p><p>Centi c 10-2</p><p>1 cm =</p><p>0,01 m</p><p>Mili m 10-3</p><p>1 mm =</p><p>0,001 m</p><p>m×m = m2</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 42/58</p><p>Prefixo</p><p>Abreviatura</p><p>do prefixo</p><p>Fator de</p><p>multiplicação</p><p>Exemplo</p><p>Micro μ 10-6</p><p>1 μ m = 1</p><p>x 10-6 m</p><p>Nano n 10-9</p><p>1nm = 1 x</p><p>10-9 m</p><p>Pico p 10-12</p><p>1 pm = 1</p><p>x 10-12 m</p><p>Femto f 10-15</p><p>1 fm = 1 x</p><p>10-15 m</p><p>Tabela: modificação das unidades do SI com prefixos.</p><p>Brady; Humiston, 1986.</p><p>A quantidade de prefixos do SI é ainda maior do que os dez mais</p><p>utilizados na área de química. Podemos observar, na imagem a seguir,</p><p>que a variação pode alcançar valores inferiores a 10-15 e superiores a</p><p>109.</p><p>Unidades de comprimento.</p><p>Como exemplo, suponha que tenhamos de expressar a altura de um</p><p>prédio de 13,5 metros em milímetros. Observando a escala, temos que 1</p><p>mm corresponde a 10-3m.</p><p>Análise dimensional</p><p>É utilizada como apoio na resolução de problemas. Para realizar a</p><p>análise dimensional, incluímos as unidades durante todo o cálculo. As</p><p>unidades podem ser multiplicadas, divididas ou canceladas. Essa</p><p>análise nos auxilia a ter certeza de que as soluções para os problemas</p><p>produzirão as unidades corretas e a verificar possíveis erros nas</p><p>resoluções. Aplicamos um fator de conversão, uma fração com</p><p>numerador e denominador com as mesmas grandezas expressas em</p><p>diferentes unidades.</p><p>Exemplo: Queremos converter 3,5 m3 em mililitros. Para transformar a</p><p>unidade, montamos a seguinte análise:</p><p>1mm− 10−3m</p><p>x− 13, 5</p><p>X = 13500mm = 13, 5 × 103mm</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 43/58</p><p>Se a unidade desejada não for obtida, significa que existe um erro em</p><p>alguma etapa dos cálculos. Então, devemos verificar cuidadosamente</p><p>os fatores de conversão aplicados.</p><p>Agora, vamos calcular o volume de 0,456dm3 de uma amostra de ácido</p><p>clorídrico em centímetros cúbicos.</p><p>Unidades de medida e</p><p>análise dimensional</p><p>Assista a este vídeo e conheça as unidades do SI e os conceitos de</p><p>análise dimensional, com exercícios que trabalham a conversão de</p><p>unidades utilizando a análise dimensional.</p><p>Grandezas físicas e suas</p><p>medições</p><p>Massa</p><p>Corresponde à grandeza relacionada à quantidade de material em um</p><p>objeto; sua medida é feita por meio de uma balança. A unidade SI básica</p><p>é o quilograma (kg), porém é muito comum medir usando seus</p><p>submúltiplos – grama (g) e miligrama (mg).</p><p>Na química, devemos escolher os equipamentos e vidrarias adequados</p><p>a cada situação com a qual deparamos. Para isso, é necessário saber</p><p>quais são os materiais mais utilizados. Confira!</p><p>Balança analítica</p><p>É o instrumento de pesagem mais utilizado. Ela fornece precisão de</p><p>quatro casas decimais, permitindo pesagens exatas. Alguns cuidados</p><p>são importantes em seu uso: ao realizar a pesagem, o ideal é que o peso</p><p>Mililitro  = 3, 5 (m3) ×</p><p>1000(L)</p><p>1 (m3)</p><p>×</p><p>1000(mL)</p><p>1(L)</p><p>= 3500000</p><p>= 3, 5 × 106mL</p><p>0, 456 (dm3) ×</p><p>10−3m3</p><p>1dm3</p><p>×</p><p>1cm3</p><p>10−6m3</p><p>= 456cm3</p><p></p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 44/58</p><p>esteja o mais centralizado possível no prato da balança; não é permitido</p><p>pesar materiais quentes, devendo-se sempre aguardar o retorno do</p><p>material à temperatura ambiente antes de proceder à pesagem. O uso</p><p>de luvas ou de papel evita a transferência de gordura ou de umidade das</p><p>mãos para o recipiente contendo o material a ser pesado.</p><p>Balança analítica.</p><p>As balanças devem ser instaladas longe de portas e janelas, pois, ao</p><p>abri-las ou fechá-las, a corrente de ar gerada pode resultar em erros na</p><p>pesagem. Além disso, as portas da balança devem sempre estar</p><p>fechadas antes dos procedimentos de tara e pesagem.</p><p>Balança semianalítica</p><p>Capaz de pesar massas maiores que a balança analítica, mas com</p><p>menos precisão, podendo apresentar até três casas decimais. É</p><p>utilizada, em geral, para pesagens maiores e/ou que carecem de menor</p><p>precisão. Demanda menos cuidados de instalação e não apresenta</p><p>cabines de pesagem como as balanças analíticas.</p><p>Balança semianalítica.</p><p>Há também materiais de auxílio nas pesagens. Veja!</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 45/58</p><p>Zinco metálico sendo pesado em balança.</p><p>Barca de pesagem</p><p>Recipiente de poliestireno, antiestático, que serve para a</p><p>pesagem de sólidos e de líquidos. Em geral, é utilizado para</p><p>pesagens de até 100 g.</p><p>Vidro côncavo.</p><p>Vidro de relógio</p><p>Recipiente redondo, côncavo, encontrado em diversos</p><p>diâmetros e empregado na pesagem de pequenas quantidades</p><p>de substâncias. Pode ser utilizado para a evaporação de</p><p>pequenos volumes de soluções e para cobrir béqueres e outros</p><p>recipientes durante experimentos em laboratório.</p><p>Espátula.</p><p>Espátula</p><p>É utilizada para manusear os materiais durante a pesagem e</p><p>pode ser encontrada em diversos tamanhos e formatos. Deve-</p><p>se tomar cuidado para evitar a contaminação das substâncias</p><p>sendo pesadas, por erros de troca de espátula entre</p><p>substâncias ou por lavagem inadequada.</p><p>Temperatura</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 46/58</p><p>É uma grandeza que está relacionada ao calor ou à frieza de um objeto.</p><p>A medida da temperatura é efetuada por termômetros. A escala de</p><p>temperatura normalmente adotada em estudos científicos é expressa</p><p>em Celsius e Kelvin. A escala Celsius, apesar de não ser uma unidade SI</p><p>básica, é empregada no dia a dia de muitos países. A escala Kelvin é a</p><p>escala de temperatura presente no SI, e sua unidade é o Kelvin (K). As</p><p>escalas Celsius e Kelvin relacionam-se conforme a equação a seguir:</p><p>O grau Fahrenheit (⁰F) foi proposto por Daniel Gabriel Fahrenheit, em</p><p>1724, e é uma escala utilizada em países de língua inglesa. Nos EUA, é</p><p>utilizada no cotidiano, porém não é empregada em estudos científicos.</p><p>Na escala Fahrenheit, a água congela a 32 ⁰F e ferve a 212 ⁰F. As escalas</p><p>Celsius e Fahrenheit relacionam-se conforme a equação a seguir:</p><p>A imagem a seguir mostra a relação entre as três escalas: Celsius,</p><p>Kelvin e Fahrenheit.</p><p>Escalas termométricas.</p><p>Volume</p><p>Corresponde ao espaço ocupado por um corpo. A medida do volume</p><p>pode ser efetuada por:</p><p>K = C + 273, 15</p><p>F =</p><p>9</p><p>5</p><p>(∘C) + 32</p><p> Pipeta volumétrica</p><p>Utilizada para medir e transferir volumes precisos</p><p>de líquidos. Possui uma única marca de aferição na</p><p>parte inferior do tubo, indicando o volume exato que</p><p>pode conter. Tem precisão de duas casas decimais</p><p>(10,00 mL).</p><p></p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 47/58</p><p> Bureta</p><p>Tubo longo e cilíndrico, graduado com precisão,</p><p>com uma torneira na parte inferior. É utilizada para</p><p>dispensar volumes precisos de líquidos, gota a</p><p>gota, durante titulações e outras análises</p><p>volumétricas. A bureta é fixada verticalmente em</p><p>um suporte, e a solução é liberada controladamente</p><p>pela abertura da torneira. Tem precisão de duas</p><p>casas decimais (10,00 mL).</p><p> Pipeta graduada</p><p>É semelhante à pipeta volumétrica, mas possui</p><p>marcas de graduação ao longo de todo o tubo,</p><p>permitindo a medição e a transferência de</p><p>diferentes volumes. Tem precisão de uma casa</p><p>decimal (10,0 mL), ou seja, não é tão precisa quanto</p><p>a pipeta volumétrica.</p><p> Proveta</p><p>É um cilindro graduado, frequentemente utilizado</p><p>para medidas aproximadas de volumes líquidos.</p><p>Nã é tã i t i t b t</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio#</p><p>48/58</p><p>Não é tão precisa quanto as pipetas e buretas, mas</p><p>é útil para medições menos críticas e transferência</p><p>de volumes maiores. Tem precisão de uma casa</p><p>decimal (10,0 mL).</p><p> Balão volumétrico</p><p>É utilizado para preparar soluções com volume</p><p>preciso. Tem um gargalo longo e estreito, e uma</p><p>marca de aferição gravada no gargalo, indicando o</p><p>volume exato que o balão contém quando</p><p>preenchido até esse ponto. É usado para diluir</p><p>substâncias e preparar soluções de concentração</p><p>conhecida. Tem precisão de duas casas decimais</p><p>(10,00 mL).</p><p> Béquer</p><p>Recipiente cilíndrico com uma base plana e bordas</p><p>inclinadas. Embora não seja uma vidraria</p><p>volumétrica, é comumente usado para medidas</p><p>aproximadas de volume, para misturar líquidos e</p><p>para porcionar líquidos a serem utilizados a partir</p><p>de frascos maiores.</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 49/58</p><p>A unidade básica no SI é o metro cúbico, m3. A unidade cm3 e litro (L)</p><p>são frequentemente usadas na química. Existem 1.000 L em 1m3,</p><p>1.000mL em um litro e 1 mL em 1 cm3.</p><p>Medição de volume.</p><p>Densidade</p><p>A densidade é a razão entre a massa e o volume de uma substância:</p><p>A unidade no SI é o quilograma por metro cúbico (kg/m3), embora as</p><p>unidades mais utilizadas sejam o grama por centímetro cúbico (g/cm3)</p><p>e o grama por mililitro (g/mL). A densidade é uma grandeza física que</p><p>depende da temperatura, pois os materiais sofrem contração ou</p><p>dilatação de seu volume conforme a variação da temperatura. Ao</p><p>relatarmos a densidade, devemos especificar a temperatura.</p><p>Geralmente, analisamos e expressamos essa grandeza à temperatura</p><p>ambiente.</p><p>O simulador a seguir nos permite colocar em prática os conceitos</p><p>relacionados à densidade. Isso acontece em três momentos:</p><p>Introdução</p><p>Aqui é possível ver como se comportam materiais de diferentes</p><p>densidades em água, que tem densidade em torno de 1 g/mL. Na parte</p><p>superior da tela, à direita, mude os materiais (sinalizado com a letra A) e</p><p>observe o comportamento deles em relação à água. Aqueles com</p><p>densidade menor ou igual à da água tendem a flutuar, enquanto aqueles</p><p>com densidade maior afundam. Observe ainda que o volume aumenta</p><p>quando você adiciona o bloco ao líquido. Na parte superior, é possível</p><p>ver a densidade do material que você escolheu. Faça o teste para ver!</p><p>d =</p><p>m</p><p>V</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 50/58</p><p>Comparar</p><p>Nesse cenário, você consegue pegar blocos que tenham densidade</p><p>igual, massa igual ou volume igual. Pensando em densidade, a que</p><p>conclusões você consegue chegar observando os blocos de mesma</p><p>massa, mesmo volume e mesma densidade na água? O tamanho do</p><p>bloco influencia? E a massa?</p><p>Note que não é possível prever qual dos blocos vai afundar ou boiar com</p><p>base na massa. Ainda que todos tenham 5 kg, um boia, enquanto os</p><p>demais afundam. Podemos ainda notar que o bloco B, de maior volume,</p><p>é o que tem menor densidade entre todos. Já os blocos menores, C e D,</p><p>têm alta densidade e afundam rapidamente.</p><p>Da mesma forma, se fizermos uma alteração, na parte direita superior,</p><p>para que todos os blocos tenham o mesmo volume e os colocarmos na</p><p>água, vamos perceber que o volume sozinho também não é suficiente</p><p>para saber ou para ter uma ideia da densidade. Note que, apesar de</p><p>todos terem o mesmo volume, dois afundam enquanto dois boiam.</p><p>No último cenário, na parte direita, alterando para blocos de mesma</p><p>densidade, podemos confirmar os pontos observados anteriormente.</p><p>Cada bloco tem um volume e uma massa. Ainda assim, todos boiam na</p><p>mesma altura.</p><p>Isso acontece porque a densidade é uma propriedade física da matéria,</p><p>ou seja, depende apenas do material do qual é feito um objeto e não de</p><p>seu tamanho ou de sua massa. Já viu um tronco de árvore boiando em</p><p>um rio, enquanto uma aliança de ouro afunda? Pois é, a densidade da</p><p>madeira é menor que a da água; por isso, ela boia, independentemente</p><p>do tamanho. O ouro, por sua vez, tem densidade maior e afunda,</p><p>independentemente do tamanho do objeto.</p><p>Mistério</p><p>Densidade</p><p>Introdução</p><p>Comparar Mistério</p><p>Densidade</p><p>Introdução</p><p>Comparar Mistério</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 51/58</p><p>Agora, você tem cinco blocos de diferentes tamanhos, massas e</p><p>densidades. Sua tarefa é descobrir de que material cada um desses</p><p>blocos é feito!</p><p>Para isso, você tem uma balança, que vai lhe dar a massa em kg, um</p><p>recipiente com água, no qual você pode colocar o bloco e ver o volume</p><p>que ele desloca, além de uma tabela na parte superior, com a densidade</p><p>de vários materiais. Na parte superior direita, altere para o conjunto 2 e,</p><p>usando a fórmula da densidade e os dados que você consegue pegar no</p><p>simulador, descubra do que é feito cada um dos blocos nesse conjunto!</p><p>Está muito difícil? Vamos fazer juntos!</p><p>No conjunto 1, pegue (clique e arraste) o bloco A e coloque-o em cima</p><p>da balança. A massa é 19,30 kg. Em seguida, pegue o bloco e coloque-o</p><p>na água. Perceba que o volume foi de 100,00 L para 105,50 L, ou seja, o</p><p>bloco deslocou um volume de 5,50 L de água. Agora, aplicamos esses</p><p>valores na fórmula da densidade:</p><p>O material do bloco 1A tem densidade igual a 3,51 kg/L. Comparando</p><p>com a tabela, podemos ver que corresponde ao diamante!</p><p>A seguir, você pode ver a resposta dos blocos do conjunto 2:</p><p>2A = chumbo</p><p>2B = vidro</p><p>2C = vidro</p><p>2D = titânio</p><p>2E = cobre</p><p>Se quiser continuar praticando, você pode escolher o conjunto aleatório</p><p>e variar os blocos que aparecem!</p><p>A densidade também é conhecida como massa específica, que é</p><p>diferente de peso específico. O peso específico (γ) de uma substância</p><p>corresponde à razão entre o peso (P = m x g; onde m = massa e g =</p><p>gravidade) e o volume (V) do corpo da substância.</p><p>Densidade</p><p>Introdução</p><p>Comparar Mistério</p><p>d =</p><p>m</p><p>V</p><p>d =</p><p>19, 30kg</p><p>5, 50L</p><p>= 3, 51kg/L</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 52/58</p><p>Diferentemente da densidade, o peso específico é expresso em Newton</p><p>por metro cúbico. Também pode ser expresso em dina/m3 e kgf/m3.</p><p>Medidas de massa e volume</p><p>de líquidos</p><p>Neste vídeo, exploraremos o laboratório virtual e entenderemos em</p><p>detalhes as principais vidrarias utilizadas em experimentos científicos.</p><p>Demonstração</p><p>Um farmacêutico em uma farmácia de manipulação precisa medir</p><p>0,1mL de óleo essencial de lavanda para um creme que está</p><p>preparando. Sem dispor de uma vidraria capaz de medir tal volume, ele</p><p>decide pesar a massa correspondente a esse volume. Qual é a massa,</p><p>em gramas, que o farmacêutico deverá pesar? Expresse o resultado em</p><p>notação científica utilizando 2 algarismos significativos.</p><p>Dados: densidade do óleo de lavanda = 0,875g/cm3.</p><p>Resolução</p><p>Sabemos que 1 cm3 equivale a 1 mL, logo podemos dizer que a</p><p>densidade é 0,875 g/mL.</p><p>Sabemos a massa que será necessária pesar. Para colocarmos em</p><p>notação científica, devemos andar com a vírgula. Nesse caso, como</p><p>andaremos com a vírgula para a direita, a potência será negativa.</p><p>Teremos então 8,75 x 10-2g, porém, o enunciado pede para utilizarmos</p><p>apenas 2 algarismos significativos e, neste momento, temos 3.</p><p>Precisamos, então, arredondar a mantissa (8,75). Como temos o</p><p>número 7 seguido do número 5, arredondamos para cima, ficando com a</p><p>resposta de 8,8 x 10-2g.</p><p>γ =</p><p>P</p><p>V</p><p></p><p>d =</p><p>m</p><p>V</p><p>0, 875g/mL =</p><p>m</p><p>0, 1mL</p><p>m = 0, 875</p><p>g</p><p>mL</p><p>× 0, 1mL = 0, 0875g</p><p>24/09/2024, 23:12 Introdução à química</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00765/index.html?brand=estacio# 53/58</p><p>Grandezas físicas e suas</p><p>medições</p><p>Assista a este vídeo e conheça as unidades utilizadas nas medidas de</p><p>massa e volume em laboratórios de química. Compreenda o conceito de</p><p>densidade com exemplos reais da importância do cálculo de densidade</p><p>no cotidiano de um laboratório de pesquisa/manipulação.</p><p>Atividade laboratorial</p><p>Assista</p>