QUÍMICA AMBIENTAL - APOSTILA

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QUÍMICA AMBIENTAL
UNIDADE 01 – Entendendo a Química
INTRODUÇÃO
Aqui você entenderá um pouco dos princípios que regem a química, iniciando com o modelo que é algo que construímos através do conhecimento, sendo assim, o estruturamos e organizamos para entender as ocorrências das reações. Partindo assim, para o entendimento da Tabela Periódica e sua importância para as ligações químicas.
A Alquimia é uma tradição antiga que combina elementos de química, física, astrologia, arte, metalurgia, medicina, misticismo, e religião. Existem dois objetivos principais na sua prática. Um deles é a transmutação dos metais inferiores em aurum o outro a obtenção do Elixir da Longa Vida.
AULA 01 – Estrutura Atômica
Para entender as propriedades da matéria, seja ela mistura ou substância, é preciso conhecer a sua composição química, ou seja, saber quais são os constituintes que a formam. Como esses constituintes são extremamente minúsculos e não podem ser vistos nem com o auxílio de equipamentos superpotentes, para caracterizá-lo foi necessário utilizar-se de um modelo: o modelo químico da matéria.
Inicialmente, analisaremos o conceito de Modelo. Vamos juntos.
Segundo o dicionário Michaelis (1998), um dos significados da palavra modelo é: “desenho ou imagem que representa o que se pretende reproduzir, desenhando, pitando ou esculpindo”. Um modelo é elaborado a partir da interação dos nossos sentidos (visão, olfato, paladar, tato) com o que se pretende reproduzir. Entretanto, esse “sistema” assim retratado não é o “objeto real”, mas apenas “algo” – um modelo – capaz de explicar, de modo satisfatório, as observações resultantes da interação do ser humano com o “objeto”. Portanto, é importante salientar que os modelos são teóricos e que nenhum deles é perfeito, pois, todos são baseados nos sentidos humanos. Escolhe-se sempre como o melhor modelo, aquele que explicar mais exatamente as observações feitas e que for uma melhor fonte de previsões.
Agora que sabemos o que é um Modelo, podemos perguntar o que você entende por Modelo Químico? Vamos pensar juntos?
Segundo Viveiros (2009), o modelo é elaborado para retratar a composição química da matéria, ou seja, os constituintes que a formam e como eles estão organizados. Esse modelo é, portanto, teórico, mas, como todo modelo científico, foi elaborado a partir de fatos experimentais e tem sido usado, com sucesso, para explicar as transformações e propriedades da matéria. Segundo esse modelo, toda matéria é formada de átomos, moléculas ou íons os quais, neste material didático, serão denominados, constituintes. Matérias diferentes são formadas por constituintes diferentes e, portanto, apresentam propriedades distintas. Além disso, existem matérias formadas por apenas um dado constituinte, as substâncias, e aquelas formadas por diferentes constituintes, são as misturas.
Neste contexto, por que é importante estudar Química?
Estudar química é conhecer a composição da matéria e entender o modo como ela se comporta. Para isso, é preciso indagar: Por que uma substância tem propriedades que lhes são peculiares? Porque líquidos diferentes têm temperaturas de ebulição diferentes? Por que uma dada substância em água atua como ácidos enquanto outra atua como base? Por que algumas substâncias dissolvem-se em água e outras não?
 Para responder tais perguntas é preciso olhar com um pouco mais de profundidade a natureza da matéria sob o ponto de vista químico. A estrutura da matéria que realmente interessa aos químicos está num nível sub-microscópico e nossos sentidos têm um acesso muito limitado a esse mundo No modelo químico, supõe-se que toda matéria é formada de partículas extremamente pequenas, chamadas átomos. Esses átomos podem estar quimicamente ligados ou não. Se estão ligados, podem formar ou não um grupo com um número finito deles. Também esses átomos ou grupos deles podem estar na forma de íons (partículas carregadas eletricamente) positivos e negativos. Seja como for, para entender o comportamento da matéria é preciso conhecer um pouco sobre seus constituintes elementares: os átomos!
Vamos entender a ideia de átomos dos gregos a Dalton. Acompanhe comigo.
A ideia de que toda matéria é formada de minúsculas partículas indivisíveis chamadas átomos existe desde os tempos dos gregos Leucippus e Democritus (400 a.C.). Esses filósofos propuseram um limite para a divisibilidade da matéria, mas essa ideia era contrária àquela de outros dois filósofos da época, também gregos, Platão e Aristóteles, os quais insistiam em suas crenças de que a matéria era contínua e poderia ser infinitamente subdividida. Não aceitavam, portanto a ideia de “matéria descontínua”.
O átomo era, segundo Leucippus e Democritus(400 a.C.), a menor partícula que formava todo e qualquer tipo de matéria. Segundo eles, todos os átomos eram feitos do mesmo material básico, independentemente da substância, mas diferiam uns dos outros na forma de no tamanho. A partir desse modelo idealizado para a matéria, Leucippus e Democritus explicaram propriedades de substâncias conhecidas na época. Por exemplo, o fato de o chumbo ter uma alta densidade e ser mole poderia, de acordo com esses filósofos, ser consequência de seus átomos que, segundo eles, seriam como bolas de gude pequenas. Como bolas pequenas, eles poderiam se arrumar uns bem próximos dos outros – o que explicaria sua alta densidade, e também deslizar uns sobre os outros – o que explicaria o fato de ser mole.
Ideias sobre átomos ficaram no âmbito das discussões filosóficas durante cerca de 2200 anos. Foi em 1803, quando Dalton (1766-1844) propôs sua teoria atômica através da base experimental, que ficou reconhecida a importância de usar átomos para explicar as propriedades da matéria. Mas a teoria atômica foi construída com base nas ideias de Leucippus e Democritus: as propriedades da matéria, que nós podemos ver, são explicadas pelas propriedades dos átomos, que nós não podemos ver.
Outra substância conhecida na época era o ferro, mais duro e menos denso que o chumbo. . Leucippus e Democritus idealizaram que o átomo de ferro teria a forma de um saca-rolhas, de modo que vários deles poderiam se ligar entrelaçando-se numa estrutura rígida, sendo, portanto, mais difícil de uns deslizarem sobre os outros (mais duro). Porém essa estrutura seria menos compacta, com cavidades, o que explicaria a menor densidade em relação ao chumbo.
As ideias de Dalton (1766-1844) sobre o átomo foram formuladas para explicar algumas observações experimentais, feitas por ele mesmo e por outros cientistas da época. Dalton argumentava que, se a matéria é formada de átomos, como havia sido proposto pelos gregos, então esses átomos deveriam ter propriedades que explicassem algumas descobertas da sua época, tais como
A não-ocorrência de perda de massa quando substâncias se combinam quimicamente (lei da conservação da massa).
O fato de que um composto é formado de dois ou mais elementos, numa proporção fixa de massa (lei das proporções definidas).
Em 1808, Dalton propôs, através de postulados, o que hoje se conhece como a teoria atômica ou o modelo atômico de Dalton:
De acordo com a teoria atômica de Dalton, átomos são os componentes básicos da matéria. Hoje é quase impossível pensar em fazer química sem falar em átomos e nos modos como eles se juntam para formar as substâncias. Por isso, é muito importante saber o que diferencia um átomo de outro.
Se são tão pequenos, como os átomos diferem entre si?
A teoria atômica de Dalton ajuda a esclarecer a questão sobre o seguinte fato: se um elemento é diferente de outro, seus átomos são diferentes. Entretanto essa explicação leva a outra questão: como os átomos dos vários elementos diferem uns dos outros? Para responder essa questão é necessário considerar a estrutura do átomo, ou seja, é preciso saber do que os átomos são formados.
Dalton e seus contemporâneos visualizaram o átomo como um objeto indivisível, algo como uma minúscula bola indestrutível e intransformável. Entretanto, váriosexperimentos realizados durante o século XIX mostraram que o átomo não é indivisível – ele consiste de partículas menores, chamadas partículas subatômicas.
O elétron foi a primeira partícula subatômica a ser descoberto. O crédito para sua descoberta e identificação, é atribuído a Sir Joseph John Thomson (1856-1940). Ele concluiu que essas partículas são carregadas negativamente e encontrou a relação carga/massa para elas.
Depois, Robert A. Millikan (1868-1953) determinou a carga de um elétron, o que permitiu calcular a massa, a partir da relação encontrada por Thomson.
Hoje os valores aceitos para a carga (e), em coulombs (C), e a massa (m), em gramas (g), de um elétron são os seguintes:
e = -1,602 x 10-9 C 
m = 9,109 x 10-28 g
Outra partícula subatômica descoberta foi o próton. Goldstein(1850-1930) detectou, a partir de experimentos com gases, a existência de íons positivos. Esses íons positivos, quando formados a partir do hidrogênio, foram chamados de prótons. Depois, Rutherford (1871-1937) descobriu as radiações a e b, propôs a existência do próton e demonstrou que sua massa é 1,673 x 10-24 g. A carga do próton é exatamente igual à do elétron, só que com o sinal oposto.
Assista ao vídeo produzido pelo Curso de Ciências da USP/Univesp TV e veja como a Ciência avançou no conhecimento do elétron.
Como os átomos não têm carga, eles devem ter igual número de prótons e elétrons. Entretanto, muitos átomos têm massas maiores que a soma das massas de seus prótons e elétrons.
Essa observação indicou a existência de um terceiro tipo de partícula no átomo.
Elétrons, prótons e nêutrons são considerados as três partículas fundamentais do átomo. Para um átomo, os números de prótons e elétrons são iguais. O número de prótons é característico para um dado elemento químico, logo todos os átomos do mesmo elemento têm o mesmo número de prótons, que é igual ao número de elétrons e que é chamado número atômico. Número atômico é, portanto, o número que identifica um elemento químico. Ele é simbolizado pela letra Z.
Foi em 1932 que James Chadwick detectou a existência de partículas neutras no átomo. Hoje sabe-se que essas partículas, chamadas de nêutrons, não têm carga elétrica e massa é 1,675 x 10-24 g, aproximadamente a do próton.
Elementos distintos diferem quanto ao número de prótons, o número atômico!
Embora os átomos de um mesmo elemento químico tenham o mesmo número de prótons, nem sempre eles têm a mesma massa. A massa de um dado elemento químico está relacionada com o número de prótons e de nêutrons, que é chamado número de massa e é simbolizado pela letra A. Átomos de um mesmo elemento que diferem quanto aos seus números de massa são chamados isótopos do elemento. Portanto, a diferença fundamental entre isótopos está no número de nêutrons. Sendo esse número diferente, o número de massa também será.
Vejamos dois exemplos, a saber:
Átomos de carbono, representados como 126C, 136C e 146C, os quais têm, respectivamente, 6, 7 e 8 nêutrons, mas são átomos do mesmo elemento químico, pois todos os três têm o mesmo número atômico, ou seja, seis prótons.
Átomos de hidrogênio, 11H, 21H, 31H, respectivamente com 0, 1 e 2 nêutrons, mas todos com um próton.
Quase todos os elementos apresentam isótopos. É comum representar o número atômico e o de massa de um elemento químico como subscrito e sobrescrito, respectivamente, à esquerda do símbolo do elemento. 
Ex: 
Os átomos são formados de prótons, nêutrons e elétrons. Como essas partículas, chamadas fundamentais, são as mesmas em todos os átomos, as diferenças entre átomos de elementos distintos devem-se aos diferentes números de prótons e, entre átomos do mesmo elemento, pode haver diferença no número de nêutrons. Assim, o que distingue um elemento de outro é o número atômico, e átomos do mesmo elemento podem diferenciar quanto ao número de massa.
Você já parou para pensar como elétrons, prótons e nêutrons estão arrumados no átomo?
Para compreender as propriedades da matéria, não basta saber que ela é formada de átomos e do que os átomos são formados. É preciso saber um pouco mais sobre a estrutura desses átomos, ou seja, saber como as partículas subatômicas fundamentais estão organizadas no átomo. Durante a descoberta das partículas subatômicas, vários modelos foram sugeridos para a estrutura do átomo, ou seja, para a arrumação dessas partículas.
Em 1899, quando já se sabia que os elétrons eram responsáveis por uma fração muito pequena da massa do átomo, Thomson (1856-1940) propôs um modelo para as cargas positivas e negativas. Segundo ele, o átomo era uma esfera carregada positivamente na qual estavam “embebidos” os elétrons. Veja a figura 1.
Figura 1. Representação do modelo atômico de Thomson. 
Fonte:http://www.grupoescolar.com/pesquisa/modelos-atomicos.html
Em 1910, Rutherford (1871-1937) e seus colaboradores, realizaram um experimento cujos resultados estavam em total desacordo com o modelo de Thomson. Tal modelo caiu, e Rutherford propôs, a partir dos dados obtidos experimentalmente, que o átomo consistia de:
Para compreender melhor, veja a Figura 2 que mostra uma representação do modelo nuclear proposto por Rutherford.
 
Fonte: http://goo.gl/Evb0H
A Tabela 1 lista as partículas subatômicas fundamentais com suas respectivas massas e cargas relativas e suas posições dentro do átomo, segundo o modelo de Rutherford.
	MASSAS, CARGAS RELATIVAS E POSIÇÃO
	Partícula
	Massa relativa
	Carga relativa
	Posição
	Próton
	1
	+1
	Núcleo
	Nêutron
	1
	0
	Núcleo
	Elétron
	1/1840
	-1
	Região extranuclear
Tabela 1. Autoria da professora com base em VIVEIROS, 2009.
Segundo Rutherford, prótons e nêutrons estão no núcleo e ocupam um minúsculo volume do átomo. A região extranuclear é principalmente um espaço vazio, e nela estão os elétrons.
Elétrons podem ser retirados ou adicionados aos átomos, formando, respectivamente, íons positivos, chamados cátions, ou íons negativos, chamados ânions. Quando átomos formam íons, estes são do mesmo tipo de átomo que lhes deu origem, pois o número atômico (que é igual ao número de prótons) permanece inalterado. Assim, ao se retirar um elétron (carga negativa) do átomo de sódio, 2311Na+, o qual possui o mesmo número de prótons (Z = 11) e, portanto, o mesmo número atômico que o átomo de origem. Então, o átomo e o íon são do mesmo elemento químico, o sódio (Na). Do mesmo modo, ao adicionar um elétron ao átomo de flúor, 199F, forma-se o íon negativo, 199F-, que contém o mesmo número de prótons e, portanto, o mesmo número atômico do átomo de origem. Assim, ambos são do mesmo elemento químico, o flúor (F).
Leia o artigo publicado na Revista Superinteressante intitulado o incrível salto do elétron.
Por que os elétrons (cargas negativas) num átomo, ao serem atraídos pelos prótons (cargas positivas) não caem no núcleo, onde estão as cargas positivas?
Rutherford (1910), sabia que os elétrons deviam estar em movimento, senão eles seriam puxados para o núcleo e seu modelo não explicaria um átomo estável. Mas, mesmo supondo os elétrons em movimento, o átomo de Rutherford ainda seria instável. Isso porque, pelas leis da física clássica, cargas elétricas em movimento, sob ação de uma força (nesse caso, a força de atração próton-elétron), emitem energia. Assim sendo, os elétrons, partículas carregadas negativamente, acabariam caindo no núcleo. Esse problema foi resolvido, em 1913, por Niels Boh
Por que os elétrons não são atraídos para o núcleo? Para entendermos melhor, explicaremos o modelo atômico de Bohr.
Após Rutherford, em 1910, ter proposto um modelo atômico nuclear, os cientistas imaginavam os átomos como “sistemas solares microscópicos”, nos quais os elétrons giravam em torno do núcleo. Entretanto, havia alguns problemas com essa descrição. Um deles era que a física clássica previa, para um modelo desse tipo, que o elétron (partícula carregada eletricamente) em movimento acelerado perderia energia e cairia no núcleo.
Em 1913, Niels Bohr,com base nas ideias de Rutherford e em informações obtidas a partir dos espectros dos elementos, formulou seu modelo para o átomo de hidrogênio, elemento com apenas 01 (um) elétron. Tal modelo consiste de uma série de postulados os quais podem ser resumidos como segue:
 O elétron no átomo de hidrogênio move-se ao redor do núcleo, numa órbita circular. Só são permitidas órbitas com determinados raios, que correspondem a certas energias definidas. O elétron numa órbita permitida está num estado ou nível de energia permitido. Nesse estado, ele não perde energia e, portanto, não cai no núcleo.
 O elétron só pode mudar de um nível de energia permitido para o outro, também permitido, se ele absorve radiação (sai de um nível para o outro de maior energia) ou emite a radiação absorvida, retornando a um nível de energia mais baixo.
No modelo de Bohr cada órbita permitida é designada por um número inteiro, n, chamado número quântico. O valor de n pode ser, segundo Bohr, qualquer número inteiro, positivo, variando de 1 até infinito. Isso porque somente para esses valores de n encontram-se, matematicamente, dados de energia do elétron que estão de acordo com os obtidos experimentalmente.
Acesse o link e leia um resumo sobre as Teorias de Dalton, de Thomson, de Rutherford e de Bohr.
A órbita de energia mais baixa, n = 1, é aquela mais próxima do núcleo e o único elétron do átomo de hidrogênio está, normalmente, nesse nível de energia.
Quando os elétrons de um átomo se encontram em seus níveis normais de menor energia, diz-se que o átomo está no estado fundamental. Assim, quando o elétron do hidrogênio está no nível n = 1, o átomo de hidrogênio está no seu estado fundamental, ou estado de menor (mais baixa) energia. É importante lembrar que essa é a energia resultante de interações de cargas elétricas, prótons e elétrons. Se essas partículas estão no átomo, a atração prevalece e a energia resultante tem valor negativo.
Quando o elétron do átomo de hidrogênio está no nível de energia n>1, diz-se que o átomo está num estado excitado, um estado de energia mais alto que o fundamental. Nesse estado excitado, o átomo emite energia, o elétron volta para o nível n = 1, e o átomo, ao seu estado fundamental.
Leia o artigo sobre o legado de Niels Bohr.
Esse modelo foi usado, com sucesso, para explicar apenas o átomo de hidrogênio. Mais tarde, surgiu outro modelo com mais sucesso que o de Bohr, pois explica um maior número de fatos. Porém esse modelo mais atual envolve uma matemática mais avançada, que está muito além do nível a que se destina este material didático. Para o nosso propósito, o modelo de Bohr pode ser usado para explicar as propriedades da matéria, sem distorções.
Veremos, agora, a concepção de elétrons nos átomos segundo Bohr.
Para identificar os elétrons de valência de um átomo, basta fazer a distribuição eletrônica nas camadas e verificar quais os elétrons que estão fora da configuração de gás nobre e/ou de camada completa. Isso, claro, não se aplica ao hidrogênio, pois ele só tem 01 (um) elétron. Assim, analisando a Tabela 2, pode-se identificar que o hélio tem configuração de gás nobre, e os elementos do lítio ao flúor têm, respectivamente, de 1 a 7 elétrons de valência. Neônio e argônio são gases nobres, e os elementos do sódio ao cloro têm, respectivamente, de 1 a 7 elétrons de valência. O potássio tem 1, cálcio tem 2, e os elementos escândio até o cobre têm de 3 a 11 respectivamente, elétrons de valência. Do zinco até o bromo, como o nível M está completo, pode-se identificar de 2 a 7 elétrons de valência.
Bohr propôs que o elétron no átomo de hidrogênio só podia estar em certos níveis fixos ou quantizados de energia. Pode-se considerar, com boa aproximação, que o mesmo é válido para os elétrons nos outros átomos.
A partir do que foi visto até aqui, qual seria, segundo Bohr, a configuração eletrônica para os átomos de alumínio (Al), de cloro (Cl) e seus respectivos íons Al3+ e Cl- ? Lembre-se de identificar os elétrons de valência.
Mas como os elétrons estão arrumados nos diferentes átomos? Segundo Bohr, essa arrumação pode ser feita imaginando-se que os diferentes átomos são formados por adição de um elétron de um elétron ao nível de energia apropriado, toda vez que um próton é adicionado ao núcleo.
Para adicionar elétrons nos átomos, no nível de energia apropriado, Bohr propôs o seguinte:
Somente um número fixo de elétrons pode estar numa dada órbita. Esse número, segundo Bohr, é dado pela fórmula 2n2, onde n é igual ao número de órbita ou nível de energia. Assim, o número máximo de elétrons no primeiro nível, n = 1, o de menor energia, é 2 x 12 = 2; no segundo, n = 2, é 2 x 22 = 8; no terceiro, n = 3, é 2 x 32 = 18, e assim por diante;
O nível mais externo não pode ter mais do que oito elétrons.
Para representar a configuração dos elétrons nos átomos, usa-se um número (que corresponde ao valor de n) ou uma letra, simbolizando o nível de energia e, como sobrescrito à direita, um número que indica a quantidade de elétrons naquele nível. As letras usadas para os respectivos valores de n são:
Elétrons de valência são os elétrons que estão em níveis mais distantes do núcleo. É importante ressaltar que eles estão fora da configuração de gás nobre e são mais energéticos.
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	7
	8...
	K
	L
	M
	N
	O
	P
	Q
	R...
A sequência acima apresenta as configurações eletrônicas, segundo Bohr, em ordem crescente de número atômico. As configurações apresentadas foram organizadas do seguinte modo:
HIDROGÊNIO, com número atômico igual a 1, tem apenas 1 elétron e, no seu estado fundamental, esse elétron está no primeiro nível de energia, n = 1, o qual é simbolizado pela letra K;
Os elétrons do HÉLIO estão também no primeiro nível de energia, K, pois esse nível pode ter até 2 elétrons;
LÍTIO, com três elétrons, tem uma configuração com dois elétrons na camada K e o terceiro na L, o segundo nível em ordem crescente de energia;
A partir do BERÍLIO até o NEÔNIO, os elementos apresentarão dois elétrons na camada K e, respectivamente, 2, 3, até 8 elétrons na camada L, quando atinge o número máximo de elétrons nessa camada;
SÓDIO, com 11 elétrons, tem 2 e 8 elétrons nas camadas K e L, respectivamente, e 1 elétron na camada M, terceiro nível de energia;
Todos os elementos a partir do MAGNÉSIO até o ARGÔNIO apresentarão 2 e 8 elétrons nas camadas K e L, respectivamente, e de 2 até 8 elétrons na camada M;
Quando 19 elétrons estão presentes, como no átomo de POTÁSSIO, o primeiro nível de energia tem 2 elétrons, o segundo tem 8 e o terceiro poderia ter 9 se não fosse o nível mais externo. Para acomodar 19 elétrons, há duas possibilidades: K2, L8, M9 ou K2, L8, M8, N1. A primeira possibilidade viola o requisito de não poder ter mais que oito elétrons no nível mais externo, requisitando esse proposto por Bohr a partir das evidências experimentais.
Assim, a configuração do potássio é K2, L8, M8, N1 ou [Ar] N1.
A configuração do CÁLCIO é K2, L8, M8, N2 em vez de K2, L8, M8, N1, pois 2 elétrons no mível mais externo e 8 no penúltimo é uma situação mais estável que 1 e 9, respectivamente. Dados experimentais fundamentam essa proposta de configuração para o CÁLCIO;
Do ESCÂNDIO até o ZINCO, dez elétrons são colocados, gradativamente, de modo a completar a camada M, que comporta até 18 elétrons.
As configurações eletrônicas com oito elétrons na última camada, além daquela do elemento de número atômico 2, são mais estáveis. Analisando a tabela 1.2, é possível identificar quatro elementos com configuração desse tipo: hélio (nº atômico = 2), neônio, argônio e criptônio, que são conhecidos, juntamente com xenônio e radônio, como gases nobres.
Tabela 2. Configuração eletrônica dos átomos, segundo Bohr. (VIVEIROS, 2009)
* Configuração de camada completa, pois as três camadas K, L, M, estão com o número máximo de elétrons permitidos, 2, 8 e 18.
	CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS, SEGUNDO BOHR
	Elemento
	Nº AtômicoConfiguração Eletrônica
	Hidrogênio
	1
	K1
	Hélio
	2
	K2 = [He]
	Lítio
	3
	K2, L1 ou [He] L1
	Berílio
	4
	K2, L2 ou [He] L2
	Boro
	5
	K2, L3 ou [He] L3
	Boro
	5
	K2, L3 ou [He] L3
	Carbono
	6
	K2, L4 ou [He] L4
	Nitrogênio
	7
	K2, L5 ou [He] L5
	Oxigênio
	8
	K2, L6 ou [He] L6
	Flúor
	9
	K2, L7 ou [He] L7
	Neônio
	10
	K2, L8 = [Ne]
	Sódio
	11
	K2, L8, M1 ou [Ne] M1
	Magnésio
	12
	K2, L8, M2 ou [Ne] M2
	Alumínio
	13
	K2, L8, M3 ou [Ne] M3
	Silício
	14
	K2, L8, M4 ou [Ne] M4
	Fósforo
	15
	K2, L8, M5 ou [Ne] M5
	Enxofre
	16
	K2, L8, M6 ou [Ne] M6
	Cloro
	17
	K2, L8, M7 ou [Ne] M7
	Argônio
	18
	K2, L8, M8 = [Ar]
	Potássio
	19
	K2, L8, M8, N1 ou [Ar] N1
	Cálcio
	20
	K2, L8, M8, N2 ou [Ar] N2
	Escândio
	21
	K2, L8, M9, N2 ou [Ar] M1, N2
	Titânio
	22
	K2, L8, M10, N2 ou [Ar] M2, N2
	Vanádio
	23
	K2, L8, M11, N2 ou [Ar] M3, N2
	Crômio
	24
	K2, L8, M12, N2 ou [Ar] M4, N2
	Manganês
	25
	K2, L8, M13, N2 ou [Ar] M5, N2
	Ferro
	26
	K2, L8, M14, N2 ou [Ar] M6, N2
	Cobalto
	27
	K2, L8, M15, N2 ou [Ar] M7, N2
	Níquel
	28
	K2, L8, M16, N2 ou [Ar] M8, N2
	Cobre
	29
	K2, L8, M17, N2 ou [Ar] M9, N2
	Zinco
	30
	K2, L8, M18, N2 ou *[Ar] M10, N2
	Gálio
	31
	K2, L8, M18, N3 ou *[Ar] M10, N3
	Germânio
	32
	K2, L8, M18, N4 ou *[Ar] M10, N4
	Arsênio
	33
	K2, L8, M18, N5 ou *[Ar] M10, N5
	Selênio
	34
	K2, L8, M18, N6 ou *[Ar] M10, N6
	Bromo
	35
	K2, L8, M18, N7 ou *[Ar] M10, N7
	Criptônio
	36
	K2, L8, M18, N8 ou *[Ar] M10, N8 = [Kr]
No estudo da química, os elétrons mais importantes são os mais energéticos, ou seja, aqueles que estão em níveis mais distantes do núcleo. Isso porque são eles os envolvidos quando os átomos interagem uns com os outros para formar espécies poliatômicas. Essa importante observação foi feita por G. N. Lewis (1875-1946), e tais elétrons vieram a ser conhecidos como elétrons de valência.
O modelo de Bohr, apesar de só explicar as propriedades do átomo de hidrogênio, pode ser usado, num nível simples e sem distorções, para entender as propriedades das substâncias.
AULA 02 - Tabela Periódica
Certamente você já conhece a tabela periódica. Hoje vamos estudá-la em detalhes.
Ao analisar a Tabela Periódica, você pode fazer algumas perguntas, tais como:
Por que em quase todos os livros de química existe uma Tabela Periódica?
Por que o nome da tabela é “Periódica”?
Por que ela é arrumada desse jeito?
O que é preciso ver nessa tabela?
Por volta de 1865, como resultado de trabalhos dos cientistas, já se conheciam as propriedades de aproximadamente 63 dos mais de 110 elementos químicos hoje conhecidos. À medida que os elementos foram sendo encontrados e suas propriedades estudadas, tornou-se necessário organizar esses dados de um modo útil, que ajudasse a identificar similaridade, diferenças e tendências entre eles. Um modo simples e prático de fazer isso é por meio de uma tabela. A Tabela Periódica é, portanto, um instrumento muito útil para organizar e relembrar fatos químicos! Nela, os mais de 110 elementos estão arrumados obedecendo a certa ordem, de modo a facilitar a comparação e o entendimento de suas propriedades.
Como encontrar e ver ordem entre os elementos?
Para encontrar e ver ordem entre os elementos devem-se ter algumas informações sobre eles. A Tabela 2.1 mostra algumas propriedades de 20 elementos. As propriedades escolhidas foram as seguintes:
Veja agora a tabela:
	ALGUMAS PROPRIEDADES DE 20 ELEMENTOS
	Elemento
	Nº Atômico
	Propriedades
	Hidrogênio (H)
	1
	Gás incolor; não metal; reativo
	Hélio (He)
	2
	Gás incolor; não metal; não reativo
	Lítio (Li)
	3
	Sólido; metal; muito reativo
	Berílio (Be)
	4
	Sólido; metal; menos reativo que Li
	Boro (B)
	5
	Sólido; não metal; não muito reativo
	Carbono (C)
	6
	Sólido; não metal; não reativo à temperatura ambiente
	Nitrogênio (N)
	7
	Gás incolor; não metal; não muito reativo
	Oxigênio (O)
	8
	Gás incolor; não metal; reativo
	Flúor (F)
	9
	Gás amarelo-esverdeado; não metal; muito reativo
	Neônio (Ne)
	10
	Gás incolor; não metal; não reativo
	Sódio (Na)
	11
	Sólido; metal; muito reativo
	Magnésio (Mg)
	12
	Sólido; metal; menos reativo que Na
	Alumínio (Al)
	13
	Sólido; metal; menos reativo que Mg
	Silício (Si)
	14
	Sólido; não metal; não muito reativo
	Fósforo (P)
	15
	Sólido; não metal; reativo
	Enxofre (S)
	16
	Sólido amarelo; não metal; moderadamente reativo
	Cloro (Cl)
	17
	Gás verde; não metal; muito reativo
	Argônio (Ar)
	18
	Gás incolor; não metal; não reativo
	Potássio (K)
	19
	Sólido; metal; muito reativo
	Cálcio (Ca)
	20
	Sólido; metal; menos reativo que K
(Tabela 2.1. Fonte: JOESTEN, M. D. e WOOD, J. L. “World of Chemistry”, 1996.)
Por meio de uma análise das informações citadas na Tabela 2.1, podem-se verificar algumas semelhanças e tendências nas propriedades desses elementos. Por exemplo, o caráter metálico varia do seguinte modo, em ordem crescente de número atômico: diminui do lítio até o neônio, aumenta no sódio, diminui do sódio até o argônio e volta a aumentar no potássio. Observa-se também que o lítio, sódio e potássio, com números atômicos variando de oito em oito (3, 3+8 = 11, 11+8 = 19), apresentam propriedades semelhantes, e que o mesmo acontece com berílio (4), magnésio (12) e cálcio (20).
A necessidade de organizar as informações referentes ao comportamento dos elementos e as similaridades e diferenças encontradas nas suas propriedades foi o ponto de partida para a elaboração da Tabela Periódica.
Saiba mais acessando esta tabela periódica interativa. Esta animação possibilita, através da escolha de um elemento específico, visualizar sua propriedades, tais como: número atômico, massa atômica, eletronegatividade e a distribuição dos elétrons.
Entenda um pouco sobre a história da Tabela Periódica
Em que se baseia a Tabela Periódica atual?
Com as informações fornecidas por Mendeleev em 1869 e por outros cientistas, com a descoberta das três partículas fundamentais (prótons, nêutrons e elétrons) dos átomos e também com dados sobre outros elementos que foram sendo descobertos, hoje se tem uma lei periódica muito útil: quando os elementos estão arrumados na ordem crescente de seus números atômicos, suas propriedades mostram tendências repetitivas. Você pode, agora, entender o porquê do nome Tabela Periódica: nessa tabela os elementos estão arrumados a partir da observação de que muitas de suas propriedades tendem a se repetir, com certa periodicidade, à medida que varia o número atômico. Então, para construir uma tabela de acordo com a lei periódica, basta enfileirar os elementos horizontalmente, em ordem crescente de seus números atômicos. Toda vez que encontrar um elemento com propriedades semelhantes a um que já foi arrumado, deve-se começar uma nova fileira. Desse modo, as colunas (linhas verticais) conterão elementos com propriedades semelhantes e, nas fileiras (linhas horizontais), as propriedades variam gradativamente.
Os elementos podem ser classificados como elementos representativos ou como elementos de transição. Os elementos classificados como representativos são os dos grupos: 1, 2, 12, 13, 14, 15, 17, 18. Os dos demais grupos são classificados como de transição.
O hélio é colocado no topo do Grupo 18. Ele e os outros elementos desse grupo são conhecidos como gases nobres. Uma característica comum entre os gases nobres é que eles apresentam dois (só no caso do hélio) ou oito elétrons na camada mais externa. Esses dois arranjos eletrônicos nessa camada são os mais estáveis. Entretanto, para o caso de dois elétrons, essa maior estabilidade só acontece quando a camada está completa, o que ocorre apenas no hélio. Outros elementos apresentam dois elétrons na camada mais externa como, por exemplo, aqueles do Grupo 2, mas esse camada não está completa e, portanto, esseselementos não são classificados como gases nobres. 
Acesse mais informações sobre o elemento Hélio (He).
Propriedades Periódicas
São aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, assumem valores crescentes ou decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se periodicamente.
Algumas propriedades periódicas são raio atômico, energia de ionização, eletronegatividade, propriedades físicas, etc.
Raio Atômico
Se imaginarmos os átomos como se fossem esferas, podemos caracterizar cada um pelo seu raio – o raio atômico. Raios atômicos são determinados por técnicas experimentais tais como difração de raios-X. Eles são expressos em angstrons (Å, 10-10 m), nanômetros (nm, 10-9 m) ou picometros (pm, 10-12 m). Os dados experimentais mostram que, em geral, os tamanhos dos átomos tendem a aumentar descendo um grupo e a diminuir, da esquerda para a direita, ao longo de um período. Mas por que o raio atômico varia desse modo? Para entender esse fato, basta considerar as configurações dos átomos segundo Bohr.
Pode-se começar analisando a tendência ao longo de um grupo: os átomos tornam-se maiores (seus raios aumentam) descendo um grupo. Foi visto que as configurações eletrônicas, segundo Bohr, do lítio (Li), sódio (Na) e potássio (K), todos elementos do grupo 1, são as seguintes:
A tabela periódica atual tem muitas formas, mas todas construídas a partir da mesma lei periódica; o que muda basicamente é o critério de numeração das colunas. Em 1984, a União Internacional de Química Pura e Aplicada (International Union of Pure and Applied Chemistry – IUPAC) recomendou o formato apresentado aqui, na primeira página. Essa foi uma tentativa da IUPAC para uniformizar o modelo, pois, nas versões anteriores, aparecem dois tipos de símbolos para os grupos: por exemplo, o grupo 1 é representado por 1A e por IA, o grupo 3 por 3B e IIIB, ou seja, há uma numeração em algarismo arábico, e outra, em romano. Além disso, os europeus usam outra convenção que numera as colunas de 1A até 8A (essa inclui os grupos 8, 9, e 10) e então de 1B até 8B; assim, o grupo 17 é designado pelos europeus como 7B em vez de 7A. Mas, em todas as formas propostas há uma fileira de colunas, como em toda tabela. As fileiras são chamadas de períodos, e as colunas, de grupo. Qualquer que seja a forma, há sempre 7 períodos e 18 grupos, e os elementos de cada grupo ou período são os mesmos.
Li = K2L1
Na = K2L8M1
K = K2L8M8N1
Uma das consequências do modelo de Bohr em 1913 é que as camadas tornam-se maiores (mais distantes do núcleo) quando n aumenta. Portanto, potássio, com seu elétron de valência na camada N, n = 4, é maior que o sódio (camada M, n = 3), que é maior que lítio (camada L, n = 2). Descendo um grupo, os elétrons de valência vão estar em camadas maiores, cada vez mais distantes do núcleo, tornando assim o tamanho do átomo maior: isso explica a tendência de aumento do raio descendo um grupo.
E a tendência ao longo do período? De modo geral, os átomos tornam-se menores! Consideramos as configurações eletrônicas dos elementos lítio (Li), berílio (Be), boro (B) e carbono (C), todos do período 2.
Li = K2L1; Be = K2L2; B = K2L3; C = K2L4
A tabela periódica não é uma panaceia para o químico. Ela é um importante meio de interligar e correlacionar as propriedades dos elementos. Ela é uma referência de fácil acesso para consulta de símbolos, configurações eletrônicas, massas e números atômicos dos elementos. É também, uma rica fonte de informações: ao analisá-la, podem-se obter informações sobre semelhanças, diferenças e tendências nas propriedades dos elementos.
Para esses elementos e outros elementos desse período (N, O e F), todos os elétrons de valência estão no nível n = 2. Portanto, levando em conta apenas o nível, os tamanhos desses átomos deveriam ser mais ou menos os mesmos. Entretanto, deve-se observar que, ao longo de um período, da esquerda para a direita, adicionada torna o núcleo mais positivo, e o elétron na camada de valência e um próton ao núcleo. O próton adicionado torna o núcleo mais positivo, e o elétron adicionado torna a camada de valência mais negativa. Como o nível não varia, esse aumento das cargas resulta num aumento das forças atrativas entre núcleo e elétrons (cargas elétricas de sinais opostos) e, portanto, na diminuição do tamanho do átomo.
Energia de Ionização
É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso.
X (g) + Energia -> X+(g) + e-
No grupo (vertical) átomo apresenta uma maior tamanho, logo sua energia de ionização será menor, pois está distante do núcleo. Já no período (horizontal) o átomo é menor, pois apresenta grande quantidade de elétrons, se aproximando do núcleo, logo sua energia será maior.
AULA 03 - Ligação Química
Não é fácil definir ligação química! Historicamente, a principal dificuldade estava em entender a natureza da interação dos átomos nas espécies poliatômicas. Hoje ligação química pode ser definida como uma força resultante das interações eletrostática de elétrons (carga negativa) e núcleos (carga positiva) de dois átomos. Algumas dessas interações são atrativas – núcleo e elétrons de átomos distintos se atraem - enquanto outras são repulsivas – os núcleos dos dois átomos se repelem, e os elétrons também. A intensidade dessa força, ou seja, da ligação, depende principalmente das configurações eletrônicas dos níveis mais externos dos átomos.
A Figura 3.1 mostra um esquema das forças de atração e repulsão entre dois átomos iguais.
Como se forma uma ligação química?
Um modelo muito simples e adequado para explicar como se forma uma ligação química baseia-se nas interações eletrostáticas de elétrons e núcleos de átomos distintos. Elétrons, cargas negativas, e núcleos, cargas positivas, se atraem e essa atração aumenta à medida que dois átomos se aproximam. Mas elétrons e núcleo-núcleo repelem-se, e essa repulsão também aumenta à medida que os dois átomos se aproximam. Como as forças atrativas a longa distância são mais intensas que as repulsivas, os átomos se aproximam. Essas forças tornam-se cada vez mais intensas à medida que a distância diminui. Entretanto, a partir de certo ponto, as forças repulsivas intensificam-se numa proporção maior e se tornam tão fortes quanto às atrativas. A distância ótima entre dois átomos ocorre quando as forças se igualam. Nesse ponto, a energia do sistema atinge seu valor mais baixo, mais negativo, e se diz que se formou uma ligação química entre os átomos. Essa distância ótima, na qual as forças atrativas e repulsivas se igualam é chamada comprimento de ligação. As Figuras 3.2 apresentam um esquema da interação de dois átomos iguais e diferentes, respectivamente, formando uma ligação química de acordo com o modelo citado.
Devem-se notar alguns aspectos importantes nesse modelo de formação da ligação química:
Ao formarem uma ligação química, os átomos compartilham elétrons de valência (sobre elétrons de valência). Eles (os átomos) se mantêm unidos por atração entre núcleos e esses elétrons compartilhados.
Na Figura 3.2, os elétrons compartilhados foram colocados entre os dois núcleos, para indicar que é nessa região que eles ficam a maior parte do tempo. Mas eles também podem estar, em determinados instantes, em outras regiões, como representado na Figura 3.3.>
 O processo de formação de ligação ocorre com liberação de energia, ou seja, é exotérmico, pois, na distância ótima, a energia do sistema atinge seu valor mais baixo, isto é, mais negativo. É preciso lembra que: I) a energia total de um sistema é a soma das energias cinética, devido ao movimento das partículas, e potencial, devido às interações eletrostáticas; II) o valor da energia potencial é negativo e que, quanto mais forte são as atrações, mais negativo ele é. Isso significa dizer que, quando os átomos estão separados a energia do sistema é mais alta (menos negativa) do que quando ligados. Então, para separar ou dissociar átomos ligados, é preciso fornecer energia, a qual é denominada energiade ligação. Esse processo de separação é, portanto, endotérmico. A energia. A energia de ligação tem, pois, o mesmo valor que é liberado na formação da ligação, mas de sinal oposto.
Quando os elétrons compartilhados concentram-se na região internuclear, a ligação assim formada é chamada de covalente.
Como ficam os elétrons quando átomos se ligam?
Se os átomos são iguais, os elétrons compartilhados são igualmente atraídos por ambos os núcleos, mas, se eles são diferentes, um deles atrairá esses elétrons mais fortemente do que o outro. Nesse caso, os elétrons compartilhados ficarão mais próximos do átomo que os atraí com maior intensidade. Assim, esse átomo ficará com uma maior densidade eletrônica em torno dele do que o outro, ou seja, ficará mais negativo.
A ligação formada pelo compartilhamento de elétrons entre átomos diferentes é chamada covalente polar. Isso porque nessa ligação formam-se pólos: um pólo negativo no átomo que atrai mais fortemente os elétrons da ligação e um positivo, no outro. Esses pólos são cargas parciais, menores que +1 e -1, e são representados pela letra grega δ (delta), sendo δ+ para o pólo positivo e δ- para o negativo. A ligação covalente polar é, pois um dipolo e é representada conforme mostra a Figura 3.4.
Na formação da ligação covalente os átomos participantes podem compartilhar um ou mais pares de elétrons. A ligação formada pelo compartilhamento de um par de elétrons é denominada ligação covalente simples, e aquela formada por mais de um par, ligação múltipla (dupla, se dois, tripla, se três). Cada par de elétrons compartilhado é representado por um traço entre os dois átomos e, portanto, devem-se colocar tantos traços entre os átomos quantos forem esses pares.
Um pouco mais sobre o compartilhamento de elétrons.
Uma característica da ligação covalente, seja polar ou apolar, é que os elétrons compartilhados estão fortemente atraídos por ambos os átomos e, portanto, têm pouca mobilidade. Mesmo os elétrons não-ligantes estão fortemente atraídos pelos respectivos átomos aos quais pertencem; eles ficam concentrados em torno desses átomos. Átomos que se ligam via ligação covalente são aqueles que possuem alta relação carga nuclear/ raio atômico. Assim, substâncias formadas por átomos ligados covalentemente, em geral, não conduzem a corrente elétrica, pois não possuem cargas com mobilidade suficiente para tal fim.
Se a atração entre núcleos dos átomos e os elétrons por eles compartilhados é muito fraca, ou seja, se os átomos apresentam baixa relação carga nuclear/ raio atômico, os elétrons não ficarão concentrados nem na região internuclear nem em qualquer outra região. Eles ficam deslocalizados por todos os átomos e, como são fracamente atraídos pelos núcleos, movimentam-se com muita facilidade. A ligação assim formada é chamada metálica. Então, nos metais, admite-se que os elétrons de valência dos átomos estão deslocalizados por todos eles.
Muitas das propriedades dos metais, por exemplo, a condutividade elétrica, podem ser explicadas por meio desse modelo, ou seja, admitindo-se a deslocalização dos elétrons da valência dos átomos formadores.
Se por outro lado, um átomo atrai tão fortemente o par de elétrons compartilhado que o outro, ou seja, se um átomo tem alta, e o outro tem baixa relação carga nuclear/ raio atômico, pode acontecer de o par compartilhado ficar muito mais próximo de um que de outro. O valor de δ- é próximo de -1 e o de δ+ é aproximadamente +1. Nesses casos, a partir das propriedades da substância, admite-se que se formaram íons, positivos e negativos, e que eles são mantidos juntos por atração eletrostática entre suas cargas (+ e-). Essa ligação é chamada de iônica. Mas, o que determina a formação da ligação iônica são as energias envolvidas na formação dos íons e a energia liberada na interação desses íons. Os compostos assim formados, embora apresentem íons (partículas carregadas eletricamente) na sua composição, não conduzem a corrente elétrica na fase sólida, mas apenas quando fundidos. É que no estado sólido, os íons formadores estão atraindo-se fortemente de modo que a mobilidade é baixa.
ENCERRAMENTO
Resumo da Unidade
Os modelos são desenvolvidos através de relações filosóficas ou experimentais, sendo assim, a partir das ideias ocorrem a organização vistas na construção da tabela periódica. Dessa forma, ocorre o entendimento da formação das ligações químicas.
UNIDADE 02 – A química no meio que vivemos
INTRODUÇÃO
A geometria molecular é caracterizada pelo arranjo espacial da molécula. Diante disto ocorrem as repulsões e atrações dos elétrons, o que caracteriza as forças intermoleculares. Dependendo do meio as reações poderam ocorrer ou não. Essa unidade tem a importância de mostrar para você o comportamento das reações químicas.
Aqui você entenderá um pouco dos princípios para que ocorra uma reação química, iniciando com a geometria molecular, as forças intermoleculares que atraem essas moléculas e o meio no qual poderá ocorrer essas reações. Partindo assim, para o entendimento da geometria molecular, as forças intermoleculares e as funções inorgânicas (ácidos, bases, sais e óxidos).
A química está presente ao nosso redor, seja ela caracterizada como ácido, base, sal ou óxido. O ácido é amplamente utilizado no dia-a-dia, principalmente como medicamentos ou como refrigerante, como é o caso do gás carbônico caracterizado como um óxido ácido.
Refletindo acerca da charge apresentada, qual o sentido de se estudar a substâncias ácidas?
AULA 01 – Geometria Molecular
Segundo Chang (2010) a geometria molecular é o arranjo tridimensional dos átomos em uma molécula. A geometria de uma molécula influencia muitas de suas propriedades físicas e químicas, como pontos de fusão e de ebulição, densidade e tipos de reações em que a molécula participa. Em geral, os comprimentos de ligação e os ângulos entre ligações têm que ser determinados experimentalmente. Contudo, existe um procedimento simples que nos permite prever com considerável sucesso a geometria global de uma molécula ou íon, se soubermos qual é o número de elétrons ao redor do átomo central na sua estrutura de Lewis. Este procedimento baseia-se na hipótese de que os pares de elétrons da camada de valência de um átomo se repelem mutuamente.
Em uma ligação covalente, um par de elétrons, comumente denominado par ligante, é responsável por manter dois átomos unidos. Contudo, em uma molécula poliatômica, na qual há duas ou mais ligações entre o átomo central e aqueles que o rodeiam, a repulsão entre elétrons de diferentes pares ligantes, faz com que estes tendam a ficar o mais afastados possível uns dos outros. A geometria que a molécula acaba de adotar é aquela que minimiza essa repulsão. Essa abordagem ao estudo da geometria molecular é designada Modelo de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (RPECV) porque procura explicar o arranjo geométrico dos pares eletrônicos em torno de um átomo central em termos da repulsão eletrstática entre pares de elétrons.
Com esse modelo em mente, podemos prever a geometria de moléculas (e íons) de modo sistemático. Para isso, é conveniente dividir as moléculas em duas categorias, com base na presença ou na ausência de pares de elétrons isolados no átomo central.
Veja alguns exemplos de Geometria Molecular.
Regras para aplicação do modelo RPECV
Tendo estudado as geometrias das moléculas com base em duas categorias: (átomo central com pares isolados ausentes e pares isolados presentes), vamos agora considerar algumas regras úteis para a aplicação do modelo RPECV a todos os tipos de moléculas:
Escreva as estrutura de Lewis da molécula, considerando apenas os pares de elétrons que estão ao redor do átomo central (ou seja, daquele átomo que possui outros átomos ligados a ele).
Conte o número de elétrons ao redor do átomo central (pares ligantes e pares isolados). Trate as ligações duplas e triplas da mesma maneira que trata as ligações simples. Com o auxílio da Tabela 1.1 é possívelentão, prever o arranjo espacial global dos pares de elétrons.
 Ao prever ângulos de ligação, lembre que as repulsões entre um par isolado e outro par isolado, ou entre um par isolado eum par ligante, são maiores do que a repulsão entre dois pares ligantes. Em geral, não é fácil prever com exatidão os valores dos ângulos de ligação quando o átomo central possui um ou mais pares isolados.
Você sabia que de acordo com as diposições dos átomos no espaço podemos ter a formação do grafite ou do diamante? Reflita e interaja no Forum a sua resposta.
O modelo RPECV permite prever com alguma segurança as geometrias de um grande número de estruturas moleculares. Os químicos recorrem a esse modelo pela sua simplicidade. Embora existam questionamentos teóricos sobre o fato de que a “repulsão entre pares de elétrons” determina o formato das moléculas, a suposição de que o modelo funciona conduz a previsões úteis (e, geralmente, confiáveis).
O momento de dipolo nas moléculas diatômicas, a diferença de eletronegatividade dos átomos que estão ligados dá origem a uma ligação polar e a um momento de dipolo. O momento de dipolo de uma molécula com três ou mais átomos depende tanto da polaridade das ligações quanto da geometria molecular.
Veja a tabela abaixo sobre a geometria de moléculas com e sem pares de elétrons livres:
 
Qual a importância da geometria molecular para o estudo ambiental?
AULA 02 – Forças Intermoleculares
Segundo Viveiros (2009), as intensidades das forças intermoleculares variam muito de acordo com o tipo de substâncias e elas são bem mais fracas do que as chamadas ligações químicas. Por exemplo, para separar as moléculas H2O umas das outras, ao vaporizar a água líquida, necessita-se de 40,7 kJ/mol, mas a energia necessária para dissociar H2O em H e OH, ou seja, para separar átomos H e O que estão unidos via ligação química na molécula de água, é de 464 kJ/mol. As forças intermoleculares são consideradas como interações físicas, pois suas intensidades não são suficientemente altas para modificarem as propriedades das substâncias. Em geral, não ultrapassam 60 kJ/mol. Assim, o termo força intermolecular será aqui usado não no seu significado literal, mas, sim, para designar interações de intensidades na faixa de ~0,05 a ~60 kJ/mol, independentemente do tipo de partícula, se átomos, moléculas ou íons.
A palavra “intermolecular” significa “entre moléculas” e, portanto, literalmente é correto dizer que forças intermoleculares são forças que atuam entre moléculas. Como moléculas são formadas de átomos, elas apresentam na sua constituição partículas positivas (prótons) e negativas (elétrons) e, por isso, interagem eletrostaticamente umas com as outras. Logo, podem-se definir forças intermoleculares como forças de natureza eletrostática (atrações e repulsões) que atuam entre moléculas.
Qual é a origem das forças intermoleculares?
As forças intermoleculares, também conhecidas como forças de Van Der Waals, são atrações eletrostáticas entre moléculas ou entre moléculas e íons. Como íons são partículas carregadas eletricamente e moléculas apresentam dipolos – cargas parciais positivas e negativas -, as forças intermoleculares resultam da atração entre íons e dipolos ou entre os próprios dipolos. O pólo positivo e o negativo de um dipolo são representados como δ+ e δ-, respectivamente, onde a letra grega δ (delta) indica que as cargas parciais, ou seja, menores que 1.
As intensidades das forças intermoleculares, como ocorre com toda força de caráter eletrostático, dependem das cargas e das distâncias entre essas cargas. Assim, as forças intermoleculares são mais fortes quanto das cargas e das distâncias entre essas cargas. Assim, as forças intermoleculares são mais fortes quanto maiores forem os valores das cargas elétricas e menor for a distância entre elas.
O que se entende por moléculas polares e apolares?
Acesse o link e aprofunde a leitura sobre interações intermoleculares.
O que se entende por moléculas polares e apolares?
Para saber se uma molécula é polar ou não, é preciso conhecer o seu momento de dipolo (µ). Esse é um dado experimental e é definido como produto das cargas parciais, positiva e negativa, pela distância entre elas. Sua unidade é o debye, D. Se a molécula apresenta um valor de µ ≠ 0, é porque ela tem um dipolo permanente e ela é considerada uma molécula polar. Quanto maior o valor de m, mais polar é a molécula. Por exemplo, H2O, que possui µ = 1,85 D, é uma molécula polar (µ ≠ 0) e é mais polar que NH3, cujo valor de µ é 1,47 D. Se a molécula tem um valor de µ igual a zero, é porque ela não tem dipolo permanente e é considerada apolar.
Quando a polaridade de uma molécula é determinada experimentalmente, tem-se o seu momento de dipolo, que é simbolicamente representado por uma seta orientada, por convenção, no sentido do pólo negativo:
O comprimento da seta indica a intensidade do dipolo: quanto maior o valor do momento de dipolo, mais comprida é a seta e, claro, mais polar é a molécula. Na física essas setas são conhecidas como vetores. Assim, além da intensidade (valor numérico), representado pelo comprimento da seta, um vetor tem uma direção e um sentido. Então, os momentos de dipolo das moléculas H2O (1,85 D) e de NH3 (1,47 D), podem ser representados como:
A seta que representa o momento de dipolo da molécula da água é mais comprida que aquela da amônia, pois o valor do momento de dipolo da água é maior que o da amônia.
Qual a origem da polaridade molecular?
Os átomos numa molécula estão ligados via ligação covalente, ou seja, através da atração entre prótons (cargas positivas) e elétrons compartilhados (cargas negativas). Essas interações são de caráter eletrostático e dependem, como já foi dito, das intensidades das cargas e da distância entre elas.
Segundo Viveiros (2009), átomos têm números atômicos característicos e, por isso, têm cargas nucleares (número de prótons), quantidade de elétrons e configurações eletrônicas distintas. Assim sendo, as atrações entre núcleos dos átomos e os elétrons de uma ligação diferem de acordo com o número atômico. Quanto maior a carga nuclear e menor o tamanho do átomo mais fortemente ele atrairá os elétrons da ligação. Esse átomo, então ficará com uma densidade de carga negativa maior que o outro ao qual está ligado. Isso pode ser representado do seguinte modo:
O átomo B atrai os elétrons da ligação, representados por um traço ( ), mais fortemente que A. por isso B fica com uma densidade negativa (representada por δ-) maior que A (representata por δ+).
Assim, as ligações entre átomos distintos são dipolos, com o polo negativo no elemento que atrai mais fortemente os elétrons da ligação. Como já foi visto, dipolos são representos por setas como já mostrado na unidade 1. Para moléculas diatômicas no estado gasoso, o momento de dipolo é uma indicação direta da polaridade da ligação e também da molécula. Portato, moléculas diatômicas de átomos diferentes são polares.
Para moléculas com mais de dois átomos, o momento de dipolo depende também da sua forma, ou seja, das suas geometrias. A figura 2.1 ilustra o efeito da geometria molecular sobre o momento de dipolo.
Analisando a Figura 2.1 pode-se dizer o seguinte:
Em ambas as moléculas, H2O e CO2, existem duas ligações que são dipoles e estão representados pelas setas.
Na molécula a H2O as setas que representam os dipoles não têm a mesma direção, na molécula CO2 elas têm a mesma direção, mas os sentidos opostos.
Em cada molécula os dipoles das respectivas ligações têm as mesmas intensidades.
Na molécula H2O, a adição dos vetores que representam os dipoles das ligações dá um vetor resultante µr ≠ 0, ou seja, um momento de dipolo diferente de zero.
Na molécula de CO2, a soma dos vetores das ligações é zero, ou seja, os vetores se anulam e o momento de diplo dessa molécula é zero.
Na molécula H2O as setas que representam os dipoles não têm a mesma direção, na molécula CO2 elas têm a mesma direção,mas os sentidos opostos.
Como a molécula de H2O tem um momento de dipolo resultante diferente de zero, ela é polar, enquanto CO2, com momento de dipolo resultante igaul a zero, é apolar. O dipolo da molécula, chamado dipolo molecular, é resultante dos dipolos das ligações entre os átomos que formam a molécula e depende, portanto, dos tipos de átomos ligados e da geometria molecular.
O valor do momento de dipolo molecular define o grau de polaridade da molécula, ou seja, quanto maior ele é mais polar é a molécula. Como já foi dito antes, o valor do momento de dipolo é um dado experimental. Entretanto, pode-se entender porque para algumas moléculas o momento de dipolo é igual a zero e para outras é diferente de zero. Para isso, é preciso analisar a geometria da molécula e os tipos de átomos ligados.
Qual é a origem das forças entre moléculas apolares?
O entendimento do fato de que “moléculas apolares se atraem” é baseado num modelo proposto por Fritz London e J. D. van der Waals. Essas forças atrativas relativamente fracas entre moléculas apolares ficaram conhecidas como forças de London, ou simplismente forças de dispersão. Embora essa interação seja fraca, numa molécula grande pode haver muitas delas e, assim, a atração total pode ser forte. Entretanto, considerando cada interação isoladamente, esse é o tipo de força intermolecular de menor intensidade.
Fonte: http://goo.gl/gbFEuA
O modelo original usado para explicar as forças de London trata cada átomo ou molécula como se fosse uma esfera, na qual estão contidos os elétrons de valência, em movimento constante e ao acaso. Pode-se imaginar, devido ao movimento constante e aleatório dos elétrons, que num dado momento a distribuição desses elétrons na esfera torna-se desbalanceada.
Quando uma região da molécula está com maior concentração de elétrons que outra, nesse dado instante ela terá uma diminuta carga parcial negativa, e o lado oposto, que ficou com baixa densidade eletrônica, estará ligeiramente positivo. No instante seguinte, alguma outra região da molécula pode estar levemente negativa, e o lado oposto, positivo. Essas cargas temporárias são muito pequenas, menores que as cargas δ+ e δ- nas moléculas polares. O constante deslocamento da concentração de elétrons gera cargas parciais temporárias ou dipolos instantâneos, o que permite às moléculas apolares atraírem-se umas às outras.
Para entender melhor o que foi dito sobre forças atrativas entre moléculas apolares, analise a figura.
 
Figura 2.2: Modelo usado para explicar as forças de London. (Fonte: VIVEIROS, 2009)
Polarizabilidade(α) é a capacidade que um átomo ou molécula tem de mudar sua distribuição eletrônica em resposta a um campo elétrico externo (E).
A concentração de elétrons numa região da molécula gera cargas parciais temporárias – dipolos instantâneos – nessa molécula, a qual induz o desbalanceamento de cargas – dipolos induzidos – nas moléculas vizinhas, o que promove a atração entre elas. O resultado é que as moléculas interagem umas com as outras mesmo que não sejam polares. É importante não esquecer que a atração é entre muitas moléculas, e não apenas entre três ou quatro.
Ao estudar as forças de London, alguns aspectos fundamentais são os seguintes:
Os líquidos tendem a assumir os formatos de seus recipientes. A tensão superficial de um líquido é a energia necessária para aumentar a área de sua superfície. Ela se manifesta como ação capilar, responsável pela subida (ou descida) de um líquido em um tubo estreito. Já a viscosidade é a resistência de um líquido a fluir, e sempre diminui com o aumento da temperatura.
Embora interações de moléculas apolares sejam fracas, numa molécula grande, com muitos átomos e, portanto, muitos elétrons, pode haver muitas delas, e a atração total ser forte. Também a molécula pode ser grande porque seus átoos formadores são grandes, e os elétrons de valência estão em níveis mais distantes dos núcleos. Nesse caso, quanto aior o tamanho do nível, menos intensa é a força de atração entre os elétrons de valência e o respectivo núcleo. Assim, a molécula torna-se mais polarizável, ou seja, fica mais fácil de ocorrer a concentração desses elétrons numa região e, portanto, os dipolos instantâneos e induzidos são mais intensos.
As formas espaciais das moléculas influenciam nas intensidades das forças de dispersão. Moléculas mais “compridas” têm mais pontos de contato que aquelas nas esféricas e, portanto, a atração total é maior nas primeiras.
Forças de London existem entre todas as moléculas – apolares e polares. Entre moléculas apolares, existem apenas as forças de London e, entre as polares, existem também as forças dipolares.
Alguns insetos, por exemplo, podem andar sobre a água. Uma lâmina de barbear, se colocada horizontalmente, também flutua na água. Isto se deve à tensão superficial da água: uma propriedade que faz com o líquido se comportem como se tivesse uma membrana elástica em sua superfície. Este fenômeno pode ser observado em quase todos os líquidos, e é o responsável pela forma esférica de gotas ou bolhas do líquido. A razão é que as moléculas de água interagem muito mais fortemente com suas vizinhas do que com as moléculas do ar, na interface.
Dipolo-Dipolo: atrações entre moléculas polares
As forças entre moléculas H2O, como já usada como exemplo, ou entre quaisquer moléculas polares, são resultantes das interações dos dipos moleculares, pois eles apresentam cargas parciais de sinais contrários. Essa é a origem das forças atrativas entre moléculas polares.
As forças entre moléculas polares são denominadas dipolo-dipolo, indicando atrações entre dipolos permanentes de várias moléculas. Como essas forças são de caráter eletrostático, pode-se dizer que quanto maior a intensidade do dipolo e menor a distância entre as cargas parciais, mais fortes a atração entre moléculas.
Forças dipolo-dipolo particulares são encontradas em algumas moléculas onde a região positiva, δ+, está no átomo de hidrogênio. Essas interações recebem o nome de ligação de hidrogênio e, a depender do átomo no qual está o pólo negativo, elas são bem mais fortes que outras forças dipolo-dipolo onde o δ+ está em outro átomo que não o de hidrogênio.
Normalmente esta ligação é realizada sempre entre o hidrogênio e um átomo mais eletronegativo, como flúor, oxigênio e nitrogênio. De um lado, um átomo muito positivo e do outro, um átomo muito negativo. Isto faz com que a atração entre estes átomos seja muito forte. Por isso, em geral são sólidos ou líquidos. Exemplos: H2O, HF, NH3.
Uma consequência das ligações de hidrogênio que existem na água é a sua elevada tensão superficial. As moléculas que estão no interior do líquido atraem e são atraídas por todas as moléculas vizinhas, de tal modo que as essas forças se equilibram. Já as moléculas da superfície só são atraídas pelas moléculas de baixo e dos lados. Consequentemente, essas moléculas se atraem mais fortemente e criam uma película parecida com uma película elástica na superfície da água. Este fenômeno ocorre com todos os líquidos, mas com a água, acontece mais intensamente. A tensão superficial explica alguns fenômenos, como por exemplo, o fato de alguns insetos caminharem sobre a água e a forma esférica das gotas de água.
O conhecimento das forças intermoleculares em sua opinião contribui para algo? 
Exemplifique a sua resposta.
AULA 03 - Funções Inorgânicas 
Para ampliar o entendimento de ácidos, em 1923, dois químicos, J. N. Brönsted e T. M. Lowry, independentemente um do outro, propuseram uma definição mais ampla: um ácido doa íons hidrogênio, H+, ou seja, é um doador de prótons. A substância que recebe prótons do ácido foi classificada como base. Assim, segundo Brönsted e Lowry, ácidos e bases são substâncias com propriedades opostas – doadoras e receptoras de H+, respectivamente – e, portanto, uma não existe na ausência da outra.
Vamos iniciar esta aula com uma indagação, a saber: O que são ácidos? Para saber a resposta,leia atentamente o que vamos discorrer a seguir.
Como muitos outros assuntos na Química, podem-se definir ácidos ou em termos de propriedades observáveis, ou conceitualmente, isto é, usando teorias da estrutura atômica e molecular.
Segundo Viveiros (2009), no sentido conceitual, usando as teorias da estrutura atômica e molecular, não há uma resposta simples, sobre a interrogação do que são ácidos?! Em 1887, Arrhenius, um químico sueco, propôs que um ácido é qualquer espécie que produz íons H+ em água. Assim, do ponto de vista da estrutura química, ácidos podem ser definidos como: I) substâncias que geram íons H+ em meio aquoso; II) substâncias que doam prótons (íons H+), entre outras definições. Exemplos de ácidos são ácido clorídrico (HCl), ácido nítrico (HNO3), ácido sulfúrico (H2SO4), ácido carbônico (H2CO3). Todas essas substâncias geram prótons (íons H+) em água ou são doadoras de hidrogênio na forma de próton. Uma equação que representa as definições acima é:
Acesse o link e entenda o conceito de ácido-base.
O HCl, é um gás e quando borbulhado em água, produz íons H+, os quais interagem com moléculas H2O, conforme representado por [H2O. H+] na equação acima. Por isso considera-se essa substância como um ácido.
Arrhenius propôs a definição de ácidos como “substâncias que geram íons [H2O. H+](aq) (H3O+), chamados íons hidrônio, em meio aquoso”. Mas, neste sentido, para gerar prótons (íons H+) em água, ela não somente dever ter na sua composição átomos de hidrogênio commcargas parciais positivas (hidrogênio ionizável), como também seus constituintes devem interagir com as moléculas H2O de modo que a energia liberada nessas interações seja suficiente para quebrar a ligação entre o átomo de hidrogênio ionizável e o elemento ao qual ele está ligado, formando a substância.
Embora o conceito de Arrhenius seja perfeitamente válido, ele é muito limitado. Isso porque existem substâncias que atuam como ácidos em meio não aquoso e outras que, embora não contenham hidrogênio na sua composição, geram íons H3O+ em água. Exemplos: CO2 (dióxido de carbono), SO3 (trióxido de enxofre), NO2 (dióxido de nitrogênio), alguns cátion como Al3+. Todos reagem com água, e um dos produtos é o íon H3O+.
Arrhenius, nos seus estudos sobre átomos, também encontrou substâncias que ele classificou como bases. Segundo ele, bases são substâncias que formam íon OH-, íons hidroxila, em água, semelhante ao conceito de ácidos e por isso possui as mesmas limitações.
As definições de Brönsted-Lowry são mais amplas porque não somente explicam os ácidos e bases de Arrhenius como também o comportamento ácido e básico, em meio aquoso, de óxidos, sais e de substâncias tais como amônia.
Aspectos muito importantes no estudo do conceito ácido-base de Brönsted-Lowry são os seguintes:
O envolvimento da água como reagente. Vimos que a água pode atuar como ácido ou base, além disso, uma molécula de água pode doar um próton, atuando como ácidos, para outra molécula de água, que atua como base. Substâncias que podem atua como ácidos ou como bases são chamadas de anfotéricas. Substâncias que podem doar ou aceitar prótons, dependendo das circunstâncias, são ditas anfipróticas. A água é, então, anfiprótica e também anfotérica, segundo Brönsted-Lowry.
Para uma espécie química atuar como uma base de Brönsted-Lowry, ela deve ter um par de elétrons não ligante, pois, sem ele, a base não poderá formar a ligação com o próton.
Bases neutras (exemplo NH3 – não possui carga negativa), ao aceitar um próton, o produto tem uma carga positiva (exemplo NH4+), se a base é um ânion (carregada negativamente, como OH-), ao aceitar um próton o produto terá uma carga negativa menor que a da base ou poderá ser neutro (OH-, ao aceitar um próton, forma H2O; CO32- ao aceitar um próton, forma HCO3-).
Os ácidos de Brönsted-Lowry sendo doadores de prótons, as espécies químicas dos produtos formados terão sempre uma carga positiva a menos que as da substância original.
pH: uma medida da acidez
O conceito ácido-base de Brönsted-Lowry é baseado na propriedade antiprótica da água:
H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-
A água pura é considerada neutra porque contém quantidades iguais de íons H3O+ e OH-. A concetração de H3O+ na água pura, a 25 ºC, é igual a 1,0 x 10-7 mol/L, que é a mesma para íns hidroxila (OH-). O produto dessas duas quantidades, 1,0 x 10-14 mol/L, é um importante valor para estudar soluções aquosas de ácidos e bases, pois ele é uma constante que é sempre igual ao produto das concentrações, em mol/l, de H3O+ e OH-.
[H3O+][OH-] = 1,0 x 10-14 mol/L (A)
Na expressão (A), os colchetes, [ ], representam concentração em mol/l (mol por litro). Numa solução aquosa de HCl 0,1 mol/L, a concentração de íons hidrônico é também 0,1 mol/L, e a de íons hidroxila é 10-13 mol/l. A razão entre esses valores é de 1012, ou seja, de 1 trilhão. Em 1909, SØrensen, um bioquímico, propôs que os expoentes desses valores poderiam ser usados como uma medida de acidez. Assim, ele elaborou uma escala que foi útil em seu trabalho para testar a acidez da cerveja dinamarquesa. A escala SØrensen é hoje conhecida como escala pH.O pH de uma solução é uma medida da acidez. Essa acidez está relacionada com a quantidade de íons hidrogênio na solução, ou seja, com a concentração de íons H3O+ , representada como [H3O+]. As letras pH representam “potencial de Hidrogênio”. A expressão matemática para calcular pH de uma solução é: pH = -log [H3O+ ] (B)
Na expressão (B), log é o símbolo de logaritmo.
A escala pH inclui valores entre 0 e 14. O pH da água pura, a 25 ºC, é 7 porque a concentração dos íons H3O+ é 1,0 x 10-7 mol/l. em soluções ácidas, a concentração dos íons hidrônio é maior que 10-7 mol/l, de modo que o expoente do 10 é menos negativo que -7, e o pH é menor que sete. Valores aproximados do pH de qualquer solução podem ser medidos por meio do uso de um indicador. Indicadores ácido-base são substâncias que mudam de cor de acordo com a acidez e basicidade do meio. Um exemplo bem conhecido é o tornassol, um corante orgânico que e soluções básicas sua coloração é azul e para pH abaixo de 5 (ácido) resulta em uma coloração vermelha. Veja a figura abaixo.
Forças de ácidos e de bases
Ácidos e bases de Arrhenius e de Brönsted-Lowry, em água, dissociam-se, produzindo, respectivamente, íons H3O+ e OH-. As concentrações desses íons na solução dependem da extensão da dissociação, ou seja, da relação entre as quantidades dos respectivos íons formados e as de constituintes que não ionizaram. Quanto maior é a fração de espécies químicas do ácido ou da base que forma íons, maior é a concentração de H3O+ ou OH- em solução.
Ácidos que se dissociam quase completamente em água, produzindo íon H3O+, são ditos ácidos fortes. Aqueles que se dissociam pouco são chamados de ácidos fracos. O mesmo critério é usado para classificar bases com fortes ou fracas, mas nesse caso os íons produzidos são OH-. Pode-se avaliar a força de um ácido ou de uma base, e água, analisando-se, para o ácido, a facilidadede doar prótons para a águae, para a base, a facilidade de aceitar prótons da água. Então, a partir de uma mesma quantidade de matéria, quanto maior for o grau de dissociação, maior é a força do ácido ou da base em água e maior será a concentração de H3O+ e OH- respectivamente.
O grau de dissociação de ácidos e bases fortes em água é quase 100%, enquanto que para ácidos e bases fracos, ele é bem menor. Experimentalmente, o grau de dissociação pode ser determinado medindo-se a condutividade elétrica da solução. Está será tanto maior quanto maior for a concentração de íons presentes, pois são esse íons, chamados de eletrólitos, que são responsáveis pela condutividade das soluções.
Vamos entender o que é chuva ácida?
Segundo Viveiros (2009) o termo "chuva ácida" foi usado pela primeira vez por Robert Angus Smith, químico e climatologista inglês. Ele usou a expressão para descrever a precipitação ácida que ocorreu sobre a cidade de Manchester no início da Revolução Industrial.Com o desenvolvimento e avanço industrial, os problemas inerentes às chuvas ácidas têm se tornado cada vez mais sério.
Entenda um pouco mais como se forma a chuva ácida.
Um dos problemas das chuvas ácidas é o fato destas poderem ser transportadas através de grandes distâncias, podendo vir a cair em locais onde não há queima de combustíveis. A poluição que sai das chaminés é levada pelo vento, sendo que uma parte dela pode permanecer no ar durante semanas, antes de se depositar no solo. Nesse período, pode ter viajado muitos quilômetros. Quanto mais a poluição permanece na atmosfera, mais a sua composição química se altera, transformando-se num complicado coquetel de poluentes que prejudica o meio ambiente. Observe a figua abaixo e visualize como isso se processa.
Figura 3.2: Fontes para formação da chuva ácida. (Fonte: http://www.adesulcalhas.com.br/chuva-acida/)
A água da chuva não é totalmente pura, pois sempre carrega componentes da atmosfera, o próprio CO2 ao se dissolver na água a torna um pouco ácida, com um pH aproximadamente igual a 5,6. A reação da água com o gás carbônico é: 
CO2(g) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq) ⇌ H3O+(aq) + HCO3-(aq)
O ácido formado (ácido carbônico), é um ácido muito fraco, o que não compete à água uma diminuição brusca do pH. A chuva ácida é um fenômeno causado pela poluição da atmosfera e gera um pH < 5,6. Ela pode acarretar muitos problemas para as plantas, animais, solo, água, construções e também às pessoas. Reage com metais e carbonatos atacando muitos materiais usados na construção civil, como mármore e calcários.
Diferentemente do CO2, os óxidos de enxofre (SO2 e SO3) e de nitrogênio (N2O, NO e NO2) presentes na atmosfera formam ácidos fortes, aumentando a acidez da água da chuva. Segundo a proposta ácido-base de Brönsted-Lowry, esses óxidos, do mesmo modo que o dióxido de carbono, em água hidratam-se e geram prótons a partir das moléculas de água de hidratação.
SO3.H2O(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + HSO4-(aq)
De modo semelhante, NO2 em água forma íons H3O+, responsáveis pela acidez da chuva. Para evitar, esta acidez, é preciso, portanto, reduzir a emissão de óxidos de enxofre e de nitrogênio para a atmosfera, sabendo que as principais fontes desses óxidos, já ilustradas são as indústrias e a queima de combustíveis.
Reação de neutralização: ação dos antiácidos.
O que são antiácidos? Antiácidos são substâncias classificadas como bases, capazes de neutralizar o excesso de ácido no estômago. Esse de ácido pode causar um desconforto conhecidos como azia e também contribuir para o aparecimento de úlceras gástricas. É importante salientar que as paredes do estômago humano contêm milhares de células que expelem ácido clorídrico, o qual reprime o crescimento de bactérias e ajuda na digestão de certos alimentos. Portanto, um estômago ácido é necessário para uma boa saúde, mas o excesso de acidez pode causar problemas.
O papel do antiácido é neutralizar o excesso de ácido, fazendo com que o fluido estomacal volte a seu normal. Substâncias que agem sobre os ácidos, neutralizando suas propriedades são quimicamente classificadas como bases.
É conhecido como neutralização o processo de reações entre uma solução básica e uma solução ácida para formar uma solução neutra. Ex
O produto da neutralização, em meio aquoso, é apenas água. Se quantidades equivalentes de OH- e H3O+ estão presentes, a solução resultante é neutra, ou seja, o valor de pH é 7. Se tem maior quantidade de OH- ou de H3O+, a neutralização é parcial, e a solução resultante é básica ou ácida, respectivamente. Entretanto, a basicidade ou acidez dessa solução resultante será menor que as das respectivas soluções básicas e ácidas originais.
Esses íons, no estômago, reagem com os íons H3O+ formando água, uma reação típica de neutralização. É claro que a função do antiácido não é neutralizar completamente o fluido estomacal. Na verdade, um bom antiácido neutraliza o suco gástrico o suficiente para tornar o estômago normalmente ácido.
Levando em conta a função do antiácido, outras bases além do hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, comumente usadas nos antiácidos são hidróxidos de alumínio Al(OH)3, carbonato de cálcio CaCO3, ou de magnésio, MgCO3 e hidrogenocarbonato de sódio, NaHCO3.
Alguns ácidos e bases comuns
Os ácidos mais comuns, encontrados nos nossos alimentos, são ácidos carboxílicos, os quais são compostos orgânicos. Outros ácidos e bases comuns, com seues respectivos nomes, fórmulas e principais uso são apresentados nas Tabelas 3.1 e 3.2.
	Ácidos Comuns
	Nome
	Fórmula
	Usos
	Ácido sulfúrico
	H2SO4
	Baterias de carro, produção de plásticos, corantes, fertilizantes.
	Ácido clorídrico
	HCl
	Limpeza de metais e de argamassa de tijolos
	Ácido nítrico
	HNO3
	Produção de fertilizantes, explosivos e plásticos.
	Ácido fosfórico
	H3PO4
	Produção de fertilizantes, detergentes, aditivos de alimentos.
	Ácido carbônico
	H2CO3
	Bebidas carbonatadas
	Ácido bórico
	H3BO3
	Colírio, antisséptico brando.
	Ácido acético
	CH3COOH
	Produção de vinagre
Tabela 3.1: Ácidos Comuns
	Ácidos Comuns
	Nome
	Fórmula
	Usos
	Hidróxido de sódio
	NaOH
	Limpeza doméstica, produção de alumínio, sabões e detergentes.
	Hidróxido de potássio
	KOH
	Produção de sabões, detergentes, fertilizantes.
	Hidróxido de cálcio
	Ca(OH)2
	Produção de alvejantes em pó, papel, amolecimento de água.
	Hidróxido de magnésio
	Mg(OH)2
	Pasta de dente, aditivo em alimentos, antiácido.
	Amônia
	NH3
	Produção de fertilizantes, explosivos, plásticos, inseticidas.
	Hidrogenocarbonato de sódio
	NaHCO3
	Antiácido
	Carbonato de sódio
	NaCO3
	Detergentes, produção de vidro
Tabela 3.2: Bases Comuns
Nomenclatura de ácidos e bases inorgânicos
Vamos considerar aqui apenas ácidos e bases de Arrhenius. Ácidos de Arrhenius podem ser considerados como formados de hidrogênio (H), que em água é liberado na forma de H+, e de outra espécie que forma um ânion quando o hidrogênio é liberado. Os nomes desses ácidos estão relacionados aos nomes dos ânios formados quando eles reagem com a água. Esses ânions podem ser simples, como Cl-, ou oxigenados (formado por mais de um elemento), como exemplo SO42-.
Assim, temos:
	Nomenclatura de ácidos
	Fórmula
	Nome
	Fórmula
	Nome
	HAlO2
	Ácido Alumínico
	HIO4
	Ácido Periódico
	H3BO3
	Ácido Bórico
	H2MnO4
	Ácido Mangânico
	HBrO2
	Ácido Bromoso
	HMnO4
	Ácido Permangânico
	H2CO3
	Acído Carbônico
	HNO2
	Ácido Nitroso
	HCN
	Ácido Cianídrico
	HNO3
	Ácido Nítrico
	HClO
	Ácido Hipocloroso
	H2PO2
	Ácido Metafosfórico
	HCl
	Ácido Clorídrico
	H3PO4
	Ácido (Orto)fosfórico
	HCrO4
	Ácido Crômico
	H4P2O7
	Ácido Pirofosfórico
	H2CrO7
	Àcido Dicrômico
	H2S
	Ácido Sulfídrico
	HF
	Ácido Fluorídrico
	H2SO3
	Ácido Sulfuroso
	HFO3
	Ácido Fluórico
	H2SO4
	Ácido Sulfúrico
	HI
	Ácido Iodídrico
	H2ZnO2
	Ácido Zíncico
Tabela 3.3: Nomenclatura de ácidos
Bases de Arrhenius possuem o grupo OH que em água, forma o OH-. Seus nomes são derivados do nome desse íon – hidróxido – seguido da preposição de e do nome do elemento que forma o íon positivo. Por exemplo, NaOH é hidróxido de sódio.
O que são sais?
Segundo Viveiros (2009), os sais são compostos iônicos, formado de cátions (íons positivos) e de ânions (íons negativos), sendo que esses ânions são derivados de ácidos de Arrhenius. Alguns exemplos de sais são dados na Tabela 3.4.
	Nomenclatura de ácidos
	Nome
	Fórmula
	Cloreto de sódio
	Na+Cl-
	Sulfato de potássio
	(K+)2SO42-
	Hidrogenocarbonato de sódio
	Na+HCO3-
	Carbonato de cálcio
	Ca2+CO32-
	Fosfato de magnésio
	(Mg2+)3(PO43-)2
	Cloreto de amônio
	NH4+Cl -
	Cloreto de alumínio
	Al3+(Cl-)3
	Cloreto de ferro (II)
	Fe2+(Cl-)2
	Cloreto de ferro (III)
	Fe3+(Cl-)3
	Sulfato de cobre (II)
	Cu2+ SO42-
Tabela 3.4. Nomes e fórmulas de alguns sais mais comuns
Ao analisar a Tabela 3.4, alguns