RESUMO QUIMICA BIOLOGICA

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RESUMO QUIMICA BIOLOGICA 
Aula 1: Medidas e sistemas de unidades 
 
 
 
Aula 2: Átomos e elementos 
 
 
Quando o átomo se torna um íon, isso significa há diferença entre seu número de cargas 
positivas (prótons) e de cargas negativas (elétrons). 
Se ganhar um ou mais elétrons, sua carga será negativa e será denominado de ânion. Se 
perder um ou mais elétrons, a sua carga será positiva e será chamado de cátion. 
Átomos com o mesmo número de prótons, mas diferente de nêutrons, são chamados 
isótopos. Cada isótopo, portanto, possui diferentes números de massa. As propriedades dos 
isótopos do mesmo elemento são quase idênticas e assim consideradas para quase todos os 
fins. Diferem-se, porém, nas propriedades radioativas. 
Átomos que possuem o mesmo número de nêutrons, mas diferentes números atômicos (Z) e de 
massa (A) são denominados isótonos. 
Quando átomos que possuem o mesmo número de massa (A), porém diferentes números 
atômicos (Z), eles são denominados isóbaros. Exemplos de isóbaros: 20Ca40, 19K40, 18Ar40. 
Já os átomos (ou íons) que possuem o mesmo número de elétrons são chamados isoelétricos 
ou isoeletrônicos. 
Nível Camada Nº máximo de elétrons Subníveis conhecidos 
1º K 2 1s 
2º L 8 2s e 2p 
3º M 18 3s, 3p e 3d 
4º N 32 4s, 4p, 4d e 4f 
5º O 32 5s, 5p, 5d e 5f 
6º P 18 6s, 6p e 6d 
7º Q 2 (alguns autores admitem até 8) 7s 7p 
 
Aula 3: Tabela periódica 
 
 
 
Os chamados Períodos são as linhas horizontais numeradas, que possuem elementos que 
apresentam o mesmo número de camadas eletrônicas, totalizando sete períodos. 
• 1º Período: 2 elementos 
• 2º Período: 8 elementos 
• 3º Período: 8 elementos 
• 4º Período: 18 elementos 
• 5º Período: 18 elementos 
• 6º Período: 32 elementos 
• 7º Período: 32 elementos 
Com a organização dos períodos da tabela algumas linhas horizontais se tornariam muito 
extensas, por isso é comum representar a série dos lantanídeos e a série dos actinídios à parte 
dos demais. 
As Famílias ou Grupos são as colunas verticais, onde os elementos possuem o mesmo 
número de elétrons na camada mais externa, ou seja, na camada de valência. Muitos 
elementos destes grupos estão relacionados de acordo com suas propriedades químicas. 
São dezoito Grupos (A e B), sendo que as famílias mais conhecidas são do Grupo A, também 
chamados de elementos representativos: 
• Família 1A: Metais Alcalinos (lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio). 
• Família 2A: Metais Alcalino-Terrosos (berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e 
rádio). 
• Família 3A: Família do Boro (boro, alumínio, gálio, índio, tálio e unúntrio). 
• Família 4A: Família do Carbono (carbono, silício, germânio, estanho, chumbo e 
fleróvio). 
• Família 5A: Família do Nitrogênio (nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio, bismuto e 
ununpêntio). 
• Família 6A: Calcogênios (oxigênio, enxofre, selênio, telúrio, polônio, livermório). 
• Família 7A: Halogênios (flúor, cloro, bromo, iodo, astato e ununséptio). 
• Família 8A: Gases Nobres (hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio, radônio e 
ununóctio). 
Os elementos de transição, também chamados de metais de transição, representam as 8 
famílias do Grupo B: 
• Família 1B: cobre, prata, ouro e roentgênio. 
• Família 2B: zinco, cádmio, mercúrio e copernício. 
• Família 3B: escândio, ítrio e sério de lantanídeos (15 elementos) e actinídeos (15 
elementos). 
• Família 4B: titânio, zircônio, háfnio e rutherfórdio. 
• Família 5B: vanádio, nióbio, tântalo e dúbnio. 
• Família 6B: cromo, molibdênio, tungstênio e seabórgio. 
• Família 7B: manganês, tecnécio, rênio e bóhrio. 
• Família 8B: ferro, rutênio, ósmio, hássio, cobalto, ródio, irídio, meitnério, níquel, 
paládio, platina, darmstádio. 
Classificações dos elementos 
Metais: a maioria apresenta-se no estado sólido, com exceção do mercúrio (Hg) que é líquido, 
possuem cor brilhante, são bons condutores de calor e eletricidade e são maleáveis (facilmente 
moldados). 
 
Não metais: alguns são líquidos, não são bons condutores de calor e eletricidade, e nem são 
passíveis de moldagem. 
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Metaloides: possuem características intermediárias entre os metais e os não metais, como, por 
exemplo, são parcialmente condutores de eletricidade. 
Grupo 1: Metais alcalinos: esses elementos são muito reativos principalmente com a água. 
Esta reatividade aumenta conforme aumenta o número atômico e o raio do átomo. Todos os 
elementos desse grupo são eletropositivos, metais bons condutores de eletricidade, e formam 
bases fortes. São sólidos a temperatura ambiente, apresentam brilho metálico e quando 
expostos ao ar oxidam facilmente. São utilizados na iluminação no caso das lâmpadas de sódio, 
na purificação de metais e na fabricação de sabões sendo combinados com a gordura. 
Grupo 2: Metais alcalino-terrosos: Possuem esse nome por serem geralmente encontrados 
na terra. São bastante reativos, porém menos que os metais do grupo 1. Também são 
eletropositivos e são mais duros e densos do que os metais alcalinos. São utilizados em ligas 
metálicas como é o caso por exemplo do Berílio (Be), na composição do gesso e do mármore 
sendo o caso do cálcio (Ca) e em fogos de artifício magnésio (Mg) e estrôncio (Sr). 
Grupo 16 (ou 6A): Calcogênios: Os elementos desse grupo recebem esse nome derivado do 
grego que significa “formadores de cobre”. Neste grupo pode-se perceber facilmente analisando 
todos os elementos do grupo a presença de características metálicas e não metálicas. Os 
elementos mais importantes deste grupo são o oxigênio (O) e o enxofre (S) sendo o primeiro o 
gás utilizado inclusive em nossa respiração e o último é responsável inclusive pelo fenômeno da 
chuva ácida. 
Grupo 17 (ou 7A): Halogênios: São os elementos mais eletronegativos da tabela periódica, 
ou seja, possuem a tendência de receber elétrons em uma ligação. Podem se combinar com 
quase todos os elementos da tabela periódica. O flúor por exemplo possui aplicação na higiene 
bucal. 
Grupo 18 (ou 8A): Gases nobres: possuem essa intitulação devido a ser constatado 
antigamente que não possuíam tendência alguma a formarem ligações. Isto ocorre devido à 
estabilidade de seus orbitais da camada mais externa completamente preenchidos. Hoje alguns 
compostos conseguiram ser preparados com estes elementos e incluem geralmente o Xenônio 
(Xe) que possui a primeira energia de ionização muito próxima do oxigênio. 
Por determinação da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), os grupos 
passaram a ser organizados por números de 1 a 18, embora ainda seja comum encontrarmos 
as famílias sendo descritas por letras e números como mostrado anteriormente. 
Uma importante diferença que o novo sistema apresentado pela IUPAC gerou é que a família 
8B corresponde aos grupos 8, 9 e 10 na tabela periódica. 
Propriedades Periódicas: As propriedades periódicas dos elementos químicos são as 
características que eles possuem. Note que os elementos químicos da tabela periódica tem um 
local específico que varia de acordo com as propriedades periódicas que apresentam. Eles estão 
ordenados por ordem crescente de número atômico. 
- Raio Atômico: Relacionada com o tamanho dos átomos, essa propriedade é definida pela 
distância entre os centros dos núcleos de dois átomos do mesmo elemento. 
- Volume Atômico: Essa propriedade periódica indica o volume ocupado por 1 mol do 
elemento no estado sólido. 
- Densidade Absoluta: A densidade absoluta, também chamada de “massa específica”, é 
uma propriedade periódica que determina a relação entre a massa (m) de uma substância e o 
volume (v) ocupado por essa massa. 
- Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição: Outra importante propriedade periódica está 
relacionada com as temperaturas nas quais os elementos entram em fusão e ebulição. 
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- Afinidade Eletrônica: Também chamada de “eletroafinidade”, trata-se da energia mínima 
necessária de um elemento químico com o intuito da retirada de um elétron de um ânion. 
- Energia de Ionização: Também chamado de “potencial de ionização”, essa propriedade é 
contrária à de afinidade eletrônica. Trata-se da energia mínima necessária de um elemento 
químico com o intuito de retirar um elétron de um átomo neutro. 
- Eletronegatividade: Propriedade dos átomos dos elementos os quais possuem tendências 
em receber elétrons numa ligação química. 
- Eletropositividade: Ao contrário da eletronegatividade, essa propriedade dos átomos dos 
elementos indica as tendências em perder (ou ceder) elétrons numa ligação química. 
Propriedades Aperiódicas: Além das propriedades periódicas, temos as aperiódicas. Nesse 
caso, os valores aumentam ou diminuem com o número atômico dos elementos. 
Recebem esse nome, pois não obedecem à posição na tabela periódica como as periódicas. Ou 
seja, elas não se repetem em períodos regulares. 
As principais propriedades aperiódicas são: 
- Massa Atômica: essa propriedade aumenta conforme o aumento do número atômico. 
- Calor Específico: essa propriedade diminui com o aumento do número atômico. Lembre-se 
que o calor específico é a quantidade de calor necessária para aumentar a temperatura de 1 °C 
de 1g do elemento. 
Aula 4: Ligações Químicas 
As ligações químicas correspondem à união dos átomos para a formação das moléculas. 
Em outras palavras, as ligações químicas acontecem quando os átomos reagem entre si. 
São classificadas em: ligação iônica, ligação covalente, ligação covalente dativa e ligação 
metálica. 
A "Teoria ou Regra do Octeto" postula que um átomo adquire estabilidade quando 
possui 8 elétrons na camada de valência (camada eletrônica mais externa), ou 2 
elétrons quando possui apenas uma camada. 
Para tanto, o átomo procura sua estabilidade doando ou compartilhando elétrons com outros 
átomos, donde surgem as ligações químicas. 
Ligação Iônica:Também chamada de ligação eletrovalente, esse tipo de ligação é realizada 
entre íons (cátions e ânions), daí o termo "ligação iônica". 
Os Íons são átomos que possuem uma carga elétrica por adição ou perda de um ou mais 
elétrons, portanto um ânion, de carga elétrica negativa, se une com um cátion de carga positiva 
formando um composto iônico por meio da interação eletrostática existente entre eles. 
Exemplo: Na+Cl- = NaCl (cloreto de sódio ou sal de cozinha) 
Ligação Covalente: Também chamada de ligação molecular, as ligações covalentes são 
ligações em que ocorre o compartilhamento de elétrons para a formação de moléculas estáveis, 
segundo a Teoria do Octeto; diferentemente das ligações iônicas em que há perda ou ganho de 
elétrons. 
Além disso, os pares eletrônicos é o nome dado aos elétrons cedido por cada um dos núcleos, 
figurando o compartilhamento dos elétrons das ligações covalentes. 
Ligação Covalente Dativa: Também chamada de ligação coordenada, a ligação covalente 
dativa é semelhante à dativa, porém ela ocorre quando um dos átomos apresenta seu octeto 
completo, ou seja, oito elétrons na última camada e o outro, para completar sua estabilidade 
eletrônica necessita adquirir mais dois elétrons. 
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Representada por uma seta um exemplo desse tipo de ligação é o composto dióxido de enxofre 
SO2: O = S → O 
Isso ocorre porque é estabelecida uma dupla ligação do enxofre com um dos oxigênios a fim a 
de atingir sua estabilidade eletrônica e, além disso, o enxofre doa um par de seus elétrons para 
o outro oxigênio para que ele fique com oito elétrons na sua camada de valência. 
Ligação Metálica: É a ligação que ocorre entre os metais, elementos considerados 
eletropositivos e bons condutores térmico e elétrico. Para tanto, alguns metais perdem elétrons 
da sua última camada chamados de "elétrons livres" formando assim, os cátions. 
A partir disso, os elétrons liberados na ligação metálica formam uma "nuvem eletrônica", 
também chamada de "mar de elétrons" que produz uma força fazendo com que os átomos do 
metal permaneçam unidos. Exemplos de metais: Ouro (Au), Cobre (Cu), Prata(Ag), Ferro (Fe), 
Níquel (Ni), Alumínio (Al), Chumbo (Pb), Zinco (Zn), entre outros. 
Ligação covalente Ligação iônica Ligação metálica 
Compartilhamento de elétrons Transferência de elétrons Entre átomos de metais 
 
Aula 5: Funções inorgânicas 
As funções inorgânicas são os grupos de compostos inorgânicos que apresentam características 
semelhantes. 
Uma classificação fundamental em relação aos compostos químicos é: os compostos orgânicos 
são aqueles que contêm átomos de carbono, enquanto os compostos inorgânicos são 
formados pelos demais elementos químicos. 
Há exceções como, por exemplo, CO, CO2 e Na2CO3, que embora apresentem o carbono na 
fórmula estrutural, possuem características de substâncias inorgânicas. 
As quatro principais funções inorgânicas são: ácidos, bases, sais e óxidos. 
Essas 4 funções principais foram definidas por Arrhenius, químico que identificou íons nos 
ácidos, nas bases e nos sais. 
Ácidos: são compostos covalentes, ou seja, que compartilham elétrons nas suas ligações. Eles 
têm a capacidade de ionizar em água e formar cargas, liberando o H+ como único cátion. 
Classificação dos ácidos: Os ácidos podem ser classificados de acordo com a quantidade de 
hidrogênios que são liberados em solução aquosa e ionizam-se, reagindo com a água formando 
o íon hidrônio. 
- A força de um ácido é medida pelo grau de ionização. Quanto maior o valor de mais forte é o 
ácido. 
- Os ácidos podem conter ou não o elemento oxigênio na sua estrutura. 
Características dos ácidos: 
• Têm sabor azedo. 
• Conduzem corrente elétricas, pois são soluções eletrolíticas. 
• Formam o gás hidrogênio quando reagem com metais, como magnésio e zinco. 
• Formam gás carbônico ao reagir com carbonato de cálcio. 
• Alteram para uma cor específica os indiciadores ácido-base (papel de tornassol azul fica 
vermelho). 
Principais ácidos: Exemplos: acido clorídrico (HCl), ácido sulfúrico (H2SO4), ácido acético 
(CH3COOH), ácido carbônico (H2CO3) e ácido nítrico (HNO3). 
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Bases: são compostos iônicos formados por cátions, na maioria das vezes de metais, que se 
dissociam em água liberando o ânion hidróxido (OH-). 
Classificação das bases: As bases podem ser classificadas de acordo com o número de 
hidroxilas liberadas em solução. 
- As bases geralmente são substâncias iônicas e a força de uma base é medida pelo grau de 
dissociação. 
Características das bases 
• A maioria das bases são insolúveis em água. 
• Conduzem corrente elétrica em solução aquosa. 
• São escorregadias. 
• Reagem com ácido formando sal e água como produtos. 
• Alteram parauma cor específica os indiciadores ácido-base (papel de tornassol 
vermelho fica azul). 
Principais bases: As bases são muito utilizadas em produtos de limpeza e também em 
processos das indústrias químicas. 
Exemplos: hidróxido de sódio (NaOH), hidróxido de magnésio (Mg(OH)2), hidróxido de amônio 
(NH4OH), hidróxido de alumínio (Al(OH)3) e hidróxido de cálcio (Ca(OH)2). 
 
 
Sais: são compostos iônicos que apresentam, no mínimo, um cátion diferente de H+ e um 
ânion diferente de OH-. 
- Um sal pode ser obtido em uma reação de neutralização, que é a reação entre um ácido e 
uma base. 
- A reação do ácido clorídrico com hidróxido de sódio produz cloreto de sódio e água. 
- O sal formado é composto pelo ânion do ácido (Cl-) e pelo cátion da base (Na+). 
Características dos sais 
• São compostos iônicos. 
• São sólidos e cristalinos. 
• Sofrem ebulição em temperaturas altas. 
• Conduzem corrente elétrica em solução. 
• Têm sabor salgado. 
Principais sais: Exemplos: nitrato de potássio (KNO3), hipoclorito de sódio (NaClO), fluoreto 
de sódio (NaF), carbonato de sódio (Na2CO3) e sulfato de cálcio (CaSO4). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Óxidos: são compostos binários (iônicos ou moleculares), que têm dois elementos. Possuem 
oxigênio na sua composição, sendo ele o seu elemento mais eletronegativo. 
Características dos óxidos 
• São substâncias binárias. 
• São formados pela ligação do oxigênio com outros elementos, exceto o flúor. 
• Óxidos metálicos, ao reagir com ácidos, formam sal e água. 
• Óxidos não metálicos, ao reagir com bases, formam sal e água. 
Principais óxidos: Exemplos: óxido de cálcio (CaO), óxido de manganês (MnO2), óxido de 
estanho (SnO2), óxido de ferro III (Fe2O3) e óxido de alumínio (Al2CO3).