Baixe Apostila - Quimica - SENAI e outras Notas de aula em PDF para Enfermagem, somente na Docsity! APOSTILA DE QUÍMICA APLICADA Curso Superior de Tecnologia em Automação Industrial 1 REVISÃO DE QUÍMICA A Química é uma ciência natural1 que estuda a composição, a estrutura e as propriedades das substâncias e suas transformações. Os conhecimentos de Química são empregados na explicação e resolução de muitos problemas, com base em aspectos científicos e técnicos. Por exemplo: o efeito da chuva ácida nas obras civis; os riscos ao meio ambiente da utilização de certos produtos químicos em estações de tratamento de águas de abastecimento ou residuária; produção de materiais alternativos na construção civil; contaminação por metais pesados provenientes de tintas e vernizes; etc. A Química é uma ciência quantitativa e suas relações são expressas satisfatoriamente em linguagem matemática. A Química pode ser dividida em: • Química Orgânica: estuda os compostos do elemento carbono. • Química Inorgânica: estuda os compostos dos demais elementos químicos. • Físico - Química: relaciona a física com a química. • Química Analítica: trata das análises qualitativa e quantitativa de um sistema químico, definindo quais as espécies químicas presentes no sistema e quais as suas quantidades. 2.1. MATÉRIA, SUBSTÂNCIA, ELEMENTO, COMPOSTO E MISTURAS Todos os corpos que nos rodeiam, fazem parte da matéria do universo. Cada espécie de matéria é uma substância. A substância é constituída de elementos. E a união de duas ou mais substâncias forma uma mistura. 2.1.1. Matéria Tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço. A matéria é descrita através de uma especificação de uma extensão ou quantidade. 1 As ciências naturais são: química, física, biologia, geologia, astronomia, etc., e estudam de forma sistemática os fatos e idéias que descrevem nosso mundo. Ciência é uma palavra latina que significa conhecimento. 2 2.1.5.1 – Misturas Homogêneas São uniformes em relação a todas as propriedades, são monofásicos e são chamadas de solução (ex.: ar, água salgada, gasolina, vidro, etc.). 2.1.5.2 – Misturas Heterogêneas São constituídos de misturas homogêneas (fases) separadas por superfícies bem definidas (interface), onde ocorrem mudanças bruscas de propriedades (ex.: água e óleo; areia e água, água gaseificada - água e dióxido de carbono, etc.). 2.1.5.3 – Diferença entre Substância Pura e Mistura Uma diferença importante entre substância pura e mistura é o comportamento no aquecimento ou resfriamento, a pressão constante. A substância pura quando muda o seu estado físico, a temperatura se mantém constante, enquanto que a mistura apresenta uma variação de temperatura durante a mudança do estado físico. Algumas misturas especiais se comportam como substância pura durante a fusão (e solidificação) ou a ebulição (e condensação). Estas misturas são conhecidas como misturas eutéticas e misturas azeotrópicas. As misturas eutéticas apresentam ponto de fusão (ou solidificação) constante, por exemplo: algumas ligas metálicas, e as misturas azeotrópicas apresentam ponto de ebulição (ou condensação), por exemplo: água e álcool. 2.2. ESTRUTURA ATÔMICA O átomo é a menor parte de um elemento2 que ainda preserva as propriedades daquele elemento. Desta forma, existe uma inter-relação entre a estrutura atômica, estrutura da matéria e suas propriedades físicas e químicas. A estrutura do átomo irá determinar como os átomos vão interagir entre si, e essa interação irá definir o comportamento físico e químico da matéria. 2.2.1. Evolução do Modelo Atômico 450 – 500 a.C. – Demócrito de Abdera e Leucipo de Mileto (filósofos gregos). Demócrito e Mileto imaginaram que se um corpo qualquer fosse dividido sucessivas vezes, haveria um certo momento em que essa divisão não seria mais possível. Assim, se chegaria ao átomo. Este pensamento filosófico não tinha base experimental. Em grego, a palavra tomo significa parte e a significa não, assim, átomo quer dizer indivisível. 2 Substância que contêm átomos do mesmo tipo. 5 Demócrito aceitava a idéia da existência de apenas quatro elementos: terra, ar, fogo e água. Esta idéia foi rejeitada algum tempo depois por Aristóteles, que acreditava no modelo da matéria contínua. 1800 – Comunidade Científica Nesta época, os cientistas já conheciam uma grande quantidade de informações (fatos isolados) sobre as propriedades físicas e químicas dos elementos conhecidos. Becker e Stahl relataram que “alguma coisa” era perdida pelas substâncias quando queimadas, o produto era menos denso que a substância original, e denominaram este fenômeno de flogístico. William Nicholson e Anthony Carlisle (químicos ingleses) demonstraram a decomposição da água nos gases hidrogênio e oxigênio por eletrólise, surgindo a primeira evidência da relação entre matéria e eletricidade. 1803 – John Dalton (cientista inglês) Dalton propôs uma teoria para explicar as leis: da conservação da massa (postulada por Lavoisier) e da composição definida (enunciada por Proust). A Lei da Conservação da Massa estabelece que a massa não se modifica quando a matéria sofre uma transformação. E a Lei da Composição Definida estabelece que as matérias ao sofrerem uma transformação, elas o fazem sempre numa mesma proporção. A Teoria Atômica de Dalton criou um modelo atômico retomando o antigo conceito dos filósofos gregos, com base no seguinte modelo: 1. Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos; 2. Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados e nem destruídos; 3. Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades; 4. As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos; 5. Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa. Toda matéria é formada por átomos. Os átomos são esferas maciças, homogêneas, indivisíveis e indestrutíveis. (Modelo Bola de Bilhar) 6 Como o modelo de Dalton explicava naquela época muitos dos fenômenos observados experimentalmente, a idéia de usar modelos para compreender melhor a constituição elementar da matéria foi muito bem aceita pelos cientistas (Brady e Humiston, 1986). 1832 – Michael Faraday (químico inglês) Faraday relatou que uma transformação química podia ser causada pela passagem de eletricidade através de soluções aquosas de compostos químicos. Estas experiências demonstraram que a matéria apresentava natureza elétrica. 1850 – William Crookes (físico inglês) Os físicos começaram a investigar a condição da corrente elétrica em tubos de descarga de gás. Os tubos de descarga em gás eram de vidros, totalmente vedados e com uma peça de metal (eletrodos) em cada extremidade. Os tubos de descarga de gás ou tubos Crookes eram construídos com pouco ar atmosférico (vácuo parcial) ou completamente sem ar atmosférico (vácuo). Quando uma alta voltagem, 20.000 volts, era aplicada através dos eletrodos, podia-se observar uma corrente elétrica (descarga elétrica) e o ar residual no interior do tubo se iluminava ou não havia iluminação na ausência de ar. Exemplos de tubos de descarga em gases são: •Letreiros e anúncios luminosos de néon: onde o gás residual é o neônio; •Lâmpadas de sódio: o gás residual é o vapor de sódio, que confere uma luz amarela característica. São usadas na iluminação de vias públicas e de túneis; •Lâmpadas fluorescentes de mercúrio: utilizam o vapor de mercúrio, que emite luz violeta e ultravioleta. O tubo é revestido com uma tinta especial (fluorescente3) cuja função é absorver a luz emitida e reemiti-la como luz branca. São usadas em residências, escritórios e algumas vias públicas; •Tubo de imagem da televisão: é um tubo de alto vácuo com mudanças complexas capazes de dar origem às imagens na tela. Observou-se que, ao se colocar um anteparo coberto de sulfeto de zinco entre os eletrodos dentro de tubo de descargas sem ar, o anteparo brilhava do lado que estava o eletrodo negativo (cátodo). Isto significava que a descarga elétrica se originava no cátodo e fluía para o eletrodo positivo (ânodo). Essa descarga elétrica foi chamada de raios catódicos (Brady e Humiston, 1986). 3 Alguns materiais, quando absorvem luz ultravioleta, emitem de volta luz visível. Esse fenômeno é chamado genericamente de luminescência. Quando a emissão ocorre imediatamente após a incidência da luz ultravioleta, o fenômeno é chamado de fluorescência; se, por outro lado, a emissão demorar alguns segundos ou até mesmo horas, denomina-se de fosforescência (ex.: interruptores). 7 a) Se os elétrons estivessem parados ao redor do núcleo, eles seriam atraídos pelo núcleo, fazendo com que o sistema entrasse em colapso. Esta hipótese foi rejeitada. b) Se os elétrons estivessem em movimento ao redor do núcleo, eles precisariam modificar a direção constantemente para se manterem em órbita do núcleo. Uma carga negativa colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, sofre uma aceleração. Essa carga em movimento perde energia, emitindo radiação. Os elétrons ao perderem energia gradualmente adquiririam um movimento espiralado em direção ao núcleo, acabando por colidir com ele. Esta hipótese também foi rejeitada. O átomo no seu estado normal não emite radiação. O modelo de Rutherford não explicava os espectros atômicos. Para tentar explicar os espectros atômicos, Bohr formulou uma série de postulados fundamentados nas idéias de Max Planck e Albert Einstein. Planck defendia a idéia que a luz possuía propriedades ondulatórias, representada por E = h.ν, sendo E = energia, h = constante de Max Planck e ν = freqüência. Já Einstein acreditava na dualidade entre matéria e energia, em que uma se transformava em outra dependendo da condições; assim a luz, apresentava propriedades de partícula, obedecendo a lei da relatividade, E = mc2. A série de postulados formulados por Bohr foram os seguintes: •Os elétrons nos átomos movimentam-se ao redor do núcleo em trajetória circulares (camadas ou níveis), •Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia, •Um elétron não poderia permanecer entre dois níveis, •Um elétron poderia passar de um nível de menor energia para um de maior energia, absorvendo energia externa - elétron excitado, •O retorno do elétron ao nível inicial se faz acompanhar da liberação de energia na forma de ondas eletromagnéticas (luz visível ou ultravioleta). Assim, um elétron num átomo só pode ter certas energias específicas – energia quantizada, e cada uma delas corresponde a uma órbita particular. Todos os elétrons estão nos níveis de energia mais baixo – estado fundamental. Quanto maior a energia do elétron, mais a sua órbita estará afastada do núcleo. Este é o Modelo Orbital. O elétron ao receber energia externa, de uma chama ou descarga elétrica, salta para uma órbita mais afastada do núcleo, o átomo fica no estado excitado. Quando a energia externa cessa, o elétron irradia essa energia (fóton), em certo comprimento de onda (λ) e salta para a sua órbita normal, que é a mais estável. 10 2.2.2. Mecânica Quântica ou Mecânica Ondulatória A Mecânica Clássica ou Mecânica Newtoniana explica com sucesso a influência de várias forças no movimento dos objetos e falha na descrição dos movimentos de pequenas partículas, tais como os elétrons. A mecânica clássica pode ser considerada como uma versão simplificada da mecânica quântica quando aplicada para explicar e prever o movimento de objetos grandes. A Mecânica Ondulatória ou Mecânica Quântica explica o comportamento dos elétrons no átomo através de sua natureza dual onda - partícula. Como a energia total de qualquer partícula é E = mc2, segundo Einstein e a energia de uma onda é E = hν, de acordo com Planck. 1924 – De Broglie De Broglie resolveu combinar as expressões de Einstein e Planck, obtendo: m = h/λ c, que relaciona os dois aspectos da natureza dualística da luz. Diferentemente da luz, os elétrons movimentam-se em diferentes velocidades, onde c é substituído por v (m = h/λv). Assim, De Broglie concluiu que os elétrons se movimentavam ao redor do núcleo como uma onda estacionária tridimensional. 2.2.2.1 – Ondas Estacionárias Contrariamente a uma onda corrente ou onda viajante, uma onda estacionária não movimenta em uma única direção, a onda se movimenta dentro de uma região (RUSSEL, 1982). Existem três tipos de ondas estacionárias: 2.2.2.1.1 - Onda Estacionária Unidimensional: é exemplificada pela onda produzida por um toque de uma corda de guitarra, onde a corda se movimenta para cima e para baixo; portanto, a onda se movimenta em uma única dimensão (z). 2.2.2.1.2 - Onda Estacionária Bidimensional: é exemplificada pela onda produzida pela vibração da parte superior do tambor, semelhante também pela ondulação formada por uma pedra lançada em um lago, com propagação de duas frentes de onda (x, z). 2.2.2.1.3 - Onda Estacionária Tridimensional: é exemplificada pela onda produzida por sino soando, no ar de uma sala fechada com alto - falante em seu interior, na terra durante a ocorrência de um terremoto e na vibração de recipientes contendo gelatina. 11 1924 – Erwin Schrödinger Em 1926, Erwin Schrödinger aplicou a matemática para investigar as ondas estacionárias no átomo de hidrogênio, este novo campo de estudo foi denominado de mecânica ondulatória ou mecânica quântica. Schrödinger resolveu uma equação chamada de equação de onda e obteve um conjunto de funções matemáticas denominadas de funções de onda (ψ), que descrevem as formas e as energias das ondas eletrônicas. Cada uma das diferentes ondas possíveis é chamada de um orbital. Cada orbital em um átomo possui uma energia característica, que é a descrição espacial da região em torno do núcleo onde se espera encontrar o elétron. 2.3. PERIODICIDADE QUÍMICA A idéia dos quatros elemento (fogo, ar, terra e água) foi mudando com o tempo. Lavoisier definia a substância elementar como aquela que não podia ser decomposta por meio dos processos químicos conhecidos na época. Somente após a descoberta dos prótons é que foi possível formular um critério para a identificação das substâncias simples, que são substâncias formadas por átomos iguais, no qual esses átomos possuem o mesmo número de prótons em seu núcleo. Porém antes da descoberta dos prótons, Mendeleev e Lothar Meyer (1869) ordenaram os elementos conhecidos na época, em uma tabela, de acordo com as suas propriedades físicas e químicas. 2.3.1. Representação do Elemento Químico Por simplicidade, na prática, um único átomo é denominado de Elemento Químico, onde a quantidade de prótons contido em seu núcleo passou a ser designado como Número Atômico (Z) ou Número de Prótons. Assim, o Número Atômico é usado para identificar o Elemento Químico. Outro número característico do Elemento Químico é a sua massa atômica (A), assim o elemento é representado na Tabela Periódica com: Figura 2.1 – Representação do elemento químico. 12 Figura 2.2 – Classificação do Chemical Abstracts Service Group. Os grupos A são conhecidos por nomes especiais como: • Grupo IA (ou Grupo 1): metais alcalinos • Grupo IIA (ou Grupo 2): metais alcalinos terrosos • Grupo IIIA (ou Grupo 13): família do boro • Grupo IVA (ou Grupo 14): família do carbono • Grupo VA (ou Grupo 15): família do nitrogênio • Grupo VIA (ou Grupo 16): família dos calcogênios (os que geram calor) • Grupo VIIA (ou Grupo 17): família dos halogênios (os que geram sais) • Grupo 0 (ou Grupo 18): família dos gases nobres ou inertes Já a IUPAC recomenda uma numeração de 1 até 18 para designar os grupos. Os grupos reúnem elementos de configurações eletrônicas, distribuição dos elétrons ao redor do núcleo, semelhantes; portanto, com propriedades semelhantes. 2.3.2.1.2 – Períodos: Os períodos ou linhas são enumerados de 1 a 7, onde representa os níveis de energia ocupados pelos elétrons. Reúnem elementos de configurações eletrônicas diferentes; portanto, com propriedades diferentes. 2.3.2.2. Tabela Periódica Os elementos se distribuem na tabela periódica como ilustrado na Figura 2.3. 15 Figura 2.3 – Tabela periódica. 2.3.3. Distribuição dos Elétrons nos Orbitais A disposição dos elétrons nos orbitais de um átomo em estado fundamental é chamada de configuração eletrônica. Os elétrons se distribuem segunda a regra de Hund, o que significa que os elétrons se encontram nos menores níveis de energia disponível. A localização do elétron é indicada pelos seguintes números quânticos: •Número Quântico Principal •Número Quântico Secundário ou Azimutal •Número Quântico Magnético •Número Quântico Spin 2.3.3.1. Número Quântico Principal (n) O número quântico principal designa o nível em que o elétron se encontra, sendo n = 1, 2, 3, ..... O número quântico principal indica a distância média entre o elétron e o núcleo do átomo. Quanto maior n maior a energia média dos níveis (Figura 2.4). Figura 2.4 – Níveis de energia contendo elétrons. 16 2.3.3.2. Número Quântico Secundário ou Azimutal (ℓ) O número quântico secundário designa a subcamada em que o elétron se encontra, sendo ℓ = 0, 1, ...., n-1. O número quântico secundário indica a forma espacial do orbital, em que: ℓ = 0 designa o subnível s (sharp), ℓ = 1 designa o subnível p (principal), ℓ = 2 designa o subnível d (diffuse) e ℓ = 3 designa o subnível f (fundamental). O número de subníveis em qualquer nível é simplesmente igual ao seu valor n (Figura 2.5). Figura 2.5 – Subníveis de energia contendo elétrons. 2.3.3.3. Número Quântico Magnético (m) O número quântico magnético indica a orientação no espaço em relação aos outros orbitais, onde m assume os valores inteiros no intervalo de –l até +l. Os orbitais de um determinado subnível possuem diferentes energias quantizadas, ou seja, diferentes orientações no espaço, na presença de um campo magnético. 2.3.3.4. Número Quântico de Spin (s) O número quântico spin indica o sentido da rotação do elétron no orbital, onde s pode ser igual a +1/2 e –1/2. A cada elétron em um átomo poderá ser associado um conjunto de 4 números quânticos que determinarão o orbital no qual o elétron será encontrado e a direção na qual o elétron estará girando. O princípio de exclusão de Pauli estabelece que dois elétrons em um átomo não podem ter todos os 4 números quânticos iguais. Assim, o número máximo de elétrons nos orbitais s, p, d e f são: 2, 6, 10 e 14, como demonstrado na Tabela 2.3. Tabela 2.3 – Número máximo de elétrons nos orbitais s, p, d e f. Orbitais Número de Orbitais Número Máximo de Elétrons Diagrama Orbital s 1 2 _ p 3 6 _ _ _ d 5 10 _ _ _ _ _ f 7 14 _ _ _ _ _ _ _ 17 Figura 2.8- Periodicidade nas distribuições eletrônicas dos átomos (Fonte: BRADY e HUMISTON, 1986). 2.3.5. Periodicidade nas Propriedades A periodicidade nas propriedades das substâncias simples (ou elementos) apresentadas na tabela periódica podem ser: atômicas, físicas e químicas. 2.3.5.1. Periodicidade nas Propriedades Atômicas As propriedades raio atômico, energia de ionização e afinidade eletrônica variam periodicamente em função do número atômico. 2.3.5.1.1 - Raio Atômico: Nos grupos, o aumento do raio atômico ocorre de cima para baixo, pois a adição de camadas faz com que os elétrons fiquem mais distantes do núcleo. Nos períodos, o aumento do raio atômico ocorre da esquerda para direita, pois ao longo do período ocorrem as adições dos elétrons na mesma camada e o aumento simultâneo dos prótons no núcleo, aumentando a carga nuclear. A carga nuclear atrai mais efetivamente a camada de elétrons. 2.3.5.1.2 – Energia de Ionização: Energia de ionização é a mínima energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no seu estado fundamental. A energia de ionização aumenta da direita para a esquerda, pois a carga nuclear aumenta através do período dificultando a remoção do elétron 2.3.5.1.3 – Afinidade Eletrônica: Afinidade eletrônica é a quantidade de energia necessária para um átomo isolado, no seu estado fundamental, receber um elétron formando um íon negativo. 20 2.3.5.2. Periodicidade nas Propriedades Físicas As propriedades físicas densidade e ponto de fusão variam periodicamente em função do número atômico. 2.3.5.2.1 – Densidade: Por definição densidade é a razão entre a massa da substância e seu volume. Esta propriedade física é uma propriedade intensiva. A periodicidade na densidade em função do número atômico é uma sucessão de máximos e mínimos, porém estas variações não são muito regulares devido as diferentes características estruturais da substância. 2.3.5.2.2 – Ponto de Fusão: A periodicidade do ponto de fusão em função do número atômico, também, é uma sucessão de máximos e mínimos, demonstrando uma relação entre o ponto de fusão com a configuração eletrônica. As propriedades químicas são: reatividade e configuração eletrônica que variam também com o número atômico. 2.3.5.3. Periodicidade nas Propriedades Químicas As propriedades químicas estão relacionadas aos metais, não-metais e metalóides. 2.3.5.3.1 – Dos Metais: A maioria dos elementos químicos são metais e estão posicionados à esquerda da tabela periódica, são bons condutores de calor e de eletricidade, maleáveis, dúcteis, possuem alta refletividade e brilho metálico característico. Os metais tendem a ceder elétrons e se tornarem carregados positivamente: M → M+ + e- (2.2) em que são denominados de cátions (Russel, 1994). A carga do íon metálico cátion depende do número de elétrons perdidos pelo átomo, como por exemplo: Na+, Mg2+, Al3+, Fe2+, Fe3+, etc, sendo esta carga chamada de número de valência, número de oxidação ou, simplesmente, nox. 2.3.5.3.2 – Dos Não-Metais: Os não-metais são na maior parte gases (exemplos: cloro e oxigênio) e são caracterizados por serem pobres condutores térmicos e elétricos, no estado sólido são duros e quebradiços (exemplos: enxofre e fósforo), e não apresentam alta refletividade e nem brilho metálico. O bromo é o único não-metal líquido à temperatura ambiente. Suas principais características são explicadas devido a sua estrutura eletrônica e elevada afinidade eletrolítica. Os não-metais tendem a receber elétrons e se tornarem carregados negativamente: 21 M + e- → M- (2.3) em que são denominados de ânions. A carga do íon não-metálico ânion depende do número de elétrons ganhos, como por exemplo: Cl-, O2-, OH-, F-, etc, sendo esta carga também chamada de número de valência ou nox. 2.3.5.3.3 – Dos Semimetais: Os semimetais são elementos com propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais, são bons semicondutores e quando sofrem dopagem5, se transformam em bons condutores de eletricidade. 2.4. ESTEQUIOMETRIA A estequiometria é a parte da química em que se investigam as proporções dos elementos que se combinam ou dos compostos que reagem. Essas proporções são determinadas por meio de cálculos estequiométricos. RUSSEL (1994) define estequiometria como: “Estudo quantitativo da composição química (composto e fórmula estequiométrica) e transformações químicas (reação e equação estequiométrica).” Os cálculos estequiométricos têm importância fundamental em todos os campos da química, especialmente na análise quantitativa e na síntese de compostos. Na Química Aplicada à Engenharia do Meio, o profissional precisa freqüentemente conhecer ou deduzir relações entre as quantidades de substâncias que participam de reações químicas em meios aquáticos, atmosfera e solo. Para tanto, os conceitos de massa atômica, massa molecular, mol, entre outros, devem ser revistos. 2.4.1. Conceitos Fundamentais da Estequiometria A seguir serão revistos os conceitos de fórmulas químicas, massa atômica, massa molecular, mol, número de Avogadro, massa molar. 2.4.1.1. Fórmulas Químicas As fórmulas químicas são empregadas para representar compostos ou agregados de átomos. Existem basicamente 2 tipos de fórmulas: as moleculares e as estruturais. As fórmulas moleculares são formadas pelos símbolos dos átomos e um subíndice 5 É quando o semicondutor puro recebe pequenas quantidades de outros elementos. 22 em g/mol. Logo a massa molar da propanona = 58,09 g/mol e do perclorato de potássio = 122,44 g/mol. Assim, os termos massa molecular e massa molar podem ser utilizados sem distinção, para compostos moleculares e não moleculares. 2.4.1.7. Equação Química A equação química é uma representação simbólica da reação química, como por exemplo, a combustão do carvão ou coque (carbono) pelo oxigênio para formar o dióxido de carbono. C (s) + O2 (g) → CO2 (g) em que, C (s) e O2 (g) são os reagente e o CO2 é o produto; (s) e (g) significam o estado físico dos reagentes e produto, sólido e gasoso, respectivamente. Além dessas abreviações, existem (ℓ) para líquido, (aq) para substâncias dissolvidas em água (solução aquosa), (↓) para formação de precipitado e (↑) para geração de gás. A equação química guarda as seguintes relações de quantidades: C (s) + O2 (g) → CO2 (g) 1 átomo de carbono _ ___ 1 molécula de oxigênio _ ___ 1 molécula de dióxido de carbono 1 mol de carbono _ ___ 1 mol de oxigênio _ ___ 1 molde dióxido de carbono 6,02.1023 átomos de carbono _ ___ 6,02.1023 moléculas de oxigênio _ ___ 6,02.1023 moléculas de carbono 12 g de carbono _ ___ 32 g de oxigênio _ ___ 44 g de dióxido de carbono Uma equação química deve estar sempre balanceada, onde as quantidades de átomos presentes nos reagentes são correspondentes as quantidades de átomos nos produtos. 2.5. LIGAÇÕES QUÍMICAS Os átomos possuem a capacidade de se combinar entre si para produzirem espécies mais complexas. Eles se combinam para ficarem estáveis, adquirindo a configuração eletrônica dos gases nobres. Os gases nobres não fazem ligações químicas com os demais elementos, pois apresentam grande estabilidade. Esta estabilidade é conseqüência da configuração eletrônica que apresentam 8 elétrons na camada de valência. Os outros elementos estabelecem as ligações químicas para adquirirem a configuração eletrônica idêntica a dos gases nobres. Desta forma, a Regra do Octeto dita que: “Os átomos tendem a ganhar ou perder elétrons 25 até que existam oito elétrons em sua camada de valência.” Assim como os átomos, as moléculas de algumas substâncias também são capazes de reagir com outras moléculas para formar novas substâncias. Estas combinações são ocasionadas pelos diferentes tipos de ligações químicas. As ligações químicas são forças que unem os átomos formando agrupamento de átomos, agrupamentos de partículas carregadas (os íons) ou moléculas. Os tipos de ligações químicas determinam as propriedades características das substâncias. 2.5.1. Principais Tipos de Ligações Químicas Basicamente existem 3 tipos de ligações químicas mais importantes: • ligação iônica; • ligação metálica; • ligação covalente. Entretanto, existem algumas interligações moleculares que conseguem explicar determinadas propriedades peculiares de algumas substâncias. Vale lembrar, que um tipo de ligação química não predomina sozinha, ocorre uma ligação intermediária entre os tipos puros definidos pelos modelos, pois entendê-los isoladamente se torna mais simples e mais didático. 2.5.1.1. Ligação Iônica A ligação iônica ocorre quando um ou mais elétrons são transferidos da camada de valência de um átomo para a camada de valência de outro, resultando na atração eletrostática entre uma partícula de carga positiva (íon positivo) e outra de carga negativa (íon negativo). As substâncias iônicas são caracterizadas pelas seguintes propriedades: • possuem elevados ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE); • são solúveis em solventes polares; • conduzem a corrente elétrica quando fundidos (fase líquida) ou em solução aquosa, situações onde existem íons livres na solução; • sólidos em temperatura ambiente; • formam cristais quebradiços. 2.5.1.2. Ligação Metálica A ligação metálica consiste na formação de uma rede cristalina onde estão localizados os íons positivos circundados por uma nuvem de elétrons livres. 26 As substâncias metálicas são caracterizadas pelas seguintes propriedades: • possuem elevados ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE) (exceção: mercúrio, césio e frâncio); • na forma metálica são insolúveis em solventes polares e apolares; • ótimos condutores de corrente elétrica, mesmo na fase sólida devido a presença dos elétrons livre; • são dúcteis e maleáveis; • são ótimos condutores de calor. 2.5.1.3. Ligação Covalente A ligação covalente é uma das ligações mais resistentes e mais energéticas, consistindo no compartilhamento de um par de elétrons entre os átomos. As substâncias formadas por ligações covalentes são caracterizadas pelas seguintes propriedades: • possuem pontos de fusão e ponto de ebulição variáveis; • não conduzem corrente elétrica (exceção: grafita) • podem ser sólidos (glicose), líquidos (água) ou gasosos (oxigênio) em temperatura ambiente; • moléculas polares são solveis em solventes polares, moléculas apolares são solúveis em solventes apolares. 2.5.2. Tipos de Ligações Químicas Intermoleculares As outras ligações, menos energética e uma pouco mais fraca que as ligações citadas anteriormente, são: • forças de Van der Waals, forças de London ou dipolo induzido; • forças dipolo permanente; • ligações de hidrogênio. 2.5.2.1. Forças de Van der Waals, Forças de London ou Dipolo Induzido - Dipolo Induzido As forças de Van der Waals, forças de London ou dipolo induzido - dipolo induzido ocorrem entre moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres, quando por um motivo qualquer ocorre uma assimetria na nuvem eletrônica, gerando um dipolo que induz as demais moléculas ou átomos a também formarem dipolos. São de intensidade fraca. Ex.: H2; N2; O2; I2; Br2; CO2; BF3; He; Ne; Ar. 27 2.6.3.1. Quanto ao Estado Físico da Matéria As soluções podem existir em qualquer dos três estados da matéria (gasoso, líquido e sólido), como apresentado na Tabela 2.6. Tabela 2.6 – Tipos de soluções quanto ao estado físico da matéria. Solução Soluto em Solvente Exemplo gás em gás ar, O2 e gases nobres em N2 (g) a 250C e 1 atm Gasosa líquido em gás gás nitrogênio úmido H2O (líq.) em N2(g) a 250C e 1 atm sólido em gás iodo, I2 (g) em nitrogênio em N2(g) a 250C e 1 atm gás em líquido amoníaco, NH3 (g) em água H2O (líq.) Líquida líquido em líquido ácido acético (H3CCOOH) em água gás em líquido nitrato de potássio em água gás em Sólido hidrogênio H2 (g) em paládio Pd (s) Sólido líquido em sólido mercúrio [Hg (líq.)] em cobre [Cu (s)] sólido em sólido ligas metálicas. Ex.: Cu em Ag 2.6.3.2. Quanto a Condução de Corrente Elétrica Em 1884, Arrhenius afirmava que a dissolução de certas substâncias em água produziam íons que se moviam livremente na solução e eram os responsáveis pela condução da corrente elétrica nas soluções, propondo assim, a Teoria Iônica das Soluções para explicar a condutividade das soluções. As soluções são classificadas quanto a condução de corrente elétrica em: • soluções eletrolíticas; • soluções não eletrolíticas. As soluções eletrolíticas são formadas pela dissolução de substâncias iônicas ou moleculares, que produzem íons cátions e ânions e possibilitam a passagem de corrente elétrica. As soluções eletrolíticas podem ser fortes ou fracas, sendo caracterizadas pelo grau de dissociação. As substâncias iônicas se dissociam quase totalmente e as substâncias moleculares produzem poucos íons. As soluções não eletrolíticas não possuem íons para promover a condução de corrente elétrica. Geralmente são formadas de substâncias moleculares, onde as moléculas são eletricamente neutras. Existem uma diferença conceitual entre os termos técnicos dissociação e ionização. A dissociação é empregada quando a substância é iônica e se dissocia em íons, isto quer dizer que os íons já existem (substâncias iônicas – são formadas por íons positivos e negativos, unidos por atração eletrostática), o solvente apenas os separa. Exemplo: NaCl + H2O Na+ (aq.) + Cl- (aq.) 30 A água solvata6 os íons cátions e ânions separando-os. A ionização é empregada para substâncias moleculares ou átomos que produzem íons, neste caso, os íons são produzidos, a molécula do soluto apresenta uma certa polaridade, constituindo-se num dipolo, sendo solvente o promotor da separação desses pólos. Exemplo: HCl + H2O H+ (aq.) + Cl- (aq.) A molecular do ácido clorídrico é polar, a água promove a formação dos íons cátions H+ e ânions Cl-. 2.6.3.3. Quanto ao Potencial Hidrogeniônico As soluções podem ser classificadas de acordo com o potencial hidrogeniônico (pH), ou seja, pela concentração de íons prótons (H+) em solução, em: • soluções ácidas; • soluções básicas; • soluções neutras. A definição clássica de substância ácida e básica foi proposta pelo químico suíço Arrhenius. Um ácido é um composto que, dissociado em água, libera íons de hidrogênio (H+), conhecido também por próton, produzindo uma solução ácido, e bases são compostos que, dissociam em água, libera íons de hidróxidos (íon hidrônio ou íon hidroxônio, OH-), produzindo solução básica ou alcalina. A mistura de uma solução ácida com uma solução básica produz uma solução neutra, formando sal e água. A grau de acidez ou basicidade de uma solução é determinada pelo método potenciométrico, na qual se mede o pH através do pHmêtro. O pHmêtro mede a concentração de íons [H+] na faixa de uma escala de 0 a 14, onde pH = 7 indica solução neutra, pH < 7 indica solução ácida e pH > 7 indica solução alcalina. A determinação do pH consiste em medir a concentração de íons H+ disperso em uma solução. Esta determinação está entre as grandezas químicas mais importante e mais determinadas em todos os processos químicos. A grandeza pH foi definida pela IUPAC como sendo igual a logaritmo negativo da atividade do íon hidrogênio: [ ]+−= HpH log (2.8) O método mais operacional para determinar o pH é o método eletroquímico, que 6 É a formação de camadas de solvente ao redor da partícula. Quando o solvente é água e ela soltada a partícula iônica, este fenômeno é denominado de hidratação. 31 utiliza eletrodos sensíveis ao íon hidrogênio, como o eletrodo de vidro. Neste método o pH é determinado pela força eletromotriz produzida em um eletrodo sensível ao pH contra um eletrodo de referência, mais comumente o Ag+/AgCl. O eletrodo de vidro não é um eletrodo reversível ao par H2/2H+ e por isso requer calibrações constantes. A calibração do pHmêtro consiste na construção de uma curva de calibração do tipo ilustrados na Figura 2.10. Figura 2.10 – Curva de calibração de pH (Fonte: Covington et al., 1985). 2.6.3.4. Quanto a Concentração de Soluto As soluções são classificadas em: • solução saturada; • solução não saturada; • solução supersaturada • solução diluída; • solução concentrada. Solução saturada é aquela em que existe um equilíbrio entre o soluto não dissolvido (gasoso, líquido ou sólido) e o soluto presente na solução. A concentração do soluto na solução em equilíbrio é chamada solubilidade do soluto nesse solvente à temperatura considerada. A solubilidade de qualquer substância (gás, líquido ou sólido) não depende da quantidade do soluto em excesso, isto é, em contato com a solução. De fato, a mesma concentração de equilíbrio é encontrada em uma solução saturada, quer seja pequena ou grande a quantidade do excesso que está em contato com a solução. Se a quantidade de soluto na solução corresponde a uma quantidade menor do que a da concentração de equilíbrio, a solução é não saturada. Em uma solução não saturada a 32 ácido sulfúrico e ácido nítrico. Ex. o ácido sulfúrico encontrado no comércio contém cerca de 98% (em massa) de soluto (H2SO4 líquido), ou seja, 100 g do ácido comercial contém 98 g de H2S04 e ± 2g de água. Os termos diluído e concentrado são apenas termos relativos. Uma solução diluída contém somente uma fração do soluto contido numa solução concentrada. Ex. Uma solução a 3%(m/m) de ácido nítrico é diluída em comparação com uma solução de 1-1N03 a 30% em massa. 2.6.4.3. Concentração em Quantidade de Matéria É a relação entre a quantidade de matéria do soluto (n) e o volume da solução (V), expresso em litros. )( )( LV moln C = (2.6) No passado, essa unidade de concentração era denominada molaridade ou concentração molar, que hoje encontra-se em desuso. Atualmente, de acordo com a International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), o uso desses termos deve ser evitado. 2.6.4.4. Concentração Normal Denominada de normalidade, no passado esta unidade foi muito utilizada em cálculos relacionados com titulações. Atualmente, o uso da normalidade não é recomendado pela IUPAC, uma vez que o emprego desta unidade de concentração não enfatiza a estequiometria da reação química. Além disso, o valor numérico do equivalente-grama de alguns compostos químicos varia de uma reação para outra. Está em desuso. A conversão da concentração normal para mol/L é realizada de acordo com a seguintes equação: ∆=MN (2.7) sendo, N = concentração normal; M = concentração mol/L; ∆ = número de oxidação (nox). 2.6.6. Hidrólise Hidrólise é a reação da água sobre um composto, quebrando este composto, com a fixação de íons hidrogênio ou de íons hidroxila. 35 Quando um sal é dissolvido em água ele se dissocia totalmente, para produzir cátions e ânions, que devem subseqüentemente, reagir quimicamente com o solvente, por meio de hidrólise. A hidrólise ocorre para íons provenientes de ácidos ou bases fortes. Por exemplo, o cátion (proveniente de uma base forte) de um sal sofre a seguinte reação de hidrólise: M+ + H2O MOH + H+ Assim, tem-se um sal ácido. Então, um ânion (proveniente de um ácido forte) de um sal, sofre a seguinte reação de hidrólise: X- + H2O HX + HO- tem-se, desta forma, um sal básico. 2.6.6.1. Hidrólise de Sais Ácidos, Básicos e Neutros Os sais quando dissolvidos em água podem produzir soluções ácidas, básicas ou neutras. 2.6.6.1.1 – Hidrólise de Sais Ácidos: Um sal é dito ácido quando ele é formado pela reação de um ácido forte com uma base fraca. Por exemplo, o sal de NH4Cl (cloreto de amônio). HCl + NH4OH → NH4Cl + H2O ácido forte base fraca sal ácido água Assim, esse sal quando é dissolvido em água produz um meio ácido cujo pH < 7. H2O NH4Cl NH4+ + Cl- OH- - Sofre hidrólise: NH4+ + H OH NH4OH + H+ - Sofre hidratação: Cl- O íon amônio sofre hidrólise porque é pouco eletropositivo, e o íon coreto sofre hidratação porque é muito eletro negativo. 2.6.6.1.2 – Hidrólise de Sais Básicos: Um sal é dito básico quando ele é formado pela reação de uma base forte com um ácido fraco. Por exemplo, o sal de NaCH3COO (ou NaC2H3O2 – acetato de sódio). CH3COOH + NaOH NaCH3COO + H2O ácido fraco base forte sal básico água 36 Assim, esse sal quando é dissolvido em água produz um meio básico cujo pH > 7. H2O NaCH3COO Na+ + CH3COO- - Sofre hidratação: Na+ H+ - Sofre hidrólise: CH3COO- + HOH HCH3COO + OH- O íon amônio sofre hidrólise porque é pouco eletropositivo, e o íon coreto sofre hidratação porque é muito eletro negativo. 2.7. REAÇÕES QUÍMICAS A reação ou transformação química é uma reorganização dos átomos das substâncias, na qual uma espécie de matéria, ou mais de uma, se transforma em nova espécie de matéria ou em diversas novas espécies de matéria. O enferrujamento do ferro, no qual o ferro se combina com o oxigênio da atmosfera para formar a ferrugem, é uma transformação química. As substâncias iniciais, ferro e oxigênio, combinam-se quimicamente e não podem ser separadas por procedimentos físicos. As reações químicas ocorrem em nível microscópico, onde a visão humana não consegue alcançar, por outro lado é necessário apoiar-nos em parâmetros macroscópicos que evidencie se uma reação ocorreu ou não durante aos procedimentos práticos. Algumas evidências de ocorrência de uma reação química são: desprendimento de gás, turvação, mudança de cor, mudança de cheiro e produção de energia. 2.7.1. Tipos de Reações Químicas Existem basicamente 3 tipos de reações químicas: • reações de precipitação; • reações ácido-base; • reações de oxidação-redução. 2.7.1.1. Reações de Precipitação As reações de precipitação ocorrem da mistura de duas soluções de substâncias iônicas para formar uma substância iônica sólida, chamada de precipitado. Precipitado é um composto sólido insolúvel formado durante a reação química em solução. Para prever se haverá ou não formação de um precipitado, basta saber as regras de solubilidade (Tabela 2.7). 37 10o Passo: Balancear as quantidades de oxigênio e hidrogênio por último. Exemplos: a) HI + H2SO4 H2S + I2 + H2O. Resposta: 8HI + H2SO4 H2S + 4I2 + 4H2O. b) K2Cr2O7 + HBr → KBr + CrBr3 + Br2 + H2O Resp.: K2Cr2O7 + 14HBr → 2KBr + 2CrBr3 + 3Br2 + 7H2O c) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O Resp.: 3Ag + 4HNO3 → 3AgNO3 + NO + 2H2O 2.8. TERMOQUÍMICA A termoquímica estuda as energias envolvidas nas reações químicas. Toda reação química implica no rearranjo dos átomos em suas diferentes ligações. Estas transformações são acompanhadas por absorção ou desprendimento de energia sob a forma de luz, eletricidade ou calor. A maioria das reações químicas envolvem as transformações de energia térmica, nas quais são transferidas sob a forma de calor. Uma reação química acompanhada de desprendimento de calor para o meio é denominada de reação exotérmica, e uma reação química acompanhada por absorção de calor do meio é denominada de reação endotérmica. Estes estudos são fundamentados na termodinâmica, ciência macroscópica que estuda as relações entre as diferentes propriedades de equilíbrio de um sistema e as trocas das propriedades de equilíbrio nos processos. A energia liberada ou absorvida nas reações química são extremamente importantes nos processos bioquímicos do nosso ecossistema, como por exemplo, a absorção de energia luminosa pelas plantas durante a fotossíntese. As energias envolvidas nas reações químicas são: • energia interna; • entalpia; • entropia; • energia livre. 2.8.1. Energia Interna A Energia Interna (E) é a energia armazenada nas ligações das moléculas e nos retículos iônicos e se origina das energias potencial e cinética dos elétrons (Ucko, 1992). A variação da energia interna (∆E) é uma função termodinâmica que depende do 40 estado inicial e final da reação, e ocorre quando a reação absorve ou libera de calor em um sistema com volume constante (V = constante). Se ∆E é positivo, a reação é endotérmica, e se ∆E é negativo, a reação é exotérmica (Figura 2.13). O calor liberado (∆E) a volume constante é medido na prática por uma bomba calorimétrica (ou calorímetro), porém como a maioria das reações químicas ocorrem em sistemas abertos e à pressão atmosférica constante, é mais prático medir a entalpia do sistema. 2.8.2. Entalpia A Entalpia (∆H) é uma palavra de origem alemã, enthalen, que significa “conteúdo de calor”, é o calor absorvido ou liberado à pressão constante (P = constante). Se a entalpia é negativa (∆H = -), a reação é exotérmica e se a entalpia é positiva (∆H = +), a reação é endotérmica (Figura 2.12). Figura 2.12 – Troca de calor entre o sistema e o meio. A entalpia de formação (ou calor de formação, ∆H0f) de uma substância é o calor absorvido ou liberado para formação da substância nas condições padrões de temperatura e pressão, 25oC e 1 atm, cujo valor é tabelado. Em reações químicas entre sólidos, líquidos ou gases, os valores de ∆E e ∆H são muito próximos. 2.8.3. Entropia Entropia (S) é o parâmetro que mede o grau de desordem de um sistema (energia caótica, energia do caos). Quanto maior a quantidade de calor no sistema, maior a é entropia, maior a é desordem do sistema. Mas, por outro lado, se a desordem já está instalada, um aumento na temperatura não iria aumentar o caos existente, com esta forma de pensamento, a temperatura foi considerada inversamente proporcional à entropia. Um dos enunciados da 2a Lei da Termodinâmica está relacionado à entropia, que diz: “Em qualquer processo espontâneo, existe sempre um aumento na entropia do universo (∆Stotal > 0)” Se ∆S é positivo, a reação é acompanhada de uma desordem, e se ∆S é negativo, a 41 reação desencadeia a ordenação. 2.8.4. Energia Livre A energia livre de Gibbs (∆G) é outra função termodinâmica de estado, definida como: STHG ∆−∆=∆ (2.10) A variação da energia livre depende das variações de entalpia e entropia, na qual indicará se a reação irá ocorrer espontaneamente ou não (Tabela 2.8). Tabela 2.8 – Espontaneidade das reações químicas. ∆H ∆S ∆G (-) (+) espontânea em qualquer temperatura (+) (-) não-espontânea independentemente da temperatura (+) (+) espontânea somente a altas temperaturas (-) (-) espontânea somente a baixas temperaturas 2.9. ELETROQUÍMICA A eletroquímica é a parte da química que estuda as conversões de energia elétrica e química. A conversão de energia elétrica em energia química, é denominada de eletrólise. E a conversão da energia química em energia elétrica é denominada de galvanometria. 2.9.1. Eletrólise O processo de eletrólise é a conversão de elétrica em energia química promovida pela passagem da corrente elétrica através de uma solução contida em uma célula eletrolítica (Figura 2.13). Neste processo o escoamento de elétrons é forçado por uma fonte de energia externa ao sistema. A energia fornecida deve ser suficiente para promover uma reação de oxidação e redução no sentido inverso daquela em que se processaria espontaneamente. Figura 2.13 – Célula eletrolítica ou cuba eletrolítica (Fonte: COC, 2006). 2.9.1.1. Célula Eletrolítica A célula eletrolítica ou cuba eletrolítica é o recipiente onde ocorre a eletrólise na qual é composta pelos seguinte elementos: • eletrodos; 42 Desta forma, foram-se: • no cátodo: sódio metálico líquido; • no ânodo: cloro gasoso. 2.9.1.4. Produção de Cloro a Partir de Solução Salina de NaCl A produção de cloro a partir de solução aquosa de NaCl é bem mais complexa, pois neste caso podem ocorrer as reações de oxidação ou redução da água. Assim, as reações que podem ocorrer são as seguintes: Eletrodo positivo (ânodo): 2 Cl- (aq) → Cl2 (g) + 2 e- oxidação 2 H2O () → O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e- Eletrodo negativo (cátodo): Na+ (aq) + 1 e- → Na (s) redução 2 H2O () + 2 e- → H2 (g) + 2 OH- (aq) Somente uma análise qualitativa irá revelar quais os elementos químicos formados nos eletrodos, uma vez que existem duas reações competindo em cada eletrodo. Assim, a reação global é: 2 Cl- (aq) → Cl2 (g) + 2 e- 2 H2O () + 2 e → H2 (g) + 2 OH- (aq) 2 Cl- (aq) + H2 (g) + 2 OH- (aq) → Cl2 (g) + H2 (g) + 2 OH- (aq) Desta forma, foram-se: • no cátodo – hidrogênio gasoso; • no ânodo - cloro gasoso. 2.9.2. Galvanometria O processo de galvanometria é a conversão química em energia elétrica promovida pelas transformações químicas desenvolvidas em uma pilha galvânica. As reações de oxidação e redução ocorrem espontaneamente. 2.9.2.1. Célula Galvânica O processo de funcionamento de uma célula galvânica ou voltaica é muito parecido com a de uma célula eletrolítica. Na célula eletrolítica, a corrente elétrica é inserida no sistema (um sistema externo fornece energia), enquanto que na célula galvânica, a energia elétrica é gerada no sistema (a célula fornece energia para um sistema externo), como ilustrado na Figura 2.16. 45 Fonte: UFPa, 2006. Figura 2.16 – Célula galvânica ou pilha galvânica. Cada compartimento da Figura 2.16, recebe o nome de meia-pilha, e quando eles são conectados adequadamente, o zinco sofre oxidação espontaneamente, perdendo seus elétrons e produzindo íons cátions Zn2+. Estes íons migram para solução, promovendo a dissolução do zinco, ocasionando, por conseguinte, a corrosão na placa de zinco. A interface da placa do eletrodo que ficou carregada positivamente, atrai os ânions SO42- da solução de sulfato de zinco. A solução, por sua vez, vai aumentando a concentração de partículas positivas. Estas atraem os íons cloretos da ponte salina (RUSSELL, 1994). Os elétrons perdidos pelo zinco caminham pelo fio do circuito externo até o eletrodo de cobre, tornando a placa do eletrodo carregada negativamente. Os íons Cu2+ contidos na solução de sulfato de cobre são reduzidos, produzindo o cobre metálico, que se deposita no eletrodo de cobre. A concentração de íons cátions na placa de cobre afasta os íons SO42-, tornando a solução de sulfato de cobre carregada negativamente, atraindo os íons K+ contidos na ponte salina. As semi-reações e a reação global que ocorrem nas semi-pilhas são as seguintes: Zn (s) → Zn2+ (aq)+ 2 e- (oxidação – ânodo) Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu (s) (redução – cátodo) Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq)+ Cu (s) O importante fato de eletricidade pode ser produzida por meio de transformações químicas, permite o estoque de energia elétrica sob a forma de reagentes químicos, os quais poderão ser usados para gerar energia elétrica e outras formas de energia, quando houver necessidade. 2.9.2.2. Diferença de Potencial e Potencial Padrão do Eletrodo A célula eletroquímica (eletrolítica ou galvânica) somente produz energia elétrica se houve uma diferença de potencial (ddp) entre os eletrodos. Portanto, o potencial de eletrodo ou potencial de redução pode ser definido como a tendência dos íons de doar ou receber elétrons, promovendo as reações de oxidação e redução. 46 Como cada eletrodo está envolvido em uma solução contendo íons, os quais tem tendência de adquirir elétrons de seu respectivo eletrodo, a fim de reduzir-se. ÍON CÁTION (aq) + e- → METAL Quanto maior o potencial de redução, tanto maior será sua facilidade em sofrer redução (receber elétrons), como expresso na Tabela 2.9. Tabela 2.9 – Potenciais padrões de redução dos metais (Fonte: HANDBOOK OF CHEMISTRY AND PHYSICS). Semi-Reação Eo (V) Semi-Reação Eo (V) Li Li+ + e- + 3,04 Fe Fe2+ + 2e- + 0,44 K K+ + e- + 2,29 Co Co2+ + 2e- + 0,27 Rb Rb+ + e- + 2,29 Ni Ni2+ + 2e- + 0,25 Cs Cs+ + e- + 2,29 Sn Sn2+ + 2e- + 0,13 Ba Ba2+ + 2e- + 2,90 Pb Pb2+ + 2e- + 0,12 Sr Sr2+ + 2e- + 2,89 H2 2 H+ + 2e- 0,00 Ca Ca2+ + 2e- + 2,87 Cu Cu2+ + 2e- - 0,34 Na Na+ + e- + 2,71 Ag Ag+ + e- - 0,80 Mg Mg2+ + 2e- + 2,37 Pd Pd2+ + 2e- - 0,98 Al Al3+ + 3e- + 1,66 Pt Pt2+ + 2e- - 1,20 Mn Mn2+ + 2e- + 1,18 Au Au+ + e- - 1,68 Zn Zn2+ + 2e- + 0,76 A série eletroquímica de metais, lista na Tabela 2.9, também é conhecida como “escala de nobreza” ou de “fila de reatividade química” (Figura 2.17), que dispõe os elementos em ordem decrescente de reatividade (cada elemento é mais reativo do que os vêm depois dele) e em ordem crescente de nobreza (cada elemento é menos nobre do que os que vêm depois dele), com tendência de perder eletrons. Figura 2.17 – Fila de reatividade dos metais. Quanto mais reativo é o elemento, tanto menos nobre ele é. Quanto mais nobre o elemento, menor será a sua reatividade química. O ouro (Au), a platina (Pt) e a prata (Ag) têm baixa reatividade química são elementos de metais nobres. São chamados de “nobres” porque mais dificilmente sofre “ataques” químicos de outras substâncias. Resumindo, quando dois metais estão próximos, cria-se uma diferença de potencial entre eles que gera a condução de corrente elétrica. Um desses materiais terá maior facilidade de receber os elétrons livres do metal adjacente. Essa facilidade de receber elétrons gera o potencial de redução do metal. Portanto, quanto maior o potencial de redução, maior será a avidez por elétrons. 47 • saturada: quando só existem ligações simples; • insaturada: quando existem ligações duplas ou triplas. 2.10.2.2. Cadeias Carbônicas A cadeia carbônica é a ligação seqüencial de átomos de carbono que podem ser abertas ou fechadas. a) Cadeias Abertas, Acíclica ou Alifática- a ligação seqüencial de átomos de carbono possui extremidades, podendo ser dos seguintes tipos: - Saturadas (C-C-C): todos os carbonos fazem ligações simples; - Insaturadas (C=C-C=C ≡ C-C): algum carbono faz ligação dupla ou tripla; - Homogêneas (C-C-C=C-C): não há um elemento diferente ligado entre carbonos; - Heterogêneas (C-X-C-C): há um elemento entre carbonos denominado heteroátomo; - Normais (C-C-C-C): somente há carbonos primários ou secundários; - Ramificadas (C-C-C-C): há carbonos terciários e quaternários. b) Cadeias Fechadas ou Cíclica - a ligação seqüencial de átomos de carbono não possui extremidades, podendo ser dos seguintes tipos: - Aromática: possui o núcleo benzênico (Figura 2.19); Figura 2.19 – Formas de representação do núcleo benzênico. O núcleo benzênico é caracterizado por ter: * 6 carbonos, * 3 ligações duplas conjugadas, * cadeia fechada, * ressonância. - Não-aromática: não possui o núcleo benzênico; Figura 2.20 – Cadeias fechadas não-aromáticas. c) Cadeia Mista - possui uma cadeia fecha e outra aberta. 50 Figura 2.21 – Cadeias mista. 2.10.2.3. Nomenclatura A nomenclatura dos compostos orgânicos pode ser extremamente complexa. Porém, de um modo geral, a nomenclatura dos compostos orgânicos é feita de acordo com o número de carbono existentes na cadeia (Tabela 2.11), tipo de ligação (Tabela 2.12) e grupo funcional (Tabela 2.13). Tabela 2.11 – Nomenclatura de acordo com o número de carbono da cadeia (Fonte: CARVALHO, 2006). Número de Carbono Nomenclatura 1 C MET 2 C ET 3 C PROP 4 C BUT 5 C PENT 6 C HEX 7 C HEPT 8 C OCT 9 C NON 10 C DEC Tabela 2.12 – Nomenclatura de acordo com o número de carbonos da cadeia (Fonte: CARVALHO, 2006). Tipo de Ligação Nomenclatura Simples AN Dupla EN Tripla IN 2.10.2.4. Funções Orgânicas São grupos funcionais, de mesma família, que apresentam a mesma estrutura e propriedades químicas características. O grupo funcional é formado de um átomo ou grupo de átomos e sofrem as mesmas reações químicas, independentemente da natureza do resto da molécula, denominada de radical ( R). Entretanto, quanto maior o radical (“esqueleto” carbônico), menor será a influência do grupo funcional. Os grupos funcionais mais importantes estão apresentados na Tabela 2.13. 51 Tabela 2.13 – Importantes grupos funcionais (Adaptação: BRUNET, 2006). Classe Grupo funcional Exemplo Nomenclatura alcanos CH3-CH3 Etano alquenos CH3CH=CH2 Propeno (homo) aromáticos Tolueno (hetero) aromáticos 3-Metilpiridina alcinos CH3-C≡C-CH3 2-Butino haletos de alquila halogênio CH3-CH2-Br Brometo de etila álcoois fenóis OH CH3-CH2-OH Ph-OH Etanol Fenol éteres O CH3-CH2-O-CH2-CH3 Dietiléter aminas primárias NH2 CH3-NH2 Metilamina aminas secundarias NH (CH3)2NH Dimetilamina aminas terciárias (CH3)3N Trimetilamina tióis SH CH3-CH2-SH Etiltiol compostos sulfurados S - (CH3)2S Dimetilsulfeto boranos (CH3)3B Trimetilborano organometálicos metal (Li, Mg, Al, etc.) CH3Li (CH3)2Mg (CH3)3Al Metillítio Dimetilmagnésio Trimetilalano aldeídos Etanal cetonas Propanona aminas Metilamina propanona ácidos carboxílicos Ácido acético ésteres Acetato de etilo amidas Acetamida haletos de acetileno anidridos Acetilenocloreto Anidrido acético nitrilas -C≡N CH3CN Acetonitrila nitroderivados -NO2 CH3NO2 Nitrometano sulfonas -SO2- CH3SO2CH3 Dimetilsulfona ácidos sulfônicos -SO2-OH CH3CH2CH2SO2OH Ácido propano sulfônico 52 Figura 2.22 – Ponto de ebulição dos alcanos (Fonte: BRUNET, 2003). Os alcanos apresentam densidade menor que 1 (Figura 2.23). Figura 2.23 – Densidade dos alcanos (Fonte: BRUNET, 2003). Os principais alcanos e seus respectivos nomes estão apresentados na Tabela 2.15. Tabela 2.15 – Principais alcanos (Adaptação: BRUNET, 2003). n Nombre (-ano) Fórmula (CnH2n+2) n Nombre (-ano) Fórmula (CnH2n+2) 1 metano* CH4 10 decano CH3(CH2)8CH3 2 etano* CH3CH3 11 undecano CH3(CH2)9CH3 3 propano* CH3CH2CH3 12 dodecano CH3(CH2)10CH3 4 butano* CH3(CH2)2CH3 13 tridecano CH3(CH2)11CH3 4 isobutano (CH3)3CH 14 tetradecano CH3(CH2)12CH3 5 pentano CH3(CH2)3CH3 15 pentadecano CH3(CH2)13CH3 5 isopentano (CH3)2CHCH2CH3 20 eicosano CH3(CH2)18CH3 5 neopentano (CH3)4C 21 heneicosano CH3(CH2)19CH3 6 hexano CH3(CH2)4CH3 22 docosano CH3(CH2)20CH3 7 heptano CH3(CH2)5CH3 30 triacontano CH3(CH2)28CH3 8 octano CH3(CH2)6CH3 40 tetracontano CH3(CH2)38CH3 9 nonano CH3(CH2)7CH3 50 pentacontano CH3(CH2)48CH3 2.10.3.2.2 - Alcenos: ou olefinas, possuem ligação dupla C = C. A nomenclatura dos alcenos é muito semelhante a nomenclatura dos alcanos, trocando apenas o “ano” por “eno”. Os pontos de ebulição e fusão são parecidos com os alcanos correspondentes, aumentam com o peso molecular, mais ao contrário dos alcanos são bastante reativos (RUSSEL, 1994). O alceno mais simples é eteno (etileno). 55 2.10.3.2.3 - Alcinos: possuem ligação tripla C ≡ C, são compostos não-polares ou levemente polares, apresentam ponto de fusão e ebulição que aumentam com o peso molecular, sendo bastante reativos. A nomenclatura dos alcinos também é semelhante a nomenclatura dos alcanos, substituindo o sufixo ano por ino. O alcino mais simples é etino (acetileno). Exemplos comuns de alcinos são os anticoncepcionais e antibióticos orais. A Figura 2.24 ilustra as moléculas mais simples de alcano, alceno e alcino. Figura 2.2 – Metano, etileno e acetileno (Fonte: SILVA, 2006). 2.10.3.2.4 - Cíclicos: são hidrocarbonetos que formam um anel de átomos de carbono. Existem basicamente 3 tipos: cicloalcanos, cicloalcenos e hidrocarbonetos aromáticos. O alcano cíclico mais comum em moléculas orgânicas encontradas no seres vivos é o ciclohexano. Outro exemplo de cicloalcano é o ciclopropano, um gás incolor de aroma adocicado (UCKO, 1992). Dentre os cicloalcenos mais importantes estão os terpenos (principais componentes dos óleos essenciais), contendo de 10, 15, 20 ou 30 átomos de carbono, são derivados da unidade do isopreno (alceno). A maioria dos terpenos são voláteis. As plantas e árvores exalam terpenos e são fontes naturais de hidrocarbonetos para atmosfera. O escapamento dos automóveis constitui a maior fonte artificial de terpenos. Outro cicloalceno importante é o caroteno, também derivado do isopreno, presentes em quase todas as plantas verdes (UCKO, 1992). Os esteróides (componentes dos hormônios) integram a lista de importantes cicloalcenos. Os hidrocarbonetos aromáticos9 são uma classe especial de hidrocarbonetos cíclicos insaturados. O hidrocarboneto aromático mais simples é o benzeno, altamente tóxico, possui a fórmula C6H6, nas quais 3 ligações pi (π) são deslocalizadas sobre o anel, em ressonância eletromagnética. Os hidrocarbonetos aromáticos são pouco reativos. Alguns exemplos são ilustrados na Figura 2.35. Figura 2.25 – Benzeno, naftaleno, antraceno e fenantreno (Fonte: BRUNET, 2003). 9 Termo empregado porque muitos dos compostos possuem odores pronunciados (RUSSELL, 1994). 56 2.10.3.2.5 – Derivados Halogenados: são hidrocarbonetos formados por átomos de carbono, hidrogênio e halogênios (cloro, flúor, bromo ou iodo). São mais densos que a água e estão presente no cotidiano como inseticidas, anestésicos, solventes e intermediários de sínteses. 2.12.4. Compostos Orgânicos Oxigenados São os compostos orgânicos que contêm um ou mais átomos de oxigênio e estão classificados nas seguintes famílias: Tabela 2.16– Compostos orgânicos oxigenados (Adaptação: CARVALHO, 2006). Função Fórmula Geral Nomenclatura IUPAC Exemplos ÁLCOOL R OH OH ligado a C saturado nome de R H − o + ol CH3 CH2 CH2 OH 1-propanol FENOL Ar OH hidroxi + nome de Ar H OH hidroxibenzeno ÉTER R1 O R2 nome de R1 O + nome de R2 H R1 ≤ R2 CH3 O CH2 CH3 metoxietano ALDEÍDO nome de R CH3 − o + al O || CH3 CH2 C | H propanal CETONA nome de R CH2 R1 − o + ona propanona ÁCIDO CARBOXÍLICO ácido nome de R CH3 − o + oico O || CH3 CH2 C | OH ácido propanóico ÉSTER nome de O || R C | OH − ácido − ico + ato + nome de R1 O || CH3 CH2 C | O CH3 propanoato de metila 2.10.4.1. Álcoois São moléculas que contêm um grupo hidroxila ( OH) ligado a um radical alquila. Os álcoois formam ponte de hidrogênio porque o oxigênio do grupo hidroxila é mais eletronegativo que o carbono, deslocando as cargas na molécula formando um dipolo, por isso os álcoois são solúveis em água. Exemplos: metanol (álcool metílico – álcool de madeira, venenoso), etanol (álcool etílico – de bebidas), 2-propanol (álcool isopropílico – álcool para fricção, usado como anti-séptico, pois age como adstringente, enrijecendo a pele e limitando as secreções). 57 Como exemplos de compostos orgânicos sulfonados, tem-se: • tiol, tioálcool, metil mercaptana ou mercaptana (CH3SH), parecido como o metanol (CH3OH), é um dos odores inseridos nos butijões de gás. O cheiro das mercaptanas estão presentes em lagoas de estabilização anaeróbias ou camadas betônicas; • metanodiol, parcialmente responsável pelo odor das fezes; • butanotióis, cheiro exalado pelas jaguatiricas; • fenolsulfonftaleína (fenol vermelho), corante. Certos compostos orgânicos sulfurados tem cores características. 2.10.6. Compostos Orgânicos Nitrogenados São os compostos orgânicos que contêm átomos de nitrogênios em sua estrutura molecular. Depois do hidrogênio, oxigênio e carbono, o nitrogênio são os átomos mais abundantes nos seres vivos. As famílias nitrogenadas orgânicas são classificados em: • aminas; • amidas; • alcalóides. 2.10.6.1. Aminas São moléculas de amônia (NH3), na qual o átomo ou átomos de hidrogênios são substituídos por compostos orgânicos. A substituição de um átomo de hidrogênio produz uma amina primária, a substituição de dois átomos de hidrogênio produz uma mina secundária e substituição de três átomos de hidrogênios produz uma amina terciária (Figura 2.31). (a) metilamina (amina primária) (b) dimetilamina (amina secundária) (c) trimetilamina (amina terciária) Figura 2.26 – Tipos de aminas. Como exemplos de aminas, tem-se: • anilina (fenilamina – amina aromática), corante; • glicina, um aminoácido (molécula de proteína composta por uma amina e um grupo carboxílico); • adrenalina (epinefrina), hormônio que aumenta a pressão cardíaca e a pulsação, secretado em momentos de tensão. Administrado para abrir os canais pulmonares em casos de bronquite asmática e em paradas cardíacas, injetada diretamente no coração; • lidocaína, usado como anestésico local; • fenilefrina, usado como descongestionante nasal; 60 • e outros. Existem três tipos de aminas: as de cadeia linear, as de cadeia ramificadas e as heterocíclicas. As aminas heterocíclicas ou aromáticas, cujo átomo de nitrogênio está ligado a dois ou três átomos de carbono, são as estruturas básicas dos alcalóides, como por exemplo: ou (a) pirrol (b) imidazol (c) indol (d) piridina (e) quinolina (f) purina Figura 2.26 – Importantes aminas heterocíclicas ou aminas aromáticas. 2.10.6.2. Amidas São moléculas que contém um grupo funcional resultante da combinação de uma amina com um grupo carbonila .Existem aminas de cadeia linear, cadeia ramificadas e amidas aromáticas. Como exemplos de amidas, tem-se: • uréia, um componente da urina, resultante da degradação de moléculas nitrogenadas; • acetanilida, acetaminofen ou p-hidroxiacetanilida (Tylenol), amida aromática, um substituto da aspirina. É um analgésico e antipirético, mas não tem efeito antiinflamatório como a aspirina; • antibióticos contém as lactamas (amidas cíclicas – anéis cíclicos) 2.10.6.3. Alcalóides São compostos orgânicos encontrados em produtos naturais (raízes, folhas, córtex, frutos e bagas de plantas). Essas moléculas são nitrogenadas, no qual o átomo de nitrogênio geralmente faz parte de um anel heterocíclico (amina aromática); além do nitrogênio, fazem parte da fórmula o carbono, hidrogênio e oxigênio. Como exemplos mais comuns de alcalóides, tem-se: • nicotina, encontradas nas folhas de tabaco e conseqüentemente nos cigarros, é um alcalóide derivado da amina aromática piridina; • atropina, solução 0,5 a 1 %, empregada para dilatar as pupilas; • cocaína, estimulante que causa dependência, alcalóide derivado da piperidina; • morfina, droga eficaz contra dor, retirada da papoula; • estricnina, estimulante do sistema nervoso central, derivado da amina aromática indol; • e outros. 61 2.10.7. Polímeros São os compostos orgânicos formados por macromoléculas, moléculas muito grandes. Estas moléculas são formadas por pequenas unidades moleculares, denominadas de monômeros, que se repetem e se ligam umas as outras. A reação pela qual os monômeros se interligam é chamada de polimerização. Existem dois tipos de polímeros: os naturais e os sintéticos. Os polímeros são muito resistentes à rupturas e desgastes, muito elásticos e resistentes à ação dos agentes atmosféricos. Como exemplos de polímeros naturais, tem-se: • celulose, polímero de glucose, encontrado nas plantas; • látex, seiva da seringueira que se transforma em borracha; • alguns carboidratos; • e outros. Como exemplos de polímeros sintética, tem-se: • celulóide, plástico de importância comercial, usado para películas fotográficas e de cinema; • plásticos, são geralmente rígidos à temperatura ambiente, embora se tornem moles e flexíveis ao elevar a temperatura; • elastômeros, são polímeros de cadeias lineares interligadas que podem mudar de forma a baixa tensão, se a temperatura é suficientemente elevada, porém recuperam a forma primitiva ao fazer desaparecer a tensão. Podem ser estirados sem se romper até um comprimento muito superior ao primitivo; • resinas, são polímeros de estrutura tridimensional formados por moléculas rígidas de pesos moleculares não muito altos, mais que produzem substâncias duras; • poliuretanos, empregados para fabricar espumas de almofadas e almofadões; • nylon, uma poliamida; • e outros. 62