Constituição do átomo e massa atómica relativa

Caracterização dos elementos químicos

Até ao presente são conhecidos 118 tipos de átomos, cada um com um número específico de protões. Noventa e dois átomos existem naturalmente na Natureza e os restantes são produzidos em laboratório. Todas as substâncias existentes no Universo são formadas pelos diferentes tipos de átomos existentes.

Ao número de protões específico de cada átomo dá-se o nome de número atómico e representa-se pela letra Z. Como um átomo é neutro (número de protões igual ao número de eletrões), o número atómico também indica o número de eletrões do átomo.

Um elemento químico é constituído por todos os átomos que têm o mesmo número de protões. No entanto, há átomos que pertencem ao mesmo elemento químico mas têm diferente número de neutrões: a estes átomos chamam-se isótopos. Os átomos distinguem-se uns dos outros pelo número de protões e neutrões que contêm.

Na representação simbólica de um átomo devem figurar:

– o símbolo do elemento químico;

– o número atómico (Z) em índice e à esquerda;

– o número de massa (A) em expoente e à esquerda.

O número de massa corresponde ao número total de protões e de neutrões existentes no núcleo de um átomo.

A = Z + Neutrões

Representação simbólica de um átomo X:

XZA

Massa atómica relativa

A massa de um átomo deve-se à massa dos protões e neutrões existentes no seu núcleo. A massa do eletrão é tão pequena quando comparada com a massa do protão e do neutrão que se considera desprezável. Como os átomos são partículas tão pequenas, é impossível pesá-los, pelo que a sua massa é determinada através da relação entre as massas de dois átomos.

Por convenção, um átomo de carbono-12 (isótopo do carbono com 6 neutrões e 6 protões) tem uma massa de exatamente 12 unidades. Este átomo serve como termo de comparação para determinar as massas dos outros átomos. A unidade de massa atómica é igual a 112112 da massa do átomo de carbono-12.

A massa atómica relativa de um elemento (Ar) representa o número de vezes que a massa média dos átomos desse elemento é maior do que 112112 da massa do átomo de 12C.

A massa atómica relativa é adimensional (grandeza sem unidades).

A maior parte dos elementos químicos é constituída por isótopos e os átomos dos diferentes isótopos têm diferente número de neutrões, pelo que também as suas massas atómicas relativas são diferentes.

A massa atómica relativa de um elemento é calculada a partir da massa atómica relativa dos seus isótopos e da percentagem em que existem na Natureza.

A massa molecular relativa de uma substância (Mr) indica o número de vezes que a massa da unidade estrutural (molécula ou agregado iónico) que constitui a substância é maior do que 112112 da massa do átomo de 12C.

Conhecidas as massas atómicas relativas dos átomos que constituem a substância, a determinação da Mr realiza-se da seguinte forma:

Exemplo: Cálculo da Mr da água

Sabendo que

Ar (H) = 1,0

Ar (O) = 16,0

então

Mr (H2O) = 2 × Ar (H) + 1 × Ar (O)

Mr (H2O) = 18,0

A Tabela Periódica e os elementos químicos

Os elementos químicos atualmente conhecidos estão organizados numa Tabela Periódica, dispostos pela ordem crescente do seu número atómico. É chamada periódica porque as propriedades dos elementos variam de forma regular ao longo da tabela.

A Tabela Periódica está organizada em 18 colunas verticais – grupos – e 7 linhas horizontais – períodos.

Os elementos podem classificar-se em três grandes categorias: metais (colocados na zona esquerda da T.P.), não metais e semimetais, a que correspondem as seguintes propriedades:

Metais – bons condutores de calor e de eletricidade

Não-metais – maus condutores de calor e de eletricidade

Semimetais – têm propriedades intermédias das de um metal e das de um não metal

O conjunto de elementos dispostos na mesma linha vertical pertence ao mesmo grupo da T.P.. Estes elementos têm propriedades químicas semelhantes.

Alguns grupos têm nomes especiais:

Grupo 1 – Metais alcalinos

Grupo 2 – Metais alcalino-terrosos

Grupo 17 – Halogéneos

Grupo 18 – Gases nobres

Representação das substâncias

As unidades estruturais das substâncias são representadas simbolicamente por fórmulas químicas.

As fórmulas representam-se escrevendo os símbolos dos elementos, acrescentados, do lado direito, dos respetivos índices numéricos que traduzem o número de átomos de cada elemento constituinte da unidade estrutural da substância representada.

Exemplo:

A fórmula química da substância amoníaco é NH3.

Significado qualitativo da fórmula: a molécula é constituída por átomos de azoto (N) e hidrogénio (H).

Significado quantitativo da fórmula: a molécula é constituída por 1 átomo de azoto e 3 átomos de hidrogénio.

Para que se utilizem sempre os mesmos critérios de representação, a escrita de fórmulas químicas obedece às seguintes regras:

Regras para a escrita de fórmulas químicas cujas unidades estruturais são moléculas

Em primeiro lugar escrevem-se os símbolos dos elementos metálicos e depois os elementos não metálicos. A escrita dos elementos não metálicos deve ter em conta a seguinte ordem: B; C; P; N; H; S; I; Br; Cl; O; F. À frente de cada símbolo do elemento, em índice, é indicado o número de átomos desse elemento.

Regras para a escrita de fórmulas químicas cujas unidades estruturais são iões

Escrevem-se em primeiro lugar os iões positivos, seguidos dos iões negativos. A soma algébrica das cargas elétricas dos iões deve ser nula. Na fórmula química não devem constar as cargas dos iões.

Na escrita dos nomes das substâncias iónicas deve surgir em primeiro lugar o nome do anião seguido do nome do catião.

Quantidade de substância

De acordo com a IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), a mole é a quantidade de substância de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos os átomos que existem em 1,2×10 − 2 kg do nuclídeo 12C (carbono-12).

Estas entidades podem ser átomos, moléculas, iões, eletrões, etc. Através desta definição, chega-se à seguinte expressão:

N = n × NA

Nesta expressão, a constante (NA), chamada constante de Avogadro, relaciona o número de entidades presentes numa amostra com a quantidade de substância respetiva.

O valor da constante de Avogadro é NA = 6,022×10 23 mol − 1 .

Relativamente ao carbono-12, esta constante diz-nos que existem 6,022×10 23 átomos de carbono em 12 g de carbono-12.

A partir destas informações podes concluir que:

Para um número distinto de entidades, a mesma massa pode conter diferentes quantidades de substância. Amostras de substâncias diferentes com o mesmo número de entidades (N) têm a mesma quantidade de

substância.

A unidade 'mole' foi introduzida na Química por W. Ostwald, no início do século XX, e constitui a unidade da quantidade de substância.

Espetros, radiações e energia

Os astrónomos adquirem informações acerca das estrelas analisando as radiações que estas emitem. Através da radiação visível consegue-se avaliar a temperatura das estrelas e descobrir quais os elementos que as constituem.

As radiações visíveis são estudadas com base nos espetros correspondentes.

A luz branca emitida pelo Sol é constituída por várias radiações luminosas, que, no ar ou no vazio, se propagam à mesma velocidade não sendo possível distingui-las. Ao atravessar, por exemplo, um prisma de vidro ou uma gota de água, as radiações separam-se umas das outras. Esse conjunto de radiações constitui o espetro visível da luz solar.

Espetro – Conjunto de radiações emitidas ou absorvidas por um determinado material. A cada radiação corresponde um valor de energia específico.

Os espetros podem ser:

Na figura seguinte está representado um espetro contínuo.

Espetros descontínuos de emissão – Só algumas radiações são emitidas. Apresentam riscas (radiações) brilhantes sobre um fundo escuro. Substâncias no estado gasoso quando submetidas a temperaturas elevadas e a baixas pressões (descarga elétrica) apresentam espetros descontínuos.

Espetros descontínuos de absorção – Apresentam riscas escuras ao longo de um espetro contínuo que correspondem a energias que foram emitidas. Este espetro é conseguido quando a luz emitida por uma fonte atravessa um filtro (pode ser a atmosfera à volta de uma estrela). O espetro obtido apresenta riscas negras correspondentes às radiações que o filtro absorveu.

Um gás absorve precisamente as radiações que é capaz de emitir, por isso se diz que o espetro de absorção de um elemento é o 'negativo' do seu espetro de emissão.

Cada elemento tem um espetro (de emissão ou de absorção) próprio. As riscas características dos espetros podem ser usadas em análises químicas para identificar elementos. Por exemplo, conseguem identificar-se elementos constituintes das estrelas através da radiação emitida, comparando as riscas obtidas no espetro com as riscas de espetros de emissão de elementos conhecidos.

Para além das radiações visíveis existem outras de múltiplas aplicações. O conjunto de todas estas radiações constitui o espetro eletromagnético.

Um dos efeitos das radiações eletromagnéticas é o efeito térmico. Este relaciona-se com a variação da temperatura que uma radiação provoca no corpo em que incide.

Comparando todas as radiações do espetro eletromagnético, verifica-se que as radiações infravermelhas são as que apresentam maior efeito térmico. Olhando apenas para a zona do visível, constata-se que as radiações menos energéticas – vermelhas – são as que apresentam maior efeito térmico.

Assim, conclui-se que a energia de uma radiação não determina o aumento da temperatura que esta provoca nos corpos em que incide.

Interação radiação-matéria

Da interação entre a radiação e os metais pode resultar o efeito fotoelétrico.

Efeito fotoelétrico – Resulta da incidência de uma radiação eletromagnética num metal, provocando a extração de eletrões deste último. O efeito fotoelétrico é expresso através da seguinte expressão:

Einc = Erem + Ec

Einc – energia da radiação incidente

Erem - energia necessária para extrair um dado eletrão de um átomo de um material

Ec – energia cinética do eletrão

Se:

Einc < Erem – não se verifica o efeito fotoelétrico

Einc = Erem – o eletrão abandona o átomo sem energia cinética

Einc > Erem – o eletrão abandona o átomo com energia cinética

O efeito fotoelétrico tem várias aplicações, nomeadamente na espetroscopia fotoeletrónica e nas células fotoelétricas.

A espetroscopia fotoeletrónica baseia-se na análise da energia dos eletrões constituintes de átomos ou moléculas de uma amostra. A técnica consiste na incidência de radiações energéticas sobre a amostra em estudo, de modo a que esta emita eletrões com determinadas velocidades, que, após medição, permitem o cálculo das respetivas energias cinéticas. Sabendo a energia cinética do eletrão e a energia da radiação incidente, calcula-se a energia de remoção do eletrão.

As células fotoelétricas transformam a energia radiante em energia elétrica. Quando se faz incidir uma radiação energética no polo negativo da célula, são ejetados eletrões que se deslocam para o polo positivo originando uma corrente elétrica num circuito fechado.

As células fotoelétricas têm várias aplicações, como, por exemplo, nas portas automáticas (quando alguém passa em frente da porta, a luz incidente é interrompida e deixam de ser ejetados eletrões da célula, transmitindo-se um sinal para abrir a porta), na leitura de códigos de barras de preços nas caixas de um supermercado, nas máquinas de calcular sem bateria, em alarmes, em radares das auto-estradas, nos painéis solares (neste caso os eletrões não são arrancados para fora do material, mas sim promovidos para níveis de energia superiores), etc.

Nos metais alcalinos, o efeito fotoelétrico é produzido com luz visível (baixa energia), por possuírem baixas energias de remoção dos eletrões.

Com outros metais (zinco, por exemplo) o efeito fotoelétrico só é conseguido com luz ultravioleta devido às elevadas energias de remoção dos eletrões.

Átomo de hidrogénio e estrutura atómica

Espetro do átomo de hidrogénio

Os eletrões de um conjunto de átomos de hidrogénio podem transitar para estados de energia superior, absorvendo energia através de vários processos. Ao regressarem a estados de energia mais baixos emitem energia sob a forma de radiação eletromagnética, dando origem às riscas que se observam no espetro. Estas correspondem a radiações ultravioleta, visíveis e infravermelhas.

As riscas do espetro do átomo de hidrogénio estão agrupadas em séries.

Série espetral – Conjunto de radiações de energias semelhantes, emitidas por um átomo devido à passagem dos eletrões de níveis energéticos elevados para um mesmo nível, mas de energia inferior.

As transições podem ocorrer por:

O estado fundamental de um átomo corresponde ao estado de menor energia em que os seus eletrões se podem encontram.

Quantização da energia do eletrão no átomo de hidrogénio

Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr conseguiu explicar o espetro de riscas do átomo de hidrogénio. Quando o eletrão de um átomo passa de um estado de energia, E2, a um estado de menor energia E1, emite radiação de energia,

ΔE = E2 − E1

Se o átomo absorver uma radiação de energia ΔE, passa do estado de energia E1 ao estado de maior energia E2.

Cada risca no espetro de emissão corresponde a uma transição do eletrão num átomo de hidrogénio.

Os átomos de hidrogénio só conseguem emitir ou absorver radiações de energia bem determinadas, ou seja, os eletrões desses átomos encontram-se em estados de energia bem definidos. Significa isto que a energia do eletrão está quantificada.

Bohr mostrou que as energias que um eletrão de um átomo pode assumir são dadas por:

En=−2 ,18 ×10−18

n2 J

em que n pode tomar os valores 1, 2, 3, ...

O sinal negativo na expressão anterior resulta de uma convenção que estipula que a energia do eletrão no átomo é mais baixa do que a energia de um eletrão livre, ou seja, que está infinitamente afastado do núcleo, à qual se atribui o valor zero.

À medida que o eletrão se aproxima do núcleo (n diminui), En torna-se maior em valor absoluto, mas também mais negativo. O valor mais negativo é atingido quando n = 1, que corresponde ao estado de menor energia do eletrão – estado fundamental.

Modelo quântico do átomo

No modelo atómico de Bohr eram admitidas órbitas para os eletrões, ou seja, era possível conhecer, simultaneamente e com exatidão, a posição e a velocidade do eletrão num dado momento. No entanto, o físico alemão Heisenberg estipulou que tal conhecimento era impossível. Como refere Heisenberg, o eletrão não orbita em volta do núcleo segundo uma trajetória bem definida; apenas existe a probabilidade de se encontrar um eletrão numa dada região do espaço atómico – orbital. Tal como no modelo de Bohr, a energia de um eletrão num átomo é quantificada.

Uma orbital não se consegue visualizar, embora existam várias maneiras de a representar. Uma delas constitui o modelo da nuvem eletrónica, que se encontra na figura seguinte:

O local da nuvem eletrónica onde há maior probabilidade de se encontrar o eletrão é à volta do núcleo, pois é a zona onde se encontra uma maior quantidade de pontos.

Distribuição dos eletrões pelas orbitais

A configuração eletrónica de um átomo descreve a forma como os eletrões estão distribuídos pelas várias orbitais atómicas. A escrita da configuração eletrónica dos átomos para o estado fundamental obedece às seguintes regras:

Princípio da Energia Mínima   – os eletrões devem ocupar as orbitais por ordem crescente da sua energia até todas as orbitais estarem completas.

A figura descreve a ordem pela qual as orbitais de um átomo devem ser preenchidas. O percurso é indicado pela seta na diagonal.

Princípio de Exclusão de Pauli – apenas dois eletrões podem existir na mesma orbital atómica e estes têm de ter números quânticos de spin opostos.

Regra de Hund – no preenchimento de subníveis com igual energia, distribui-se primeiro um eletrão por cada orbital (eletrão desemparelhado) de números quânticos magnéticos diferentes, de modo a ficarem com o mesmo número quântico de spin, e só depois se completam as restantes orbitais com o outro eletrão de spin oposto.

Para representar a configuração eletrónica de um determinado elemento escreve-se a simbologia de cada orbital, pela ordem crescente da sua energia, e o número de eletrões existente em cada orbital, em expoente do lado direito.

Num átomo polieletrónico os eletrões encontram-se em diferentes estados de energia. Consequentemente, para uma mesma radiação incidente podem ser extraídos eletrões com diferentes valores de energias cinéticas.

Por exemplo, no átomo de sódio existem eletrões em quatro estados de energia diferentes. O eletrão que precisa de menos energia para ser removido é o eletrão 3s1, pois está mais longe do núcleo e, portanto, menos ligado a ele. Seguem-se por ordem crescente de dificuldade de remoção os eletrões 2p6, 2s2 e 1s2.

Tabela Periódica

A organização da Tabela Periódica é feita em colunas (grupos), numeradas de 1 a 18 da esquerda para a direita e linhas (períodos), numeradas de 1 a 7 de cima para baixo.

Os elementos dos grupos 3 a 12 são designados por elementos de transição e os elementos dos restantes grupos são designados por elementos representativos.

A localização dos elementos na T.P. relaciona-se com a sua configuração eletrónica.

Para a localização de elementos representativos:

O período a que o elemento pertence corresponde ao número de níveis de energia ocupados pelos eletrões, no estado fundamental, ou seja, o valor do número quântico principal do nível mais periférico corresponde ao número do período a que o elemento pertence.

O grupo a que o elemento pertence corresponde ao número de eletrões de valência (eletrões que ocupam o último nível energético do átomo quando este se encontra no estado fundamental). Podem acontecer duas situações:

o elemento ter um ou dois eletrões de valência, neste caso pertence ao grupo 1 ou 2; o elemento ter três ou mais eletrões de valência, neste caso o elemento pertence aos grupos 13, 14... 18 (3+10,

4+10... 8+10), em que o número 10 representa o número de grupos intermédios correspondentes aos elementos de transição.

Os diferentes elementos podem agrupar-se em blocos designados por s, p, d, f, de acordo com a última orbital preenchida, segundo as regras de preenchimento das orbitais.

Os elementos dos grupos 1 e 2 (e o hélio) possuem eletrões de valência em orbitais s – bloco s. Os elementos dos grupos 13 a 18 possuem eletrões de valência em orbitais p – bloco p. Os elementos dos grupos 3 e 12 possuem eletrões de valência em orbitais d – bloco d. Os lantanídeos e os actinídeos (elementos de transição internos) possuem eletrões de valência em orbitais f – bloco f.

Comportamento químico dos elementos de um mesmo grupo da Tabela Periódica

As propriedades químicas dos elementos dependem fundamentalmente dos eletrões de valência, que os átomos utilizam no estabelecimento de ligações químicas. Os elementos que apresentam o mesmo número de eletrões de valência têm propriedades químicas semelhantes e constituem famílias.

Grupo 1 – Família dos metais alcalinos

Todos têm um eletrão de valência, que perdem facilmente, originando iões monopositivos. São muito reativos. Reagem com a água através de uma reação fortemente exotérmica, libertando hidrogénio e originando

uma solução básica ou alcalina. A reatividade aumenta ao longo do grupo porque o eletrão de valência vai ficando cada vez mais longe do núcleo, sendo

removido com mais facilidade. O carácter metálico do elemento aumenta ao longo do grupo (o carácter metálico tem a ver com a capacidade dos átomos

perderem eletrões e formarem catiões).

Grupo 2 – Família dos metais alcalino-terrosos

Todos têm dois eletrões de valência, que perdem com facilidade, originando iões bipositivos. São bastante reativos, embora a reação com a água seja menos violenta que a dos metais alcalinos. A reatividade e o carácter metálico aumentam ao longo do grupo.

Grupo 17 – Família dos halogéneos

Fazem parte dos elementos não metálicos e todos têm sete eletrões de valência. São bastante reativos devido à facilidade que os seus átomos têm em originar iões mononegativos. A reatividade diminui ao longo do grupo devido ao aumento o número de níveis – a força de atração do núcleo sobre o

eletrão a captar é cada vez menor.

Grupo 18 – Família dos gases nobres

Os átomos destes elementos têm os subníveis s e p do nível de valência totalmente ocupados, o que lhes confere uma enorme estabilidade química.

São quimicamente inertes, ou seja, não participam em reações químicas, excetuando em condições extremas.

É usual integrar o hidrogénio e o hélio nesses grupos por possuírem uma configuração semelhante à dos metais alcalinos e gases nobres, respetivamente, apesar das suas propriedades físicas e químicas nada terem a ver com as desses elementos.

Propriedades periódicas

Propriedades periódicas dos elementos

As configurações eletrónicas dos elementos mostram uma variação periódica (variam de forma regular ao longo do grupo e do período) com o aumento do número atómico. Consequentemente, os elementos também apresentam variações periódicas nos seus comportamentos físicos e químicos. As duas propriedades físicas que melhor demonstram essa periodicidade são o raio atómico e a energia de ionização.

Raio atómico – metade da distância entre dois núcleos de átomos idênticos unidos.

Energia de ionização – é a energia mínima necessária para remover um eletrão de um átomo na fase gasosa e no estado fundamental.

Variação do raio atómico ao longo da T.P.

Quando um átomo se transforma num ião, o seu tamanho sofre alteração e o raio do ião (raio iónico) irá ser diferente do raio do átomo correspondente.

Os raios iónicos dos catiões são sempre menores do que os raios dos átomos correspondentes: como há remoção de um ou mais eletrões e o número de protões se mantém, os eletrões que ficam passam a ser mais atraídos pelo núcleo.

Os raios iónicos dos aniões são sempre maiores do que os raios dos átomos correspondentes: como há ganho de um ou mais eletrões e o número de protões se mantém, aumentam as repulsões eletrónicas.

Variação da energia de ionização ao longo da T.P.

A T.P. apresenta valores para diversas propriedades dos elementos (o número atómico, a massa atómica relativa, a configuração eletrónica, o raio atómico, a energia de ionização...) e para diversas propriedades das substâncias elementares, constituídas por elementos (o estado físico, a cor, o ponto de fusão, o ponto de ebulição, a densidade...).

Modelo de ligação iónica

A dissolução de um sal consiste na separação dos seus iões por rompimento das ligações iónicas existentes. Na grande maioria dos sais, a separação dos iões é provocada pela água.

Para perceber como se ligam entre si os iões de um sal de forma a originar um sólido, vamos estudar, como exemplo, o cloreto de sódio, cuja fórmula química é NaCl.

Relembrando a notação de Lewis para este composto, podemos admitir que o eletrão da orbital 3s do sódio passa a pertencer à nuvem eletrónica do átomo de cloro. Desta forma, formam-se os iões Na+ e Cl– que ficam ligados por forças de natureza eletroestática.

A ligação iónica consiste no balanço entre as forças eletroestáticas atrativas e repulsivas; as atrativas dão-se entre os aniões e os catiões e as repulsivas dão-se entre os iões com cargas do mesmo sinal.

A ligação iónica surge preferencialmente entre os átomos dos elementos metálicos (bloco s) e os átomos dos elementos não metálicos da Tabela Periódica.

Contudo, não existem ligações iónicas puras, pois existe sempre um certo grau de covalência ou partilha dos eletrões transferidos.

A fórmula química do cloreto de sódio (NaCl) apenas traduz a proporção de combinação dos iões e a consequente eletroneutralidade do composto, mas não nos dá nenhuma indicação sobre a distribuição e repetição da estrutura cristalina do mesmo. Observemos essa distribuição para este composto:

Podemos concluir que:

os iões Cl- ocupam os vértices e o centro das faces de um cubo, formando uma célula cúbica de faces centradas que se repete nas três dimensões do espaço da rede cristalina;

os iões Na+, de menores dimensões, encontram-se distribuídos nos espaços existentes entre os iões Cl-; cada anião está rodeado de seis catiões e cada catião está rodeado de seis aniões.

Reações químicas e energia

Numa reação química processam-se, sequencialmente, quebra e formação de ligações entre os átomos que constituem as moléculas das substâncias reagentes, para originar as moléculas dos produtos.

As moléculas têm energia cinética e energia potencial – energia armazenada que pode em qualquer instante 'entrar em ação' – de carácter intramolecular (dentro da própria molécula) e intermolecular (entre as moléculas que formam a estrutura do composto). A energia potencial vai variando no decorrer do processo de ligação ou de rutura entre os átomos das moléculas. Considera-se a energia potencial como o balanço entre as repulsões (eletrão-eletrão) e as atrações (núcleo-eletrão).

Da análise do gráfico conclui-se que:

Uma reação química é um processo em que a rutura e a formação de ligações ocorre simultaneamente;

A formação de ligações é um processo exoenergético, isto é, ocorre com libertação de energia;

A rutura de ligações é um processo endoenergético, isto é, ocorre com absorção de energia;

A energia absorvida para a quebra de uma ligação é sempre simétrica do valor da energia libertada na formação dessa mesma ligação;

Está convencionado que as energias que entram para o sistema são positivas e as energias que saem do sistema para o meio exterior são negativas;

A ligação entre os átomos estabelece-se quando os núcleos destes se encontram a uma determinada distância para a qual a energia é mínima – distância internuclear.

Estudo da ligação covalente

As substâncias gasosas existentes na troposfera, maioritárias (azoto, oxigénio, água e dióxido de carbono), ou vestigiais (hidrogénio, metano e amoníaco), são constituídas por moléculas formadas por um ou dois átomos de elementos diferentes.

Os átomos reagem entre si constituindo moléculas, de forma a alcançar uma configuração eletrónica mais estável, ou seja, o estado da menor energia possível.

Quando os átomos interatuam de modo a formar uma ligação química (conjunto de forças atrativa e repulsiva que mantém os átomos unidos entre si), apenas os eletrões de valência são envolvidos, ou seja, são estes os responsáveis pela ligação química da molécula.

Ligação covalente – ligação na qual os eletrões são partilhados por dois átomos. Os eletrões são partilhados de forma que os átomos fiquem com uma configuração eletrónica mais estável.

A ligação covalente pode ser:

simples – se os dois átomos partilham um par de eletrões; dupla – se os dois átomos partilham dois pares de eletrões; tripla – se os dois átomos partilham três pares de eletrões.

Exemplo da formação da molécula de oxigénio (O2):

Para saber quantos eletrões vão contribuir para a ligação da molécula, escreve-se em primeiro lugar a configuração eletrónica do átomo de oxigénio, no estado fundamental, tendo em conta as regras dessa escrita: 1s2 2s2 2px

2 2py12pz

1. Através da configuração eletrónica do átomo verifica-se que existem dois eletrões desemparelhados.

A ligação vai ser feita através desses dois eletrões dos dois átomos que vão formar a molécula. Os dois pares eletrónicos são partilhados pelos dois núcleos, estabelecendo-se uma ligação entre os dois átomos.

Assim, a molécula de oxigénio tem:

12 eletrões de valência (seis de cada átomo); 4 eletrões que vão ser partilhados (ligação covalente dupla) estabelecendo a ligação – eletrões ligantes; 8 eletrões que não contribuem para a ligação – eletrões não ligantes.

Para se indicar esquematicamente a formação de uma molécula utiliza-se a notação de Lewis. Uma estrutura de Lewis é constituída por:

um símbolo do elemento químico; eletrões de valência do átomo em torno do seu símbolo químico. Cada eletrão de valência é representado

por um ponto ou uma cruz. Um par de eletrões de valência também pode ser representado por um traço.

Exemplos:

Qualquer átomo tem tendência a formar ligações de forma a ficar rodeado por oito eletrões de valência (nível de valência completamente preenchido) – regra do octeto. Ou seja, forma-se uma ligação covalente sempre que não existam eletrões suficientes para que cada átomo possua um octeto completo. Excetua-se o hidrogénio e o hélio que preenchem o seu nível de valência com um e dois eletrões, respetivamente.

Exemplo:

Os eletrões de valência ligantes representam-se entre os símbolos químicos; os eletrões não ligantes em volta destes.

Com esta notação verifica-se que o número total de eletrões não é alterado.

Ligação covalente em moléculas diatómicas (H2, O2, N2)

As ligações químicas podem ser caracterizadas pelos seguintes parâmetros:

Energia de ligação Comprimento de ligação – distância entre os núcleos de dois átomos ligados, numa molécula.

Comparando os valores de energia de ligação das três moléculas, verifica-se que estes aumentam à medida que o número de eletrões ligantes também aumenta.

Quanto maior é o número de eletrões partilhados, maior é a energia de ligação e maior é a estabilidade da molécula (menos reativa).

Comparando os comprimentos de ligação das moléculas de oxigénio e azoto (não se inclui a molécula de hidrogénio, por ser constituída por átomos muito pequenos), verifica-se que a que tem menos eletrões ligantes (oxigénio) tem maior comprimento de ligação. Esta molécula tem menos eletrões a serem partilhados pelos núcleos e, portanto, menor atração núcleo-eletrões, fazendo com que os núcleos não se aproximem tanto como na molécula de azoto.

Quanto maior for o número de eletrões partilhados, maior é a energia de ligação e menor é o comprimento de ligação.

Os átomos dos gases nobres não formam moléculas porque têm o nível eletrónico de valência completamente preenchido, ou seja, com oito eletrões (à exceção do hélio, que tem dois), pelo que não possuem eletrões desemparelhados para serem simultaneamente partilhados por dois núcleos.

Ligação covalente em moléculas poliatómicas (H2O, NH3, CH4, CO2)

Geometria espacial de algumas moléculas

A geometria de uma molécula corresponde à disposição espacial dos átomos que a constituem. Os átomos dispõem-se no espaço de forma a que as repulsões entre os eletrões do nível de valência (ligantes e não ligantes) sejam mínimas.

A repulsão entre pares eletrónicos não ligantes é superior à repulsão entre um par eletrónico ligante e um não ligante, e esta, por sua vez, é superior à repulsão entre dois pares eletrónicos ligantes.

Ângulo de ligação – ângulo formado pelos dois segmentos de reta que unem o núcleo do átomo central aos dois núcleos dos átomos a ele ligados.

Os pares eletrónicos que se encontram à volta dos átomos centrais das moléculas referidas repelem-se mutuamente, procurando o maior afastamento possível uns dos outros.

Na molécula de metano os quatro pares ligantes afastam-se o máximo possível, correspondendo a um ângulo de ligação de cerca de 109,5º.

A molécula de amoníaco tem um par de eletrões não ligante. Como as repulsões entre o par não ligante e os pares ligantes é maior do que as repulsões entre estes últimos, os três pares ligantes são empurrados uns contra os outros sendo o ângulo de ligação ligeiramente menor do que na molécula de metano.

Na molécula de água, há dois pares não ligantes à volta do átomo de oxigénio. Estes pares tendem a afastar-se tanto quanto possível um do outro, sendo o ângulo de ligação correspondente a esse afastamento máximo de 104,5º.

Na molécula de dióxido de carbono, o átomo de carbono não possui eletrões não ligantes. Assim, os eletrões ligantes repelem-se mutuamente ficando o mais afastados possível, situando-se nos extremos de uma linha reta e formando um ângulo de ligação de 180º.

Hidrocarbonetos e derivados

Os hidrocarbonetos são compostos orgânicos constituídos por dois elementos, o carbono e o hidrogénio. Podem classificar-se em saturados ou alcanos quando o átomo de carbono estabelece quatro ligações simples não se podendo adicionar mais hidrogénios, ou insaturados, quando o átomo de carbono estabelece ligações duplas e triplas permitindo a adição de mais hidrogénios.

Nomenclatura dos alcanos

Os nomes dos alcanos, a partir do butano, obtêm-se adicionando a terminação -ano ao prefixo grego que indica o número de átomos de carbono nas moléculas.

Na tabela seguinte encontram-se os nomes dos sete primeiros alcanos.

A fórmula geral dos alcanos é CnH2n+2, em que n = 1, 2, 3...

Quando se retira um átomo de hidrogénio ao metano forma-se o radical  -CH3 que se chama metilo. Da mesma forma, a remoção de um átomo de hidrogénio a uma molécula de etano forma o radical -C2H5, etilo. A estes radicais derivados dos alcanos chamam-se grupos alquilo. Os nomes destes obtêm-se a partir do alcano respetivo, substituindo a terminação -ano por -ilo.

Quando, num alcano, o número de carbonos é superior a três, há várias hipóteses de estes se organizarem através da formação de cadeias carbonadas ramificadas. Essas ramificações são compostas por radicais alquilo.

Exemplo de uma cadeia carbonada ramificada:

A nomenclatura dos alcanos de cadeia ramificada obedece às seguintes regras:

Escolhe-se a cadeia que inclua o maior número de carbonos – cadeia principal. Numeram-se os carbonos com números inteiros de modo que os menores números sejam atribuídos aos

carbonos onde se ligam os radicais. Cada radical é indicado pelo nome e posição, na cadeia principal, antes do nome desta. Caso os radicais se

repitam deve-se indicar o número utilizando os prefixos di, tri, tetra... As posições ocupadas pelos radicais são assinaladas antes do respetivo prefixo e separadas entre si por

vírgulas. Os nomes dos radicais apresentam-se por ordem alfabética e separados por hífenes. Por último, indica-se o nome da cadeia principal.

Exemplo:

Nome: 4-etil-2,2-dimetilexano

Nos hidrocarbonetos, se se substituírem os átomos de hidrogénio por átomos de halogéneos em vez de radicais alquilo, obtêm-se outros compostos – derivados halogenados dos hidrocarbonetos. São exemplos destes compostos os CFC (CH3Cl, CH2BrCl, etc.).

Os nomes destes derivados obtêm-se do nome dos respetivos alcanos utilizando os prefixos fluoro, cloro, bromo e iodo.

Exemplo: CH3Cl – clorometano

Os nomes destes compostos seguem também as regras de nomenclatura referidas anteriormente. Neste caso, numeram-se os carbonos com números inteiros de modo que os menores números sejam atribuídos aos carbonos onde se ligam os átomos dos halogéneos.

Massa molar, volume molar e densidade de um gás

Mole. Constante de Avogadro. Massa molar

A pressão que a atmosfera exerce sobre a Terra depende da densidade dos gases aí existentes, isto é, depende do número de partículas e, quanto maior for o número de partículas, maior é a pressão exercida por esta na superfície terrestre.

O número de partículas (unidades estruturais) existente numa pequena porção de matéria é muito grande, pelo que foi necessário criar uma grandeza específica: a quantidade de substância. Esta grandeza representa-se pelo símbolo n, tem como unidade SI a mole e símbolo mol.

A quantidade de substância contém o número de Avogadro (físico italiano) de unidades estruturais (átomos, moléculas ou iões).

O valor da constante ou número de Avogadro (NA) é aproximadamente 6,02 × 1023.

Tal como uma dúzia de ovos contém 12 ovos, também uma mole de partículas contém 6,02 × 1023 de partículas.

Massa molar (M) – massa correspondente a uma mole de unidades estruturais. Exprime-se em g mol-1.

A quantidade de substância que corresponde a 1 mol de átomos tem uma massa numericamente igual à massa atómica relativa (Ar), mas expressa em gramas.

Se Ar (C) = 12,0 , então M (C) = 12 g mol-1

A quantidade de substância que corresponde a 1 mol de moléculas tem uma massa numericamente igual à massa molecular relativa (Mr), mas expressa em gramas.

Se Mr (H2O) = 18,0 , então M (H2O) = 18 g mol-1

A quantidade química (n) pode-se obter através do quociente entre a massa (m) de uma dada amostra de substância e a sua massa molar (M).

n= mM

O número de Avogadro e o conhecimento da massa e da massa molar de uma substância permitem calcular o número de partículas existentes nessa substância.

Volume molar. Densidade de um gás

Volume molar (Vm) – volume ocupado por uma mole de partículas. É determinado pelo quociente entre o volume (V) e a quantidade química (n) correspondente e exprime-se em dm3 mol-1.

Vm=Vn

Avogadro estabeleceu que volumes iguais de gases diferentes, medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura, contêm o mesmo número de partículas, ou seja: uma mole de qualquer substância gasosa sob as mesmas condições de pressão e temperatura ocupa o mesmo volume.

Nas condições normais de pressão e temperatura (PTN), ou seja, à pressão de 1,01 × 105 Pa e à temperatura de 273 K, o volume ocupado por uma mole de qualquer gás (Vm) é 22,4 dm3 mol-1.

Densidade de um gás ( ρ=mV

) – obtém-se através do quociente entre a massa do gás e o seu volume. Embora a sua unidade SI

seja kg m-3, é costume usar-se g dm-3.

Relação entre a densidade de um gás e a sua massa molar nas condições PTN

Para uma mole de substância no estado gasoso e nas condições PTN,

ρ=Mvm

À medida que aumenta a altitude, os gases na atmosfera tornam-se cada vez mais rarefeitos e, consequentemente, a densidade da atmosfera diminui.

Evolução da atmosfera

Segundo as mais recentes pesquisas, supõe-se que a idade da Terra é de cerca de 4,6 mil milhões de anos. Nessa altura a atmosfera era maioritariamente constituída por duas substâncias: metano (CH4) e amoníaco (NH3).

 Ao longo do tempo a sua composição foi fortemente modificada. Há cerca de 4 mil milhões de anos ter-se-iam formado outros gases, tais como o vapor de água (H2O), o hidrogénio (H2), o azoto (N2) e o dióxido de carbono (CO2). Devido à baixa densidade, a maior parte de hidrogénio perdeu-se no espaço.

A atual composição da atmosfera reside maioritariamente em duas substâncias, o azoto (N2) e o oxigénio (O2). Para isso contribuíram fatores, tais como:

Chuva e trovoadas (a principal fonte para a síntese de moléculas constituintes de microrganismos partiu da energia libertada pelos relâmpagos).

Fotodecomposição da água causada pela ação dos raios ultravioleta provenientes do Sol. Ação de algas verde-azuladas que retiravam o hidrogénio da água no seu metabolismo e libertavam o oxigénio para a

atmosfera. Ação dos organismos aeróbios que, através da fotossíntese, transformavam o dióxido de carbono em glicose e oxigénio. Aparecimento de bactérias que tinham presentes no seu metabolismo moléculas de amoníaco.

Há cerca de 1500 milhões de anos que a atmosfera não sofre alterações relevantes na sua composição, sendo esta formada por componentes principais e componentes vestigiais:

No último século a atmosfera terrestre tem sofrido modificações ao nível dos seus componentes vestigiais. O equilíbrio gerado pela produção e consumo de certos gases em quantidades semelhantes foi abalado a partir do momento em que a síntese de algumas substâncias superou largamente os gastos das mesmas: o equilíbrio desfez-se e surgiram alguns componentes vestigiais poluentes. Tal facto deveu-se ao aparecimento, na Terra, de alguns fatores naturais e antropogénicos.

Dependendo da sua concentração, alguns constituintes vestigiais apresentam diferentes graus de toxicidade para o ser humano.

Dose letal a 50% (DL50) – é a quantidade de uma substância que provoca a morte a 50% dos indivíduos de uma população testada. Expressa-se em miligramas do produto por quilograma de massa corporal do animal (mg/kg).

Os valores das doses letais dependem do animal e do modo como o composto é administrado (administração oral, subcutânea, ...).

Quanto menor for a dose letal, mais venenoso é o produto testado.

Misturas na atmosfera e concentração de soluções

A atmosfera é considerada como uma solução gasosa; no entanto, pode envolver na sua constituição outras dispersões. Exemplo disso é o nevoeiro que consiste numa suspensão de partículas de água no ar. Para além da suspensão existem outras dispersões tais como as soluções coloidais.

Uma dispersão é uma mistura de duas ou mais substâncias que formam uma solução.

A propriedade que permite classificar as diferentes dispersões é o tamanho das partículas.

Modos de exprimir a concentração de uma solução

O estudo quantitativo de uma solução implica o conhecimento da sua concentração, isto é, a quantidade de soluto presente numa dada quantidade de solução. São usados vários modos de exprimir a concentração:

Concentração mássica (cm) – obtém-se através do quociente entre a massa de soluto (m) e o volume de solução (V). Exprime-se em g dm-3.

Concentração molar (c) – obtém-se através do quociente entre a quantidade química de soluto (n) e o volume de solução (V). Exprime-se em mol dm-3.

Percentagem em massa (% m/m) – relaciona a massa de soluto (m soluto), expressa numa dada unidade, com a massa de solução (m solução). O resultado é expresso em percentagem.

Ter uma solução de NaCl 40% em massa significa que em cada 100 g de solução existem 40 g de NaCl.

Percentagem em volume (%V/V) – relaciona o volume de soluto (V soluto), expresso numa dada unidade, e o volume de solução (V solução). O resultado é expresso em percentagem.

Ter uma solução de HCl 80% em volume significa que em cada 100 ml de solução existem 80 ml de HCl e os restantes 20 ml são água.

Partes por milhão (ppm) – semelhante à percentagem em massa, residindo a única diferença no facto de o resultado ser obtido em partes por milhão.

Usa-se este modo quando as concentrações dos solutos têm valores muito pequenos, como é o caso de alguns componentes atmosféricos.

Se a quantidade em SO2 numa atmosfera poluída é de 80 ppm significa que existem 80 g de SO2 por cada 1×106 g de ar. Convertendo as unidades, equivale a dizer que existem 80 mg de SO2 em 1 kg de ar.

Fração molar (xA) – a fração molar de um componente A de uma solução obtém-se através do quociente entre o número de moles do componente A (nA) e o número total de moles da solução (ntotal).

xA + xB + ....... + xsolvente = 1

A soma das frações molares dos vários componentes da solução tem de ser igual a 1.

As unidades descritas para a concentração mássica e molar são unidades usadas normalmente, mas não são as unidades SI. Os restantes modos de exprimir a concentração não têm unidades pois são razões entre duas grandezas da mesma espécie.

Balanço energético, classificação e caracterização energética das reações químicas

Se os processos de rutura e formação de ligações ocorrerem, respetivamente, com absorção e libertação de energia, as reações químicas podem ser classificadas em endoenergéticas ou exoenergéticas, pois a temperatura do sistema pode diminuir ou aumentar, consoante o caso considerado.

Considerando um sistema não isolado (que permite trocas de energia com o meio exterior), sabe-se que:

o sistema absorve energia do meio exterior para quebrar as ligações nos reagentes (convencionalmente positiva);

o sistema liberta energia para o exterior quando se formam as ligações nos produtos (convencionalmente negativa).

A energia de uma reação é o balanço energético entre a energia absorvida para a rutura das ligações e a energia libertada na formação das ligações.

Assim:

Energia absorvida > Energia libertada  →  Reação endoenergética

Energia absorvida < Energia libertada  →  Reação exoenergética

A esta energia de reação chama-se variação de entalpia do sistema, ΔH, e calcula-se pela expressão:

ΔH = E consumida + E libertada

O valor de ΔH exprime-se em J mol-1.

Ao efetuar o balanço energético de uma reação química estamos a caracterizá-la globalmente, em termos energéticos. Isto quer dizer que as reações químicas não apresentam todas o mesmo comportamento durante a ocorrência da rutura e formação das ligações.

Pode-se entender melhor o descrito através dos seguintes exemplos:

Caso 1 – Combustão do gás propano

C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l)                       ΔH = − 1679 × 103 J/mol

A energia recebida pelos reagentes (gás propano e oxigénio) para a rutura das suas ligações é inferior à energia libertada pelos produtos (dióxido de carbono e água) para a formação das suas ligações.

A diferença de energia verificada é libertada para o exterior. A temperatura do exterior aumenta.

Conclusão: a reação diz-se exoenergética.

Caso 2 – Desidrogenação do etano

C2H6 (g)  ⇌  C2H4 (g) + H2 (g)                                  ΔH = 390 × 103 J/mol

A energia recebida pelos reagentes (etano) para a quebra das suas ligações é superior à energia libertada pelos produtos (eteno e di-hidrogénio) na formação das respetivas ligações.

A diferença de energia verificada vem do exterior para dentro do sistema. A temperatura do exterior diminui.

Conclusão: a reação diz-se endoenergética.

As equações representadas em cima designam-se por equações termoquímicas.

Perfil das reações químicas quando catalisadas

Se as reações forem catalisadas, as energias de ativação vão diminuir; no entanto, as variações de entalpia das reações não sofrem qualquer alteração. Isto verifica-se para todas as reações químicas.

Interação radiação-matéria

Formação de iões e radicais livres na atmosfera

A radiação proveniente do Sol interatua com a matéria, ou seja, as partículas absorvem as radiações solares, utilizando a sua energia para quebrar ligações dentro das moléculas ou para ionizar átomos ou moléculas.

As radiações ultravioleta e visíveis, por terem energia suficiente, podem provocar a excitação eletrónica e a ionização de átomos e moléculas.

Os eletrões dos átomos excitados regressam ao estado fundamental libertando o excesso de energia sob a forma de radiação.

As reações desencadeadas por ação da radiação solar, que levam à rutura de ligações dentro das moléculas – dissociação de moléculas – ocorrem, principalmente, na estratosfera. Da dissociação de moléculas resulta um tipo de partículas, muito reativas – radicais livres. Estas partículas podem ser átomos ou conjuntos de átomos com eletrões desemparelhados.

Para se dissociar cada molécula precisa de um valor mínimo de energia, que se chama energia de dissociação.

Se a radiação eletromagnética encontrar partículas e se tiver energia igual ou superior à energia mínima de remoção (energia de ionização) dessas partículas, a radiação consegue retirar-lhes um eletrão ionizando-as. Pelo facto das energias de ionização serem relativamente elevadas, as ionizações são mais frequentes na termosfera e, com menor frequência, na mesosfera.

Por serem muito reativos, os radicais livres desencadeiam reações químicas noutras moléculas da atmosfera e também nas células. São os responsáveis pelo surgimento de rugas e perda da vitalidade da pele.

Exemplo de alguns radicais livres na atmosfera: OH•, O•, Cl•, Br•.

A atmosfera como filtro da radiação solar

Devido às reações químicas que ocorrem na atmosfera, esta funciona como uma espécie de filtro, que não permite a passagem das radiações. No caso desse filtro não atuar com eficiência as radiações podem provocar grandes danos nos seres vivos.

As radiações ultravioleta (UV) podem ser classificadas em três categorias:

UV-A Radiações de menor energia, não filtradas pela atmosfera e responsáveis pelo bronzeado da pele.

UV-B Radiações de energia intermédia, que podem ser filtradas pela atmosfera. São responsáveis por queimaduras na pele, em alguns casos graves.

UV-C Radiações de maior energia que são filtradas na atmosfera e nunca alcançam a Terra.

As radiações que atravessam a atmosfera terrestre sem serem absorvidas são algumas radiações UV de menor energia, as radiações visíveis e as radiações infravermelhas, ou seja, a atmosfera deixa passar as radiações de energia mais baixa e absorve as de energia superior.

As radiações UV-B que atingem a Terra são as mais perigosas para os seres vivos, pois estas são capazes de destruir ligações entre átomos nas moléculas constituintes dos seres vivos.

Estas radiações são as causadoras da maior parte dos problemas relacionados com a exposição ao Sol, como, por exemplo:

aparecimento de cancros de pele; envelhecimento da pele; perturbações visuais; diminuição da produção de alguns tipos de plantas; interação com gases poluentes que nos rodeiam.

As radiações UV são refletidas por diversas superfícies, como é o caso da neve ou da areia. A neve reflete cerca de 90% dessas radiações aumentando ainda mais os efeitos da exposição ao Sol. Num dia de neve com sol pode-se ficar cego ou apanhar queimaduras solares se não forem usadas as devidas proteções (cremes de proteção solar e óculos solares). A areia reflete até cerca de 20% das radiações UV-B.

O ozono na atmosfera

A maior parte do ozono (O3) encontra-se na estratosfera, formando uma camada (camada de ozono) que constitui uma barreira protetora das radiações ultravioleta (UV) mais energéticas.

O ozono forma-se através do seguinte mecanismo:

Dissociação das moléculas de oxigénio (O2) por ação das radiações UV;

O2 + rad. UV → O • + O •

Combinação do radical livre oxigénio (oxigénio atómico) com outras moléculas de oxigénio, formando o ozono.

O • + O2 → O3

Existem dois processos de decomposição do ozono:

Decomposição das moléculas de ozono por ação das radiações UV.

O3 + rad. UV → O2 + O •

Combinação dos radicais livres de oxigénio com moléculas de ozono.

O • + O3 → O2 + O2

O ozono funciona como um filtro solar. Os filtros solares podem ser classificados em:

Químicos – absorvem as radiações utilizando-as em reações químicas. O ozono atua como filtro químico.

Físicos ou mecânicos – refletem apenas as radiações (ex.: óculos solares).

Apesar da existência da camada de ozono, e devido ao facto da superfície terrestre poder ser atingida pelas radiações UV-B, é necessário usarem-se filtros solares preparados pelo Homem para minimizar o efeito nefasto das radiações.

A pele do Homem é um alvo das radiações UV-B que podem, por vezes e no caso de uma longa exposição ao Sol, provocar queimaduras. Assim, deve recorrer-se ao uso de cremes de proteção solar. Estes podem atuar como filtros físicos ou químicos, dependendo das substâncias que os constituem. Os cremes solares são classificados de acordo com o Fator de Proteção Solar (FPS). Por exemplo, um FPS=30 permite uma permanência ao Sol mais longa do que um FPS=10. No entanto, estes fatores devem ser escolhidos de acordo com o tipo de pele. Se uma pessoa que esteja exposta ao Sol durante 20 minutos sem problemas aplicar um creme com FPS=10, poderá suportar as radiações solares sem quaisquer danos durante 200 minutos.

A degradação da camada de ozono – o 'buraco de ozono'

O ozono forma-se e decompõe-se naturalmente na mesma camada da atmosfera (estratosfera) e em quantidades semelhantes, pelo que deveria existir um equilíbrio. Neste momento isso não se verifica, havendo uma grande diminuição da sua concentração em determinados locais do planeta, originando o chamado buraco de ozono.

Fatores que podem provocar a destruição da camada de ozono:

Naturais – trovoadas, vulcões. A força das erupções vulcânicas faz com que grandes quantidades de gases cheguem até à estratosfera, desencadeando-se reações que levam à decomposição do ozono.

Antropogénicos – emissão de clorofluorocarbonetos (CFC). Os CFC são compostos muito estáveis, quimicamente inertes, inodoros, não são inflamáveis nem tóxicos, têm custos de produção muito baixos e um tempo de permanência na atmosfera muito longo, entre 45 e 1700 anos. São usados como fluidos no arrefecimento de frigoríficos e aparelhos de ar condicionado, dispersores de sprays, etc.

Os CFC acabam por ser lançados na atmosfera e, como são praticamente inertes na troposfera, atingem a estratosfera sendo aí decompostos pelas radiações UV e libertando radicais livres como o cloro.

Exemplo: decomposição do CFC-11 (CFCl3), na estratosfera.

CFCl3 + rad. UV → CFCl2 + Cl •

O cloro atómico, sendo um radical livre, é muito reativo combinando-se com a molécula de ozono e originando monóxido de cloro e oxigénio molecular.

Cl • + O3 → ClO + O2

O monóxido de cloro reage com o oxigénio atómico formando-se novamente cloro atómico.

ClO + O • → Cl • + O2

Os átomos de cloro aumentam a velocidade de algumas reações químicas (efeito catalisador), o que implica que um átomo de cloro seja responsável pela decomposição de milhares de moléculas de ozono.

Assim, a velocidade de decomposição do ozono é superior à velocidade com que é formado, o que provoca a diminuição da sua concentração na estratosfera.

Os locais do planeta onde se verifica uma diminuição acentuada do ozono estratosférico são a Antártida e o Pólo Norte (ainda que em menor proporção que na Antártida).

A diminuição acentuada de ozono nestes locais deve-se a:

em cada inverno (sem sol), desenvolve-se um conjunto de fortes ventos – vórtice polar – que aprisionam o ar, provocando a mistura do ozono com os CFC;

como não há radiação solar, o ar dessa massa arrefece até -80 ºC; formam-se nuvens com cristais de gelo que atuam como catalisadores na conversão de CFC em radicais

livres; quando aparece a luz do sol, na primavera, as radiações UV desencadeiam a destruição maciça de ozono

através da formação de radicais livres.

Para evitar a continuação da destruição da camada de ozono, estabeleceu-se, em 1987, o Protocolo de Montreal, onde se proíbe a produção de CFC a partir de 1995 e se determina o seu desaparecimento total até 2030.

Escrita e acerto de equações

Uma reação de síntese é uma reação em que duas ou mais substâncias se combinam para formar novas substâncias. Como exemplo, temos a produção do amoníaco:

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

Podemos também pensar na decomposição do amoníaco nos seus constituintes:

2 NH3 (g) → N2 (g) + 3 H2 (g)

Diz-se que as duas reações são inversas uma da outra.

As equações químicas representam simbolicamente as transformações que os reagentes sofrem, dando origem aos produtos de reação.

Transmitem, exclusivamente, as relações entre os reagentes e produtos e nada dizem acerca do mecanismo segundo o qual ocorre a reação.

Para casos em que existam várias reações que dão origem a um determinado produto há várias equações químicas que descrevem os passos da síntese desse produto. Por exemplo, a produção industrial de ácido sulfúrico processa-se em diversos passos, traduzidos pelas seguintes equações químicas:

S (s) + O2 (g) → SO2 (g)

2 SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2 SO3 (g)

SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (aq)

As equações químicas fornecem-nos informação sob dois aspetos: o qualitativo e o quantitativo.

Qualitativo – identifica os reagentes e os produtos constituintes da mistura reacional;

Quantitativo – indica a proporção em que os reagentes e os produtos reagem e se formam, respetivamente.

Escrita e acerto de equações químicas

Para traduzir uma reação química através de uma equação química, é necessário ter presente que:

cada substância, reagente ou produto é representado por uma fórmula química, inalterável;

as fórmulas químicas dos reagentes e produtos estão intercaladas pelo sinal (+) e separadas por uma ou duas setas ( → e ⇌ ), ficando os reagentes à esquerda e os produtos à direita da mesma;

uma equação deve estar sempre acertada relativamente a cada átomo presente. Para isso, colocam-se, antes das fórmulas químicas e em linha, os coeficientes estequiométricos, de forma a assegurar o mesmo número de átomos de cada espécie, tanto nos reagentes como nos produtos – lei da conservação da massa;

o estado físico de cada espécie, reagente ou produto deve ser colocado à frente da respetiva fórmula química, dentro de parêntesis: (g) se for gás, (l) se for líquido e (s) se for sólido; se se tratar uma solução aquosa escreve-se (aq).

No que respeita ao acerto de uma equação química, é necessário ter noção de alguns aspetos importantes, a saber:

podem ser usados diferentes conjuntos de coeficientes estequiométricos para acertar um esquema químico, o que traduz alguma flexibilidade nesta operação.

existem leis fundamentais para as reações químicas, consideradas ferramentas indispensáveis para qualquer cálculo estequiométrico.

Essas leis são:

1. Lei da conservação da energia

Em qualquer transformação química, a energia total antes, durante e depois da reação mantém-se constante.

2. Lei da conservação da massa (Lavoisier)

Em qualquer transformação química, a massa dos reagentes é igual à massa dos produtos, antes e depois da reação.

3. Lei das proporções definidas (Proust)

Num dado composto químico, a proporção em massa dos elementos que o constituem é fixa, independentemente da origem do composto ou do processo de obtenção do mesmo.

4. Hipótese de Avogadro

Volumes iguais de gases diferentes, à mesma pressão e temperatura, contêm igual número de partículas.

Nas reações químicas ocorre uma reorganização dos átomos das espécies reagentes que se combinam em diferentes proporções, sob as formas molecular ou iónica.

Deteção da ocorrência de uma reação química

A deteção macroscópica da ocorrência de uma reação química faz-se através da variação de propriedades a nível do sistema reacional, tais como:

formação de um precipitado (ex.: a junção de solução aquosa de hidróxido de sódio a uma solução de sulfato de cobre (II) forma um precipitado azul);

libertação de um gás (ex.: o ácido clorídrico a reagir com o hidrogenocarbonato de sódio liberta o dióxido de carbono);

alteração da cor do sistema reacional (ex.: o ferro colocado numa solução aquosa de sulfato de cobre (II) origina mudança de cor da solução de azul para verde, com formação de um sólido castanho-avermelhado);

variação da temperatura do sistema reacional.

Reagente limitante e em excesso

Classificar um reagente como limitante significa dizer que este se encontra, na mistura reacional, em quantidade inferior à requerida pela estequiometria da reação química. Ao invés, os restantes reagentes estarão em excesso.

Este conhecimento leva à rentabilização do processo sob o ponto de vista industrial, pois o reagente limitante será sempre o mais caro e o reagente em excesso será, inversamente, o mais barato.

Determinação do reagente limitante

Consideremos a reação de síntese do amoníaco. Para determinarmos qual o reagente limitante, devemos seguir alguns passos básicos:

1. Escrever a equação química devidamente acertada;2. Caso seja necessário, converter todos os dados relativos às espécies presentes (reagentes e produtos) em número de moles

(quantidade de substância) através das expressões:

3. Estabelecer as relações molares entre os reagentes;4. Dividir matematicamente a quantidade química de cada reagente pelo respetivo coeficiente estequiométrico que aparece

na equação química. O menor dos quocientes representa o reagente limitante.

Conhecendo as equações químicas devidamente acertadas, o grau de pureza dos reagentes e o reagente limitante, podem efetuar-se cálculos estequiométricos que permitem relacionar:

um reagente com um produto; um reagente com outro reagente; um produto com outro produto.

Grau de pureza de um material

É importante definir o que significa a existência de impurezas nos reagentes, uma vez que este facto afeta diretamente o rendimento de uma reação química.

Quando, no laboratório, analisamos um rótulo de um reagente, facilmente percebemos que nem os de mais elevado grau de pureza são efetivamente 100% puros.

No laboratório da escola constatamos que existem reagentes quimicamente puros (mais caros) e reagentes tecnicamente puros (mais acessíveis).

Estes últimos são os mais utilizados pois, apesar de terem um grau de pureza mais baixo apresentam resultados confiáveis para a maioria das situações em que sejam utilizados.

Para definir grau de pureza de uma substância, usa-se a seguinte expressão:

Então, o grau de pureza de um material pode definir-se como o quociente entre a massa da substância pura e a massa da amostra onde aquela está contida.

Rendimento de uma reação química

As reações químicas podem ser classificadas em função do seu rendimento:

Reação completa – se pelo menos um dos reagentes se transforma na totalidade nos produtos da reação, isto é, se o seu rendimento se aproximar de 100% ou 1.

Um exemplo de reação que mais se aproxima deste tipo é o de uma combustão em sistema aberto.

Reação incompleta – se nenhum dos reagentes se esgota, ou seja, o rendimento da reação é inferior a 100% ou 1.

O rendimento das reações que ocorrem tanto na natureza como em laboratório é quase sempre inferior a 100%. Tal facto deve-se, essencialmente, aos seguintes fatores:

ocorrência de reações secundárias que competem com a principal porque utilizam os mesmos reagentes, ou só alguns deles;

condições de operação pouco favoráveis à reação (pressão, temperatura...); presença de impurezas nos reagentes; quantidade insuficiente de um dos reagentes, o que condiciona a conversão em produtos,

independentemente do excesso de outro dos reagentes.

Todos estes parâmetros condicionam o desenvolvimento da reação ou a sua extensão.

O rendimento de uma reação química é obtido através da relação entre o que realmente se produz numa reação e o que teoricamente se obteria caso a reação tivesse um rendimento de 100%.

A expressão que permite calcular o rendimento (η) de uma reação é:

O rendimento pode ser determinado em função de diferentes grandezas, tais como a quantidade química, o volume ou a massa, pois estas são relacionáveis e passíveis de serem convertidas umas nas outras através das expressões:

Uma outra questão é a relação entre a rapidez de uma reação química e o seu rendimento.

A rapidez da reação só traduz uma diminuição do intervalo de tempo necessário para a obtenção de uma mesma quantidade de produto, não tendo qualquer implicação no seu rendimento.

A rapidez de uma reação química depende da:

concentração dos reagentes; temperatura do sistema reacional; área da superfície em contacto na mistura reacional.