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Ensino de Química – Noções de Química Geral
NOÇÕES DE QUÍMICA GERAL
GUIA DE ESTUDO 3
PROFESSOR (A): COORDENAÇÃO PEDAGÓGICA
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SUMÁRIO
INTRODUÇÃO ................................................................................................. 03
1 QUÍMICA ORGÂNICA ................................................................................... 05
2 QUÍMICA INORGÂNICA ............................................................................... 17
2.1 Ácidos ......................................................................................................... 19
2.2 Bases .......................................................................................................... 22
2.3 Óxidos......................................................................................................... 27
2.4 Sais ............................................................................................................. 27
3 QUÍMICA ANALÍTICA ................................................................................... 29
3.1 Métodos Classicos ...................................................................................... 31
3.2 Métodos Instrumentais................................................................................ 31
4 FÍSICO-QUÍMICA .......................................................................................... 33
5 CONCEITOS FUNDAMENTAIS EM ESPECTROCOPIA.............................. 34
REFERÊNCIAS CONSULTADAS E UTILIZADAS .......................................... 39
ANEXOS........................................................................................................... 40
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INTRODUÇÃO
De uma forma abstrata, pode definir-se a química como a ciência que estuda
as causas e os efeitos da distribuição, cedência e captura de elétrons entre átomos
e moléculas e das relações entre os níveis energéticos dos citados elétrons nos
átomos e nas moléculas.
Desde tempos remotos que o Homem tem procurado conhecer o mundo que
o rodeia utilizando, para tal, os recursos naturais ao seu dispor, extraindo e
fabricando outros materiais com o objetivo de melhorar as suas condições de vida.
Cozia barro, utilizava corantes, fundia metais e curtia peles. O domínio dos
processos de transformação dos materiais, já evidenciado no antigo Egito e entre os
gregos, conheceu o seu primeiro grande desenvolvimento com os alquimistas químicos da Idade Média. Estes tinham como objetivo procurar a Pedra Filosofal que
lhes permitiria transformar metais comuns, como o chumbo, em ouro.
No século XVIII, devido aos trabalhos desenvolvidos por Lavoisier e outros
químicos da época, a química surgiu como ciência. A partir daí, e para responder às
necessidades do Homem, a química passou a ser aprofundada, com base na
experimentação, nas mais diversas vertentes, nomeadamente no estudo dos
materiais de carbono, no aperfeiçoamento dos métodos de análise e no progresso
cada vez mais acentuado da indústria.
A química está na base do desenvolvimento econômico e tecnológico. Da
siderurgia à indústria da informática, das artes à construção civil, da agricultura à
indústria aeroespacial, não há área ou setor que não utilize em seus processos ou
produtos algum insumo de origem química. Com alto grau de desenvolvimento
científico e tecnológico, a indústria química transforma elementos presentes na
natureza em produtos úteis ao homem. Substâncias são modificadas e
recombinadas, através de avançados processos, para gerar matérias-primas que
serão empregadas na formulação de medicamentos, na geração de energia, na
produção de alimentos, na purificação da água, na fabricação de bens como
automóveis e computadores, na construção de moradias e na produção de uma
infinidade de itens, como roupas, utensílios domésticos e artigos de higiene que
estão no dia-a-dia da vida moderna.
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Pois bem, ao professor dessa disciplina cabe o papel de mediar a construção
do conhecimento, o que passa por seu comprometimento, seu entusiasmo e sua
criatividade para inserir os jovens nesse mundo fascinante de combinações e
recombinações que fazem a vida ser mais emocionante.
Temos então como objetivo nesta apostila exatamente expor noções de
química geral na qual incluímos a química orgânica, inorgânica analítica, físicoquímica e alguns tópicos especiais como o uso da espectroscopia levando o
especialista no ensino da química relembrar seu compromisso com o ensino de uma
química prática, afinal de contas ela está presente no cotidiano de todo ser humano.
Embora consideremos a Química uma ciência nova, ela tem grande
responsabilidade sobre o nosso mundo, pois será dela que poderá sair a solução
para muitos dos problemas enfrentados por todos.
Esclarecemos dois pontos importantes.
Primeiro: este trabalho não é original, trata-se de uma reunião de materiais e
pensamentos de autores diversos que acreditamos, fornecem o essencial para o
curso em epígrafe.
Segundo: ainda que a apostila de Metodologia Científica e as Orientações de
Trabalhos de Conclusão de Curso tenham explicado que, embora haja
controvérsias, trabalhos científicos devem ser redigidos preferencialmente em
linguagem impessoal, justificamos que nossa intenção é dialogar com o aluno,
portanto abrimos mão dessa regra e optamos por uma linguagem, digamos,
informal, tentando nos aproximar e nos fazermos entender mais claramente.
Questionamentos e dúvidas podem surgir ao longo desse caminho, e muito
embora tenhamos como missão abrir os horizontes, levá-los a se tornarem
especialistas na questão, pedimos desculpas por essas lacunas que possam surgir,
no entanto, deixamos ao final da apostila uma lista de referências bibliográficas
consultadas e utilizadas onde poderão pesquisar mais profundamente algum tema
que tenha chamado atenção ou a desejar.
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1 QUÍMICA ORGÂNICA
A química orgânica é um ramo da química relativamente jovem, nascido do
estudo das substâncias que constituem a matéria viva e dos compostos resultantes
das suas transformações.
Inicialmente, pensava-se que a síntese de substâncias orgânicas só era
possível com a interferência de organismos vivos, no entanto, quando se
demonstrou que estes compostos podiam ser sintetizados em laboratório, a
designação ―orgânico‖ perdeu o sentido.
Hoje em dia, prefere-se a designação de compostos de carbono a compostos
orgânicos, visto que este elemento é comum a todos eles e é, em parte, responsável
pelas suas propriedades. Contudo, nem todos os compostos que possuem o
elemento carbono são incluídos no grupo dos compostos de carbono/compostos
orgânicos (FELTRE, 2007).
Diamante, carbonatos, dióxido de carbono, são exemplos de compostos
inorgânicos que contêm em sua composição o elemento carbono.
Para termos uma ideia de como esta ciência é importante, lembremos que ela
está presente no organismo dos seres vivos na molécula de DNA, responsável no
caso do ser humano, pela transmissão dos caracteres hereditários. Os compostos
orgânicos constituem 60% em massa de nosso corpo, na forma de carboidratos,
proteínas e lipídios.
A facilidade com que os átomos de carbono (6C 1s2 2s2 2p2, 4 elétrons de
valência) formam ligações covalentes (simples, duplas ou triplas) com outros átomos
de carbono ou com átomos de outros elementos explica o número e a variedade de
compostos orgânicos.
Os compostos orgânicos podem ser agrupados e classificados de acordo com
a presença de determinados grupos de átomos nas suas moléculas (os grupos
funcionais), grupos esses que são responsáveis pelo comportamento químico
dessas famílias de compostos orgânicos. Qualquer composto orgânico é constituído
por uma cadeia carbonada não reativa, ―o esqueleto‖ e por uma parte reativa, o
grupo funcional.
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Temos abaixo algumas dessas funções e seus respectivos grupos funcionais.
 Funções oxigenadas – aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres, éteres,
alcoóis;
 Funções nitrogenadas – aminas, amidas;
 Funções halogenadas – haletos;
 Função hidrogenada – hidrocarbonetos.
Esta classificação surgiu da necessidade de organizar o grande número de
compostos orgânicos em classes subdivididas que obedecem a propriedades
químicas comuns.
Os hidrocarbonetos são substâncias moleculares binárias, pois são
formadas apenas por carbono e hidrogênio. Quando na cadeia carbonada só
existem ligações covalentes simples, trata-se de um hidrocarboneto saturado, caso
existam ligações covalentes duplas ou triplas, entre os átomos de carbono, trata-se
de um hidrocarboneto insaturado.
Há dois grandes grupos de hidrocarbonetos:

os hidrocarbonetos aromáticos (contêm, pelo menos, um anel benzênico) e,

os hidrocarbonetos alifáticos - não contêm nenhum anel benzênico e as suas
cadeias carbonadas, podem ser abertas ou fechadas e qualquer delas pode
ser ramificada (C3 ou C4) ou linear (C1 ou C2).
Os hidrocarbonetos alifáticos de cadeia fechada também se chamam cíclicos.
Os de cadeia aberta tomam o nome de:
 Alcanos, quando os átomos de carbono estão ligados uns aos outros por
ligações covalentes simples;
 Alcenos, quando existe pelo menos uma ligação covalente dupla entre dois
átomos de carbono;
 Alcinos, quando existe pelo menos uma ligação covalente tripla entre dois
átomos de carbono.
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Nomenclatura dos alcanos
O sistema de regras utilizado e universalmente reconhecido é proposto pela
União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC).
Nos alcanos cada átomo de carbono está ligado a 4 outros átomos por
ligações covalentes simples C – H e C – C.
Nos alcanos de cadeia linear, cada átomo de carbono não terminal liga-se a
outros dois átomos de carbono e a dois de hidrogênio, não havendo ramificações ao
longo da cadeia carbonada. O mais simples dos alcanos é o metano (CH4), segue-se
o etano (C2H6), o propano (C3H8), o butano (C4H10). Nos alcanos seguintes o nome
obtém-se adicionando ao prefixo indicativo do número de átomos de carbono a
terminação ano. A fórmula geral dos alcanos é: CnH2n+2.
Quando o número de átomos de carbono na cadeia carbonada é superior a 3,
as cadeias carbonadas podem se ramificadas. Exemplo de duas cadeias
carbonadas ramificadas:
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Os grupos de átomos que constituem as ramificações chamam-se radicais
alquilo ou grupos alquilo e são simbolizados por R. Os nomes dos radicais alquilo
obtêm-se a partir do alcano respectivo, substituindo a terminação ano por ilo.
Exemplo:
– CH3
– C2H5
– C3H7
propilo;
Nomenclatura dos alcanos

1ª - Para dar o nome aos alcanos de cadeia ramificada, escolhe-se, para
cadeia principal a que contém maior número de átomos de carbono.

2ª - Cada átomo de carbono da cadeia principal é, em seguida, numerado em
sequência, começando pela extremidade que originará a menor soma dos
números dos átomos de carbono (índices) ligados às ramificações (grupos
alquilo).

3ª - Cada ramificação é indicada pelo nome e posição na cadeia principal,
antes do nome do alcano. A posição do grupo alquilo é separada do seu
nome por um hífen (-).
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
4ª - Se existirem dois ou mais grupos alquilo iguais acrescenta-se o prefixo
multiplicativo di, tri, tetra, ao nome do grupo alquilo, e a sua posição deve ser
indicada por ordem crescente. As posições ocupadas por esses grupos
alquilo são assinaladas antes do respectivo prefixo e separadas entre si por
vírgulas.

5ª - Os diferentes grupos alquilo ligados à cadeia principal devem ser
indicados por ordem alfabética.
Nomenclatura dos alcenos
Os
alcenos
são
hidrocarbonetos
insaturados
em
que
a
ligação
carbono – carbono (C = C) constitui a principal característica da sua
dupla
estrutura. O alceno mais simples, o eteno ou etileno, tem a fórmula molecular C2H4 e
fórmula racional CH2 = CH2, segue-se o propeno (C3H6), o buteno (C4H8), ...
A fórmula geral dos alcenos que só contêm uma ligação dupla por molécula é:
CnH2n, em que n é um número inteiro 2.
As regras de nomenclatura são idênticas às apresentadas para os alcanos,
com a particularidade da cadeia escolhida para principal ter de conter as ligações
duplas.
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
1ª - O nome é formado pelo prefixo indicativo do número de átomos de
carbono da cadeia principal, acrescido da terminação eno.

2ª - Os átomos de carbono são numerados sequencialmente, começando
essa numeração pela extremidade mais próxima da(s) ligação(ões) dupla(s).
A posição do primeiro átomo da ligação dupla é colocada imediatamente
antes do nome do alceno e separada dele por um hífen.

3ª - Se houver mais do que uma ligação dupla na cadeia carbonada as suas
posições são indicadas pelos respectivos números, separados por vírgulas. O
nome do hidrocarboneto deverá ainda indicar se se trata de um dieno, caso
existam duas duplas ligações, de um trieno, se existirem três duplas ligações,
ou outro.
Nomenclatura dos alcinos
Os alcinos são hidrocarbonetos insaturados com uma ou mais ligações triplas
carbono – carbono (C Ξ C). O alcino mais simples, o etino, tem a fórmula molecular
C2H2 e fórmula racional CH Ξ CH, segue-se o propino (C3H4), o butino (C4H6).
A fórmula geral dos alcinos que só contêm uma ligação tripla por molécula é:
CnH2n-2, em que n é um número inteiro 2.
As regras de nomenclatura são idênticas às apresentadas para os alcanos e
alcenos, com a particularidade da cadeia escolhida para principal ter de conter as
ligações triplas.

1ª - O nome é formado pelo prefixo indicativo do número de átomos de
carbono da cadeia principal, acrescido da terminação ino.

2ª - Os átomos de carbono são numerados sequencialmente, começando
essa numeração pela extremidade mais próxima da(s) ligação(ões) tripla(s). A
posição do primeiro átomo da ligação tripla é colocada imediatamente antes
do nome do alcino e separada dele por um hífen.

3ª - Se houver mais do que uma ligação tripla na cadeia carbonada as suas
posições são indicadas pelos respectivos números, separados por vírgulas. O
nome do hidrocarboneto deverá ainda indicar se se trata de um diino, caso
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existam duas triplas ligações, de um triino, se existirem três triplas ligações,
ou outro.
Nomenclatura dos hidrocarbonetos cíclicos alifáticos

1ª - O nome de qualquer hidrocarboneto alifático cíclico é igual ao do
hidrocarboneto de cadeia aberta de estrutura semelhante antecedido do
prefixo ciclo.

2ª - Os átomos de carbono também são numerados sequencialmente.
Quando só um átomo de hidrogênio é substituído por um átomo ou um radical
alquilo, não há necessidade de indicar a posição e esse átomo ou grupo
substituinte é designado antes do nome da cadeia principal.

3ª - Quando há mais de um átomo de hidrogênio substituído por radicais
alquilo ou outros grupos de átomos, a sua posição na cadeia carbonada é
indicada pelos números dos átomos de carbono da cadeia cíclica onde se
encontram ligados, sendo a soma desses números a mais baixa possível. Os
nomes dos grupos substituintes dos átomos de hidrogênio serão indicados
por ordem alfabética
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Hidrocarbonetos aromáticos
Os hidrocarbonetos aromáticos são assim chamados devido ao odor, por
vezes agradável, que possuem. O benzeno (C6H6), é o mais simples dos
hidrocarbonetos aromáticos. Todos os hidrocarbonetos aromáticos possuem, pelo
menos, um anel benzênico nas suas cadeias carbonadas. Quando existem radicais
alquilo ligados às moléculas do benzeno obtêm-se os alquilobenzenos.
Nota: C6H5→ Radical fenil
Se existirem 2 ou mais grupos ligados ao anel benzênico, numeram-se esses
grupos com os índices dos átomos de carbono a que estão ligados, de modo a que a
soma desses números seja a menor possível.
Os Alcoóis e os Éteres
Os alcoóis caracterizam-se por possuírem um ou mais grupos hidroxilo ou
oxidrilo, OH, ligados à cadeia carbonada. O grupo hidroxilo constitui, pois, o grupo
funcional álcool.
A nomenclatura dos alcoóis segue as regras já referidas para os
hidrocarbonetos. Caso se trate de um monoálcool, e, portanto, só com um grupo
hidroxilo na cadeia carbonada, o nome é dado pelo número de átomos de carbono
da cadeia principal (a maior que contém o grupo hidroxilo) acrescido da terminação
ol. Caso se trate de um poliálcool, o nome termina em diol, triol, etc., consoante o
número de grupos hidroxilo ligados à cadeia carbonada. A numeração da cadeia
carbonada é feita de modo a que o(s) átomo(s) de carbono onde está(ão)
implatado(s) o(s) grupo(s) hidroxilo tenha(m) a menor numeração possível.
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Se o grupo hidroxilo se encontrar ligado diretamente a um anel aromático, os
compostos têm a designação de fenóis.
Função álcool: – OH
Fórmula geral dos alcoóis: R – OH
Os éteres têm a mesma fórmula molecular que os alcoóis, com igual número
de átomos de carbono diferindo no modo como o átomo de oxigênio está ligado à
cadeia carbonada.
Nos alcoóis o átomo de oxigênio do grupo hidroxilo está ligado apenas a um
dos átomos de carbono na cadeia carbonada. Nos éteres não existe grupo hidroxilo
e o átomo de oxigênio está interposto entre dois átomos de carbono da cadeia
carbonada. Para dar o nome aos éteres seguem-se as seguintes regras:

1ª - Indica-se o nome do radical de cadeia mais curta com o sufixo oxi.

2ª - Indica-se de seguida o nome do radical de cadeia mais longa.
Função éter: – O –
Fórmula geral dos éteres: R – O – R`
Os Aldeídos e as Cetonas
Os aldeídos e as cetonas pertencem a duas famílias de compostos
orgânicos caracterizados por possuírem na sua cadeia carbonada o grupo carbonilo,
C = O. A diferença entre eles reside somente na posição do grupo carbonilo: nos
aldeídos está posicionado num átomo de carbono primário (C1) e, portanto, numa
das extremidades da cadeia carbonada; nas cetonas está posicionado num átomo
de carbono secundário (C2) e, logo, nunca se encontra numa posição terminal.
O nome dos aldeídos é dado pelo nome do alcano com cadeia carbonada
idêntica à do aldeído, mas com a terminação al. A numeração da cadeia carbonada
é sempre iniciada pelo átomo de carbono do grupo carbonila, seguindo-se as
restantes regras de nomenclatura dos compostos orgânicos já estudados.
Quanto às cetonas os seus nomes seguem também as regras de
nomenclatura conhecidas, com a diferença de apresentarem a terminação ona. Os
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átomos de carbono devem ser numerados de modo a que o átomo de carbono do
grupo carbonila tenha a menor numeração possível.
Os Ácidos Carboxílicos
Estes compostos têm na sua estrutura um ou mais grupos funcionais
carboxilo, COOH, responsáveis pelo comportamento ácido destes compostos.
Trata-se de uma função química composta de outros dois grupos funcionais: o
grupo carbonilo, C = O, e o grupo hidroxilo, OH.
O nome dos ácidos carboxílicos é obtido a partir do nome da cadeia
carbonada principal que contém o(s) grupo(s) carboxilo. Caso apenas contenha um
grupo carboxilo é um monoácido, com nome terminado em óico; caso tenha dois
grupos carboxilo é um diácido, um dióico.
Os Ésteres
Os ésteres são compostos resultantes da reação entre um álcool e um ácido
carboxílico designada por esterificação.
Exemplo: CH3OH + CH3COOH → CH3COOCH3 + H2O
metanol
ácido etanóico etanoato de metilo
água
Estes compostos podem ser considerados derivados dos ácidos carboxílicos
pela substituição do grupo OH do grupo carboxílico, por um grupo OR, em que R é
habitualmente um grupo alquilo. O nome de um éster é obtido por substituição do
sufixo ico do correspondente ácido carboxílico por ato, acompanhado da indicação
do grupo alquilo. Os ésteres são geralmente substâncias de odor agradável,
responsáveis pelo sabor e aroma de frutos e flores.
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Exemplos: O ananás deve o seu aroma e o seu sabor à presença de
butanoato de etilo, CH3(CH2)2COOCH2CH3 e as bananas devem o seu aroma e o
seu sabor à presença de etanoato de 3 – metilbutilo, CH3COO(CH2)2CH(CH3)CH3.
As Aminas
As aminas são compostos orgânicos constituídos por carbono, hidrogênio e
azoto. São compostos azotados derivados do amoníaco, por substituição de um ou
mais hidrogênios por radicais alquilo.
O nome das aminas é formado indicando antes do termo amina os nomes dos
radicais alquilo ligados ao átomo de azoto, por ordem alfabética.
As Amidas
As amidas podem considerar-se como compostos provenientes de ácidos por
substituição de um ou mais grupos hidroxilo, OH, por outros tantos grupos NH 2.
Quando a amida contém mais do que um grupo NH2, denomina-se diamida, triamida.
As amidas que derivam dos ácidos carboxílicos designam-se substituindo a
terminação óico por amida. As que derivam de ácidos inorgânicos têm nomes
formados pela palavra amida seguida do adjetivo correspondente ao ácido que lhe
deu origem.
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As amidas têm a estrutura geral:
Polímeros
Os polímeros são compostos químicos de elevada massa molecular relativa,
resultantes de reações químicas de polimerização. A polimerização é uma reação
em que as moléculas de um composto, monômero, se ligam umas às outras, para
dar origem a uma nova substância, polímero.
Como exemplos de polímeros naturais pode citar-se a seda, o algodão e a
madeira. A indústria química fabrica polímeros de uso comum, tais como fibras
artificiais, borracha sintética, vidro acrílico, plásticos, etc.
As reações de polimerização podem ser de adição e de condensação. Nas
primeiras (adição) a macromolécula é formada pela adição de moléculas (que
possuem sempre duas duplas ligações) de uma única espécie. Durante a reação de
adição, a dupla ligação entre os átomos de carbono quebra-se e os átomos de
carbono do monômero juntam-se para formar o polímero.
Na formação de polímeros por condensação, moléculas de duas ou mais
espécies reagem entre si produzindo a macromolécula com perda de moléculas
estáveis, tais como a água, o cloreto de hidrogênio ou o metanol. (FOLHAS, 2005).
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2 QUÍMICA INORGÂNICA
Quando entramos em um supermercado observamos que as mercadorias são
separadas e agrupadas em prateleiras como, por exemplo, bebidas, massas,
produtos de limpeza, etc. É um modo de classificar os produtos facilitando em muito
a vida das pessoas que encontram rapidamente o que procuram.
Na Química acontece a mesma sistemática e por uma razão bem simples:
facilitar seu estudo, para tanto, as substâncias químicas foram reunidas em grupos
por suas semelhanças.
Na metade do século XVIII nasceu uma classificação fundamental. As
substâncias químicas foram divididas e reunidas em inorgânicas ou minerais e
orgânicas.
Substância orgânica – se origina dos organismos vivos (vegetais e animais)
Substância inorgânica – ou mineral – a que se origina dos minerais.
Na esteira dos acontecimentos, posteriormente descobriu-se que substâncias
orgânicas seriam aquelas que continham carbono, então, as demais substâncias,
formadas por todos os demais elementos químicos foram denominadas inorgânicas.
Mas há exceções: alguns compostos que contém carbono, mas que
apresentam todas as características de substâncias inorgânicas como CO, CO 2,
Na2CO3, KCN, etc., são consideradas inorgânicas.
Devido ao grande número de compostos inorgânicos, estes são subdivididos
em agrupamentos menores que denominamos funções químicas inorgânicas.
Função química é um conjunto de substâncias com propriedades químicas
semelhantes, denominadas propriedades funcionais.
Podemos inferir então que a química Inorgânica é a ciência que estuda os
elementos químicos e as substâncias da natureza, como os minérios, metais, mais
precisamente os compostos que não possuem carbono coordenado em cadeias. O
estudo de minerais fez com que a química Inorgânica ficasse conhecida por outra
denominação: Química mineral.
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Essas substâncias inorgânicas ou as principais funções químicas inorgânicas
são os ácidos, bases, óxidos e sais.
Feltre (2007) ressalta que antes de estudarmos as funções químicas
inorgânicas devemos comentar sobre a teoria da dissociação iônica de Arrhenius.
A dissociação iônica está relacionada ao comportamento das bases na
presença de água. Para exemplificar tomemos a soda cáustica (NaOH), uma
substância sólida que, em contato com a água, libera os íons Na+ e OH - que se
dissolvem devido à atração pelos polos negativos e positivos da molécula de H2O.
Sendo assim, bases são substâncias compostas pela combinação de um cátion
(geralmente de um metal) com o ânion OH-.
Quando uma substância dissolve-se em água, vai-se dividindo em partículas
cada vez menores. Em alguns casos, essa divisão para nas moléculas e a solução
não conduz a corrente elétrica. Em outros casos, a divisão vai além de moléculas;
estas dividem-se em partículas ainda menores, com carga elétrica, denominadas
íons. Nestes casos, a solução conduz a corrente elétrica.
Dissociação iônica ou dissociação eletrolítica é a separação dos íons de
uma substância iônica, quando ela se dissolve na água.
Um fator importante é que os não-eletrólitos são sempre substâncias
moleculares. Os eletrólitos, no entanto, podem ser substâncias moleculares ou
iônicas.
Ionização é a formação de íons na reação de uma substância molecular com
a água, quando esta substância molecular nela se dissolve.
Para medirmos o grau de ionização, ou seja, sua maior ou menos extensão,
usamos o conhecido grau de ionização, que é representado pela letra α:
α=
Número de moléculas ionizadas
Número de moléculas dissolvidas
O grau de ionização varia entre 0 e 1 (ou 0% e 100%). Quando α tem valor
próximo de zero, significa que a substância está pouco ionizada, sendo chamada de
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eletrólito fraco. Quando α se aproxima de 1, a substância está bastante ionizada,
sendo chamada de eletrólito forte.
2.1 Ácidos
Ácido é toda substância (ou compostos) que, em solução aquosa, sofre
ionização (se ionizam), produzindo como íon positivo apenas cátion hidrogênio, ou
seja, liberando como cátion o H+.
Existem dois extremos no que se diz respeito aos ácidos, alguns deles são
perigosos pelo alto poder de corrosão, como por exemplo: ácido sulfúrico, ácido
clorídrico, ácido cianídrico, etc., recebendo a classificação de ácidos inorgânicos.
Por outro lado existem os ácidos que se fazem presentes em alimentos e que
ajudam no metabolismo humano, são denominados de ácidos orgânicos.
Para comprovar esta diferença, é só nos atentarmos às aplicações que se
diferem totalmente, alguns são utilizados para fabricar explosivos (ácido nítrico –
HNO3) e outros para ajudar no crescimento de crianças (ácido fólico), ou seja,
alguns para matar e outros para dar vida.
Vamos ressaltar os ácidos orgânicos benéficos ao homem e que temos
contato diariamente, geralmente presentes nos alimentos:

Ácido cítrico: presente em frutas cítricas como laranja, acerola, limão, etc.

Ácido acético: componente do vinagre.

Ácido málico: composto presente na maçã.

Ácido tartárico: a uva é rica desse ingrediente.

Ácido carbônico: presente em refrigerantes e águas gaseificadas originando
gás carbônico (CO2), componente responsável pelas bolhas características
destas bebidas. Outro ácido também presente em refrigerantes é o ácido
fosfórico, ele proporciona um sabor diferenciado aos ―refrigerantes de cola‖.
Lembremos que no estômago temos a presença do ácido clorídrico (HCL),
componente do suco gástrico.
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São características marcantes dos ácidos:
1. Sabor azedo;
2. Formam soluções aquosas condutoras de eletricidade;
3. Podem mudar a cor de certas substâncias (chamadas, por esse motivo, de
indicadores ácidos).
Feltre (2007) nos apresenta a seguinte classificação para os ácidos:
1-De acordo com o número de hidrogênios ionizáveis:
 Monoácidos – na ionização, a molécula produz apenas 1 H+ (HCL, HNO3,
etc.).
 Diácido – na ionização, a molécula produz 2 H+ (H2SO4; H2CO3, etc.).
 Triácido – na ionização, a molécula produz 3 H+ (H3PO4; H3BO3, etc.).
 Tetrácido – na ionização, a molécula produz 4 H+ (H4P207; H4SiO4, etc. ).
2-De acordo com a presença ou não de oxigênio na molécula
 Ácidos sem oxigênio: hidrácidos;
 Ácidos com oxigênio: oxiácidos.
Hidrácidos: ácidos sem oxigênio.
Nos ácidos sem oxigênio a nomenclatura é bem simples, é só seguir a regra
abaixo:
Ácido .................. ídrico
nome do elemento
Os nomes dos hidrácidos são formados acrescentando-se a terminação ídrico
às primeiras letras do nome do elemento químico.
Exemplos:
HCl – ácido clorídrico
HBr – ácido bromídrico
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HI – ácido iodídrico
Oxiácidos: contêm oxigênio
Os nomes dos ácidos com oxigênio são dados a partir das reações de
ionização dos mesmos:
Demonstração: faça a reação de ionização do ácido H2CO3.
H2CO3 → 2 H+ + CO3-2
O ânion CO3-2 é denominado de carbonato, a partir desse nome estabeleça
uma comparação seguindo o quadro abaixo:
Tabela de sufixos para Oxiácidos
Ânions
Sufixo
ITO
oso
ATO
ico
Como a terminação de carbonato é ATO, a nomenclatura para o ácido da qual
deriva este ânion será Ácido carbônico (sufixo – ico):
H2CO3 → 2 H+ + CO3-2
Ácido carbônico - carbonato
Veja mais exemplos:
Nomear corretamente os compostos: HClO e HNO2.
Reação de ionização
HClO → H+ + ClOÁcido hipoclorito - hipocloroso
HNO2 → H+ + NO-2
Ácido nitroso - nitrito
Como se vê, o ânion hipoclorito dá origem ao Ácido hipocloroso, e o ânion
nitrito ao Ácido nitroso.
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Como toda regra tem exceção, veja como nomear os ácidos derivados do
enxofre e fósforo:
H2SO3 – Ácido sulfuroso
Nos oxiácidos que contém ânions do enxofre, coloca-se a sigla -ur antes do
sufixo.
H3PO4 – Ácido fosfórico
Nos oxiácidos que contém ânions do fósforo, coloca-se a sigla -or antes do
sufixo.
3-De acordo com o grau de ionização:
É importante relembrar a definição de grau de ionização.
 Ácidos fortes – quando α > 50%
 Ácidos moderados ou semifortes – quando 5 < α < 50%
 Ácidos fracos – quando α < 5%
2.2 Bases
Do ponto de vista prático, bases ou hidróxidos são substâncias que
apresentam as seguintes características:
 Têm sabor adstringente, ―prende‖ a língua, como é possível se perceber ao
comer uma fruta verde (CUIDADO - na maioria das vezes as bases são
tóxicas e corrosivas);
 Formam soluções aquosas condutoras de eletricidade;
 Podem fazer voltar a cor primitiva dos indicadores (caso essa cor tenha sido
alterada por um ácido).
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Pela definição de Arrhenius: Base é toda substância que em solução aquosa,
sofre dissociação iônica, liberando apenas o ânion OH- (Hidróxido), também
chamado de oxidrila ou hidroxila.
Outras características das bases que também são chamadas alcális1 seriam:
- Quando são dissolvidos em água, os hidróxidos têm seus íons separados. O
cátion é em geral um metal; o ânion é o OH-.
- As bases também transferem correntes elétricas quando são dissolvidas em
água.
- As bases sofrem reação a partir do contato com os ácidos, originando o
NaCl (sal) e H2O (água).
De maneira geral as bases são formadas por um metal, que constitui o radical
livre, ligado invariavelmente ao OH-. A única base não metálica importante é o
hidróxido de amônio (NH4OH).
Alguns exemplos de bases:
NaOH (hidróxido de sódio): Utilizado na fabricação de sabão provindo de
óleos e gorduras. É conhecido popularmente como soda cáustica.
Mg (OH)2(hidróxido de magnésio): Faz parte da composição do leite de
magnésia que é usado como antiácido estomacal.
Ca (OH)2 (hidróxido de cálcio): Usado nas construções para preparar
argamassa, além de servir como cal, para pintura de casas.
NH4OH (hidróxido de amônio): É muito útil para a humanidade, pois a partir
dele é que são produzidos os fertilizantes agrícolas que aumentam o rendimento da
produção de alimentos.
As bases são classificadas assim:
1-De acordo com o número de oxidrilas:
 Monobase – possuem apenas uma oxidrila (OH-) (NaOH; NH4OH);
1 Essa palavra vem do árabe al-kali, que significa cinza, pois encontramos bases como KOH nas
cinzas das madeiras. Dessa palavra resulta também a expressão ―águas alcalinas‖ para as águas
minerais com características básicas.
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 Dibases – possuem duas OH- (Ca[OH]2 – Fe[OH2])
 Tribases – possuem três OH- (Al[OH3] – Fe [OH3])
 Tetrabases – possuem quatro OH- (Sn [OH4])
Não existem bases com mais de quatro oxidrilas por moléculas.
2-De acordo com o grau de dissociação:
Podemos ter:
 Bases fortes – aquelas cujo grau de dissociação é praticamente 100%. É o
caso dos hidróxidos dos metais alcalinos, como o NaOH; KOH e dos metais
alcalino-terrosos, como Ca[OH]2 que já são iônicos por natureza.
 Bases fracas – são aquelas cujo grau de dissociação é, em geral, inferir a 5%.
É o caso do hidróxido de amônio (NH4OH) e dos hidróxidos dos metais em
geral (excluídos os metais alcalinos e alcalinos terrosos que são moleculares
por sua própria natureza).
3-De acordo com a solubilidade em água:
 Solúveis – hidróxidos dos metais alcalinos como NaOH
 Pouco solúveis – hidróxidos dos metais alcalino-terrosos como Ca[OH]2
 Praticamente insolúveis – todos os demais.
A medida do caráter ácido e do básico:
Para medir a temperatura, usamos um termômetro, ou melhor, uma escala
termométrica. Para medir a acidez ou a basicidade de uma solução, usamos uma
escala denominada de escala de pH, que varia de zero (soluções muito ácidas) até
14 (soluções muito básicas). O valor do pH = 7 indica uma solução neutra (nem
ácida, nem básica).
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Na prática, o pH é medido com indicadores ácido-base (substâncias que
mudam de cor em valores bem definidos de pH) ou por meio de aparelhagem
elétrica (que mede a condutividade elétrica da solução).
Embora esse último processo seja mais preciso, o uso dos indicadores é
bastante frequente, dada a sua comodidade; os químicos dispõem, inclusive, de
grande número de indicadores que mudam de cor em diferentes valores de pH.
Um indicador muito usado em laboratório é o papel de tornassol que fica
vermelho em contato com os ácidos e azul em contato com as bases.
A importância do pH
Em muitas atividades humanas é importante medir e controlar o pH.
Na agricultura, cada vegetal cresce melhor de acordo com o valor de pH do
solo. Erva-mate e mandioca, por exemplo, exigem solo ácido enquanto alfafa,
algodão e feijão são menos tolerantes à acidez do solo, preferindo solos com pH na
faixa de 6,0 a 6,2.
Segundo Feltre (2007), na química, ácidos e bases são consideradas
substâncias com características opostas, fato que pode ser percebido se
observando suas propriedades funcionais como mostra o quadro a seguir:
Ácidos
Bases
Quanto ao sabor
Tem sabor azedo
Tem sabor adstringente
Quanto à solubilidade
A maior parte é solúvel
A maior parte é insolúvel
São moleculares
Hidróxidos alcalinos e
em água
Quanto à estrutura
alcalino terrosos são
iônicos e os demais são
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moleculares
Quanto à
Só produz a corrente
Conduzem a corrente
condutividade elétrica
elétrica em soluça
elétrica em solução
aquosa
aquosa; os hidróxidos
alcalinos, sendo iônicos,
também conduzem a
corrente elétrica quando
fundidos.
Ação em relação aos
Ácidos e bases podem mudar a cor de certas
indicadores
substâncias, que são, por esse motivo,
denominadas indicadores ácido-base; se um ácido
provoca certa mudança de cor, a base poderá fazer
o indicador voltar à cor primitiva e vice-versa.
Ação recíproca
Juntando-se um ácido e uma base, um irá
neutralizar as propriedades do outro, porque o
ácido e a base reagem quimicamente entre si, a
reação por esse motivo, é chamada de reação de
neutralização. Além da água, essa reação forma
um sal, por isso ela é também chamada de reação
de salificação.
2.3 Óxidos
Os óxidos são compostos binários, isto é, são substâncias formadas pela
combinação de dois elementos, um deles é o oxigênio (que é o mais eletronegativo
entre eles). Os óxidos se classificam em função do seu comportamento na presença
de outros elementos como: água, bases e ácidos, sendo assim eles podem ser:
básicos, ácidos, neutros, anfóteros, mistos, ou peróxidos.
Óxidos básicos: o metal presente em sua fórmula, geralmente apresenta
―carga elétrica‖ +1 e +2, ou seja, possuem caráter iônico.
Óxidos ácidos: no geral são formados por ametais e, apresentam caráter
covalente.
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Óxidos neutros: eles não reagem com água, ácido ou base, são covalentes,
ou seja, sua composição é de ametais.
Óxidos anfóteros: pode se apresentar de dois modos. Em presença de um
ácido se comportam como óxidos básicos, e na presença de uma base como óxidos
ácidos.
Óxidos duplos ou mistos: quando dois elementos se unem e formam um
óxido, esse vai ser denominado óxido misto.
Peróxidos: possuem em sua fórmula o grupo (O2) 2-.
2.4 Sais
Muitos dos compostos que usamos diariamente são sais. Todos conhecem os
termos sais de banho, sal de cozinha, sais de fruto, etc.
O mais conhecido de todos os sais é o chamado ―sal de cozinha‖ cuja fórmula
química é NaCl.
Este composto é designado por sal simples, por ser formado apenas por um
íon positivo, (Na+) e por um íon negativo, o anion cloreto (Cl-).
O NaCl designa-se por cloreto de sódio.
A família dos sais é muito numerosa e muitos deles estão presentes em
nosso cotidiano: o bicarbonato de sódio, NaCO3 é usado como antiácido e também
no preparo de bolos e biscoitos; o sulfato de sódio, Na2SO4 (sal de Glauber) e o
sulfato de magnésio, MgSO4 (sal amargo) são usados como purgantes; o gesso
usado em ortopedia ou em construção é o sulfato de cálcio hidratado.
Os sais podem ser classificados em:
 sal normal (sal neutro, na nomenclatura antiga),
 hidrogênio sal (sal ácido, na nomenclatura antiga) e
 hidróxi sal (sal básico, na nomenclatura antiga).
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Reações de salificação
Reação da salificação com neutralização total do ácido e da base - Todos os
H ionizáveis do ácido e todos os OH- da base são neutralizados. Nessa reação,
forma-se um sal normal. Esse sal não tem H ionizável nem OH-.
Reação de salificação com neutralização parcial do ácido - Nessa reação,
forma-se um hidrogênio sal, cujo ânion contém H ionizável.
Reação de salificação com neutralização parcial da base - Nessa reação,
forma-se um hidróxi sal, que apresenta o ânion OH- ao lado do ânion do ácido.
A nomenclatura para os sais normais
O nome de um sal normal deriva do ácido e da Base que lhe dão origem.
Assim, para obter o nome de um sal, basta alterar a terminação do nome do ácido
correspondente, de acordo com o seguinte código:
Ídrico
ácido
Oso
ico
Eto
Sal
Ito
ato
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3 QUÍMICA ANALÍTICA
Química Analítica envolve métodos voltados para a determinação da
composição da matéria. Os métodos qualitativos geram informações sobre a
identidade das espécies atômicas ou moleculares ou mesmo grupos funcionais na
amostra. Já os métodos quantitativos proporcionam resultados numéricos
relacionados à quantidade dos componentes na amostra.
Os fenômenos e princípios químicos e físicos aplicados na análise qualitativa
para identificação de íons em solução aquosa são os mesmos usados na análise
quantitativa de vários tipos de amostras e ainda hoje empregados em muitos
métodos oficiais de referência, inclusive instrumentais. Este fato mostra a
importância do conhecimento dos fundamentos da análise qualitativa, cabendo ao
professor chamar a atenção dos alunos para as suas aplicações práticas. Seguem
algumas descrições sucintas dos métodos e seus procedimentos como sugestões
para discussão em classe.
O ensino da química analítica qualitativa, que aborda teórica e praticamente
as diversas técnicas de identificação de íons inorgânicos nos cursos técnico e
superior de Química, é muitas vezes questionado. Argumenta-se que diante das
atuais técnicas instrumentais de análise, não faz sentido ensinar métodos químicos
de análise qualitativa que, na maioria dos casos, não seriam utilizados na vida
profissional dos alunos. Ouvem-se comentários que menosprezavam as habilidades
experimentais adquiridas pelos estudantes nas aulas práticas de Qualitativa, tais
como ―fazer reações em tubos de ensaio‖ ou sobre a ―chatice que é dar aulas de
análise de cátions e ânions‖ (ANDRADE; ALVIM, 2009).
Sob o ponto de vista dos autores acima, é plenamente justificável a presença
deste tema no currículo de Química no Brasil, onde o aluno, que praticamente nunca
entrou em um laboratório, pode adquirir habilidades dos domínios cognitivos e
comportamentais para o exercício das suas atividades profissionais. É certo que
essas habilidades podem ser adquiridas com outros conteúdos, mas o estudo da
Química Analítica Qualitativa Inorgânica mostra-se especialmente apropriado para
estes fins.
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A aprendizagem (conhecimento, compreensão, interpretação e avaliação)
pode se dar de maneira efetiva quando o aluno tem a oportunidade de aplicá-la ou
verificar sua validade na prática. Não se trata simplesmente de executar reações em
tubos de ensaio e verificar se elas acontecem (ou não), e sim de realizá-las dentro
de um contexto, com um propósito definido. Desta forma a ação torna-se consciente
e não um fazer o que está escrito. Aqui o aluno compreende que para determinar a
composição de um material, no caso através de suas propriedades químicas, é
necessário elaborar um método e, em contrapartida, estudar profundamente as
propriedades químicas das substâncias. Assim pode acontecer uma interação entre
a teoria e a prática (ANDRADE; ALVIM, 2009).
Ele pode vivenciar esta interação ao realizar os experimentos (ensaios para
íons inorgânicos), pois conhece a teoria que explica o fenômeno ocorrido nos casos
em que o resultado é o esperado e, nos casos em que não é o esperado, ele deve
buscar uma explicação teórica satisfatória para a observação feita. Isto faz com que
o estudante passe da teoria para a prática e vice-versa. Nesta dinâmica o aluno
pode desenvolver atitudes científicas, como manter a mente aberta e inquiridora
diante do inesperado, tomar decisões, ter iniciativa, ter paciência e persistência.
Histórica e tecnicamente sempre existiu uma íntima relação entre as análises
qualitativa e quantitativa, a primeira antecedendo a segunda e servindo-lhe de guia.
Muitos
métodos
analíticos
quantitativos
(gravimétricos,
volumétricos,
espectrofotométricos, potenciométricos, etc.) foram criados a partir dos testes
qualitativos e usados para detecção de substâncias e elementos em uma
determinada matriz.
Para ilustrar esta correlação e a aplicabilidade da análise qualitativa clássica,
fez-se uma busca nos métodos oficiais de análise publicados pela Association of
Official Analytical Chemists International, AOAC, pela American Society for Testing
and Materials, ASTM e pela Royal Society of Chemistry, RSC, que utilizam os
princípios e os processos clássicos da análise qualitativa estudados nos laboratórios
de ensino. Segundo Andrade e Alvim (2009) foram identificados mais de 100
métodos.
Os métodos analíticos pode ser classificados em Clássicos ou Instrumentais:
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3.1 Métodos Clássicos
No início do desenvolvimento da Química, a maioria das análises empregava
a separação dos componentes de interesse (os analitos) por técnicas como
precipitação, extração ou destilação. Para análises qualitativas, os componentes
separados eram então tratados com reagentes que em contato com o analito
produziam compostos identificados pela sua cor, solubilidade, pontos de fusão e
ebulição, etc. Assim as espécies químicas eram identificadas.
A quantificação dos analitos (elementos de interesse numa análise) pode ser
feita através de técnicas simples, mas muito precisas, que estão em pleno uso até
os dias atuais, como a volumetria (titulações) e a gravimetria (medidas de massa).
Esses métodos clássicos de separação e determinação de analitos ainda
são muito utilizados devido à relativa simplicidade de equipamentos necessários e
confiabilidade de resultados obtidos.
3.2 Métodos Instrumentais
No início do século 20, os químicos passaram a explorar outros fenômenos
distintos daqueles observados nos métodos clássicos para resolver problemas
analíticos. Com isso, medidas de propriedades físicas dos analitos tais como a
condutividade elétrica, absorção ou emissão de luz passaram a ser utilizadas na
análise quantitativa de uma grande variedade de analitos inorgânicos, orgânicos e
biológicos. Com isso, novas técnicas como a cromatografia líquida de alta eficiência,
espectroscopia e técnicas eletroanalíticas passaram a ser utilizadas para a
realização de análises cada vez mais sofisticadas. Esses novos métodos de
separação e determinação de espécies químicas passaram a ser conhecidos como
métodos instrumentais de análise. Seu crescimento foi favorecido pelo avanço
tecnológico dos dispositivos eletrônicos e dos computadores.
A maioria dos equipamentos analíticos modernos possui ou estão
conectados a um ou mais dispositivos eletrônicos sofisticados capazes de detectar e
registrar dados relativos aos analitos. Esses dispositivos podem ser amplificadores,
circuitos integrados, microprocessadores ou mesmo computadores. De fato existem
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máquinas que apresentam uma imensa complexidade enquanto outras são mais
simples. O cientista deve definir o problema e então decidir o método mais
apropriado para solucioná-lo de acordo com suas condições.
A Química Analítica Instrumental, devido ao nível de desenvolvimento
alcançado a à consequente complexidade adquirida, divide-se de acordo com os
métodos de análise utilizados na identificação e quantificação do analito. Os
métodos Espectrométricos, por exemplo, utilizam conhecimentos relacionados com a
interação entre a luz e a matéria. Entre eles destacam-se a Espectrometria de
Absorção Atômica, Espectrometria de Absorção Molecular, Espectrometria de
Emissão Atômica, entre outras técnicas.
Diversas outras características específicas das espécies químicas são
exploradas na Química Analítica. Os métodos eletroanalíticos são capazes de
determinar analitos a partir de seus potenciais padrões de redução. Esses métodos
envolvem técnicas como a Potenciometria, Coulometria e os diversos tipos de
Voltametria (BACCAN, ET al, 1988).
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4 FISICO-QUÍMICA
A Físico-Química é a ciência que estuda as reações e os fatores que as
influenciam, ela engloba conteúdos como a Cinética Química e neste contexto é
possível calcular a velocidade dos processos químicos.
Essa matéria engloba também a Termoquímica, que contém os princípios
fundamentais da termodinâmica. Esse conteúdo oferecido no Ensino Médio estuda
as propriedades físicas e químicas da matéria, sendo considerada por isso a
combinação de duas ciências: a física e a química.
A Físico-química é usada também para definir: a ciência dos materiais, as
soluções e suas propriedades coligativas. A Eletroquímica traz o estudo da eletrólise
de pilhas e baterias, e os equilíbrios químicos mostram que tudo coopera para que
reagentes se transformem em produtos iônicos.
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5 CONCEITOS FUNDAMENTAIS EM ESPECTROSCOPIA
Os efeitos resultantes da interação de radiações eletromagnéticas com a
matéria
proporcionam
evidências
do
comportamento
microscópico.
Estas
observações levam-nos a sugerir modelos que permitam compreender ou prever as
propriedades do material estudado.
Usualmente, este modelos estão associados com princípios e conceitos
associados à mecânica quântica. Apresentaremos os conceitos elementares
necessários para a compreensão dos efeitos espectroscópicos associados com o
fenômeno de absorção e emissão de luz.
Espectroscopia pode ser definida como sendo o estudo de espectros. Esta
análise espectral é especialmente importante devido ao fato de cada elemento
existente na natureza possuir seu próprio espectro distinto. Os primeiros cientistas a
descobrirem este fato forma Gustav Robert Kirchhoff e Robert Wilhelm Bunsen, em
1859.
A primeira utilização da espectroscopia foi na química. Novamente Kirchhoff e
Bunsen desenvolveram um espectroscópio baseado em um prisma, o qual ainda é
utilizado para análises químicas.
O espectroscópio desenvolvido por estes cientistas consiste em um sistema
de lentes colocado próximo a um prisma. O espectro luminoso passa por uma fenda
e atinge o sistema de lentes colimadoras. Estas lentes concentram a luz tornando
seus raios paralelos. Ao saírem das lentes, os raios luminosos incidem sobre o
prisma, aonde são finalmente separados em suas cores componentes. Através de
uma lente ocular, um observador pode focalizar a imagem e ver as cores
componentes do elemento.
Diferentes elementos absorvem e emitem luz diferentemente, e a análise
espectral permite diferenciá-los. Cada cor de luz corresponde a um determinado
comprimento de onda e uma frequência distinta. A frequência de luz emitida ou
absorvida por um determinado átomo ou molécula depende criticamente de sua
estrutura e dos possíveis movimentos de suas partículas constituintes.
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A emissão de luz por parte de átomos de um certo elemento ocorre quando
elétrons saltam de uma camada energética para outra. No caso de moléculas, a
emissão luminosa é baseada nos movimentos de rotação e vibração da molécula e
no movimento dos elétrons de seus átomos constituintes. Analisando então o
espectro luminoso de diversos elementos, podemos descobrir muito sobre o seus
movimentos.
Outra forma de espectro luminoso é o denominado espectro contínuo. Este
espectro é emitido quando um corpo é aquecido até se tornar incandescente. No
caso de espectro contínuo, não são visíveis as linhas de separação, pois este
contém todas as cores juntas.
O corpo teórico que é utilizado para a análise do espectro contínuo é o
chamado corpo negro, que é um corpo que absorve toda a energia que nele incide.
O corpo negro também é considerado um perfeito emissor de radiação, e a
intensidade da radiação emitida depende unicamente da temperatura do corpo. A lei
que relaciona a intensidade de radiação emitida com a temperatura de um corpo é a
lei de Stefan-Boltzmann, a qual diz que a energia total irradiada por segundo por
um corpo negro é proporcional à temperatura elevada à quarta potência. A análise
do espectro emitido por um corpo negro levou ao desenvolvimento da teoria
quântica da matéria.
Em Química e Física o termo espectroscopia é a designação para toda
técnica de levantamento de dados físico-químicos através da transmissão, absorção
ou reflexão da energia radiante incidente em uma amostra. Por extensão, o termo
espectroscopia ainda é usado na técnica de espectroscopia de massas, onde íons
moleculares monovalentes são defletidos por um campo magnético.
O resultado gráfico de uma técnica espectroscópica qualquer, a resposta
como uma função do comprimento de onda - ou mais comumente a frequência - é
chamado espectro. Sua impressão gráfica pode ser chamada espectrograma ou, por
comodidade, simplesmente espectro.
Originalmente o termo espectropia designava o estudo da interação entre
radiação e matéria como uma função do comprimento de onda (λ). De fato,
historicamente, espectroscopia referia-se a ao uso de luz visível dispersa de acordo
com seu comprimento de onda, e.g. por um prisma.
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Posteriormente o conceito foi expandido para compreender qualquer medida
de uma grandeza como função tanto de comprimento de onda ou frequência. Assim,
este termo também pode se referir a uma resposta a um campo alternado ou
frequência variável (ν). Uma posterior extensão do escopo da definição adicionou
energia (E) como uma variável, dada quando obtido o relacionamento muito próximo
expresso por E = hν para fótons (h é a constante de Planck).
É chamado de espectroscopia o método utilizado para análise de elementos
simples, da estrutura química de compostos inorgânicos ou grupos funcionais de
uma substância orgânica utilizando radiação electromagnética. O exame pode ser
destrutivo ou não destrutivo; os exames mais interessantes são os que não
destroem as amostras, e dos quais resultem dados precisos.
Sempre quando se excita uma substância com uma fonte de energia, esta
pode emitir como absorver radiação em determinado comprimento de onda, desta
forma permitindo uma observação do comportamento do corpo de prova. Os
resultados da análise espectroscópica de uma amostra providenciam dados sobre a
estrutura do analito, tais como geometria de ligação, natureza química de ligandos
de um dado átomo, comprimentos de ligações químicas, etc.
A base da espectroscopia é a natureza ondulatória das radiações
eletromagnéticas, cuja variável é a frequência fundamental. Esta determina o
número de oscilações realizadas pela onda por unidade de tempo, e o comprimento
de onda, distância percorrida pela onda durante um período de tempo
correspondente a uma unidade de frequência, sendo o produto destas, definido
como a velocidade de propagação da onda.
O
tipo
de
espectroscopia
dependerá
da
grandeza
física
medida.
Normalmente, a grandeza que é medida é uma intensidade, tanto da energia
absorvida quanto da produzida.
Espectroscopia eletromagnética envolve interações de matéria com
radiação eletromagnética, tais como luz.
Espectroscopia de elétrons envolve interações com raios catódicos.
Espectroscopia de Auger envolve a indução do efeito Auger com um raio
catódico. Neste caso a medição tipicamente envolve a energia cinética do elétron
como variável.
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Espectroscopia acústica envolve a frequência do som.
Espectroscopia dielétrica envolve a frequência de um campo elétrico
externo.
Espectroscopia mecânica envolve a frequência de um stress mecânico
externo, e.g. a torção aplicada a uma peça de material.
São três os principais tipos de processo pelos quais a radiação interage com
a amostra e é analisada:
Espectroscopia de absorção - Correlaciona a quantidade da energia
absorvida em função do comprimento de onda da radiação incidente.
Espectroscopia de emissão - Analisa a quantidade de energia emitida por
uma amostra contra o comprimento de onda da radiação absorvida. Consiste
fundamentalmente na reemissão de energia previamente absorvida pela amostra
Espectroscopia de espalhamento (ou de dispersão)- Determina a
quantidade da energia espalhada (dispersa) em função de parâmetros tais como o
comprimento de onda, ângulo de incidência e o ângulo de polarização da radiação
incidente.
Existem diversos métodos de análises espectroscópicas, tanto molecular
quanto atômica. Para cada um deles os instrumentos de medida sofrem variações.
Os métodos são:
 Espectroscopia rotacional ou espectroscopia de microondas;
 Espectroscopia de infravermelho;
 Espectroscopia Raman;
 Espectroscopia UV/visível, Espectroscopia no visível ou Espectroscopia
ultravioleta;
 Espectroscopia de fluorescência ou fluorometria;
 Espectroscopia de raios-X;
 Espectroscopia de plasma ICP;
 Espectroscopia fotoacústica;
 Espectroscopia de absorção atômica;
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 Espectroscopia de absorção molecular;
 Espectroscopia de ressonância magnética nuclear;
 Espectroscopia de ressonância magnética eletrônica ou de Ressonância
paramagnética eletrônica;
 Espectroscopia de Mössbauer.
O fundamento de qualquer espectroscopia é a interação de uma radiação
eletromagnética e a matéria constituinte da amostra. A energia incidente pode ser
refletida, transmitida ou absorvida. Haverá interação não somente se houver
ressonância entre dois entes: a onda eletromagnética e uma partícula (átomo,
molécula ou íon), mas também se a energia for mais alta que a necessária para
ocorrer uma transição eletrônica.
Em geral, espectrômetros ou espectroscópios são equipamentos destinados à
análise de radiação, mormente ondas eletromagnéticas (incluindo-se nestas a luz
visível). Desta forma, servem para a análise físico-química cujo processo é chamado
espectroscopia. Os espectrômetros compreendem uma fonte de energia radiante,
um sistema colimador (fenda, lentes...), um local destinado à amostra, um sistema
monocromador e um sistema detector.
É comum ainda se confundirem estes termos com espectrofotômetro.
Entretanto, ao termo espectrofotômetro reserva-se o sentido de ser um
espectrômetro que utiliza radiação na zona da luz, ou seja, entre o infravermelho e o
ultravioleta (inclusive). Neste sentido, existem espectrofotômetros UV-visível (ou
apenas visível), de infravermelho e de fluorescência (ou fluorímetros).
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REFERÊNCIAS CONSULTADAS E UTILIZADAS
ANDRADE, João Carlos de; ALVIM, Terezinha Ribeiro. Química Analítica Básica:
Aplicações dos fundamentos da análise qualitativa (2009). Disponível em:
<http://chemkeys.com/br/wp> Acesso em: 23 ago. 2010.
BACCAN, N. ET AL. Introdução à Semimicroanálise Qualitativa. Campinas:
Editora da Unicamp, 1988.
FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química. 7 ed. São Paulo: Moderna, 2007.
FOLHAS,
Alvaro.
Química
orgânica.
(2005).
Disponível
<http://www.prof2000.pt/users/afolhas/org.htm > Acesso em: 23 ago. 2010.
em:
RIBEIRO, Raquel. Noções básicas de físico química. 2006.Disponível em:
<boletimfq.no.sapo.pt/> Acesso em 30 ago. 2010.
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ANEXO 1
CRONOLOGIA DA QUÍMICA
3000
a.C.
Os egípcios produziram bronze — uma liga de cobre e estanho.
450
a.C.
O filósofo grego Empedocles estabeleceu que todas as substâncias são feitas
de uma combinação de quatro elementos — terra, ar, fogo e água — uma ideia
que foi desenvolvida por Platão e Aristóteles, mantendo-se durante mais de 2
000 anos.
400
a.C.
O filósofo grego Demócrates defendeu a teoria de que a matéria consistia
fundamentalmente de partículas pequenas e indivisíveis, átomos.
1
d.C.
Já se conhecia o ouro, a prata, o cobre, o chumbo, o ferro, o estanho e o
mercúrio.
200
Já se conheciam as técnicas para fazer soluções, filtrações e destilações.
sécs. A química era denominada por alquimia, uma tentativa de transformar metais
VIInão preciosos, como o chumbo e cobre, em ouro. Embora não passasse de
XVII um sonho, esta tentativa levou à descoberta de muitos produtos químicos e
novas técnicas, tais como a sublimação e a destilação.
séc.
XII
O álcool foi destilado na Europa pela primeira vez.
1242
A pólvora foi introduzida na Europa vinda do Extremo Oriente.
1620
Francis Bacon explicou o método científico do raciocínio, no seu livro Novum
Organum.
1650
A Universidade de Leyden nos Países Baixos montou o primeiro laboratório de
química.
1661
Robert Boyle definiu um elemento como qualquer substância que não pode ser
dividida em substâncias ainda mais pequenas. Afirmou ainda que a matéria é
composta por «corpúsculos» (átomos) de várias espécies e tamanhos,
capazes de formarem grupos, sendo que cada um deles constitui uma
substância química.
1662
Boyle descreveu a relação inversa entre o volume e a pressão de uma
determinada massa de gás (Lei de Boyle).
1697
Georg Stahl propôs a teoria errada de que as substâncias ardem porque são
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ricas numa certa substância chamada flogisto.
1755
Joseph Black descobriu o dióxido de carbono.
1774
Joseph Priestley descobriu o oxigênio, que chamou de «ar deflogisticado».
Antoine Lavoisier demonstrou a sua lei da conservação de massa.
1777
Lavoisier mostrou que o ar é constituído de uma mistura de gases e revelou
que um destes — o oxigênio — é a substância necessária para ocorrer uma
combustão (arder) e uma oxidação.
1781
Henry Cavendish demonstrou que a água é um composto.
1792
Alessandra Volta demonstrou as séries electroquímicas.
1807
Humphry Davy passou uma corrente elétrica através de compostos fundidos (o
processo da eletrólise) com o fim de isolar elementos, tais como o potássio,
que nunca foram separados por meios químicos. Jöns Berzelius alvitrou que
químicos produzidos pelos seres vivos deveriam ser denominados
«orgânicos».
1808
John Dalton publicou a sua teoria atômica, na qual afirmava que cada
elemento consiste em partículas iguais indivisíveis — chamadas átomos —
que diferem dos átomos de outros elementos nas suas massas; também
elaborou uma lista de massas atômicas comparativas. Joseph Gay-Lussac
proclamou que os volumes dos gases que combinam quimicamente entre si
estão em razões simples.
1811
Publicação da hipótese de Amedeo Avogadro sobre a relação entre o volume e
o número de moléculas de um gás e a sua temperatura e pressão.
1813- Berzelius delineou os símbolos químicos e as fórmulas ainda hoje usados para
14
representar elementos e compostos.
1828
Franz Wöhler converteu o cianato de amônio em ureia — a primeira síntese de
um composto orgânico a partir de uma substância inorgânica.
1832- Michael Faraday expôs as leis da eletrólise e adotou o termo «ião» para as
33
partículas que pensava serem responsáveis pelo transporte da corrente
elétrica.
1846
Thomas Graham explicou a sua lei de difusão.
1853
Robert Bunsen inventou o bico de Bunsen.
1858
Stanislao Cannizzaro mostrou a diferença entre pesos atômicos e moleculares
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(massas).
1861
O químico alemão Friedrich Kekulé definiu a química orgânica como sendo a
química dos compostos de carbono.
1864
John Newlands inventou a primeira tabela periódica dos elementos.
1869
Dmitri Mendeleyev expôs a sua tabela periódica dos elementos (baseada na
massa atômica), deixando espaços para os elementos que ainda não tinham
sido descobertos.
1874
Jacobus van't Hoff demonstrou que as quatro ligações do carbono estão
distribuídas em forma de tetraedro e que os compostos de carbono podem,
portanto, ser tridimensionais e assimétricos.
1884
O químico sueco Svante Arrhenius demonstrou que os eletrólitos (soluções ou
compostos liquefeitos que conduzem eletricidade) se dissociam em iões,
átomos ou grupos de átomos que transportam a carga elétrica positiva ou
negativa.
1894
William Ramsey e Lord Rayleigh descobriram o primeiro gás inerte, o argon.
1897
J. J. Thomson descobriu o eletrão.
1901
Mikhail Tsvet inventou o papel cromatográfico como um meio de separação de
pigmentos.
1909
Sören Sörensen inventou a escala de pH.
1912
Max von Laue mostrou que os cristais eram compostos por conjuntos regulares
e repetidos de átomos, ao estudar a forma como difratam os raios X.
1913- Henry Moseley igualou o número atômico de um elemento com a carga
14
positiva no seu núcleo e elaborou a tabela periódica, baseada no número
atômico, que ainda hoje é usada.
1916
Gilbert Newton Lewis explicou a ligação covalente entre átomos, como sendo
uma distribuição de elétrons.
1927
Nevil Sidgwick publicou a sua teoria sobre valências, baseada nos números de
elétrons nas órbitas circulares dos ions.
1930
Arne Tiselius inventou a eletroforese, que separa partículas em suspensão
num campo elécrico.
1932
Harold Urey descobriu o deutério (hidrogênio pesado), um isótopo do
hidrogênio.
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1940
Edwin McMillan e Philip Abelson mostraram que elementos novos com um
número atômico mais alto do que o do urânio podem ser obtidos
bombardeando urânio com nêutrons e sintetizaram o primeiro elemento
transurânico, o netuno.
1942
Glenn T. Seaborg e Edwin McMillan sintetizaram o plutônio pela primeira vez.
1950
Derek Barton deduziu que algumas das propriedades dos compostos
orgânicos são afetadas pela orientação dos seus grupos funcionais (o estudo
dos quais se tornou conhecido como a análise conformacional).
1954
Foram sintetizados o einsteínio e o férmio.
1955
Ilya Prigogine descreveu as propriedades termodinâmicas dos processos
irreversíveis (as transformações de energia que se dão, por exemplo, em
muitas reações dentro de células vivas).
1962
Neil Bartlett preparou o primeiro composto de um gás inerte, o
hexafluoroplatinato de xênon; anteriormente, pensava-se que os gases inertes
não podiam participar numa reação química.
1965
Robert B. Woodward sintetizou os compostos orgânicos complexos.
1981
Os químicos Roald Hoffmann dos EUA e Kenichi Fukui do Japão aplicaram a
mecânica quântica para prever o curso das reações químicas.
1982
Foram sintetizados o elemento 109 e o unilênio.
1985
Harold Kroto e David Walton da Universidade de Sussex, em Inglaterra,
descobriram os fulerenos, uma nova família de sólidos constituídos por
coberturas fechadas de átomos de carbono.
1987
Os químicos Donald Cram e Charles Pederson dos EUA e Jean-Marie Lehn da
França criaram moléculas artificiais que imitam as reações químicas vitais dos
processos de vida.
1990
Jean-Marie Lehn, Ulrich Koert e Margaret Harding relataram a síntese de um
novo tipo de compostos chamados núcleo helicados que mantinham a
estrutura em dupla hélice do DNA, mas com o interior virado para fora.
1993
Químicos norte-americanos da Universidade da Califórnia e do Scripps
Institute sintetizaram a rapamicina, um dos grupos de complexos, antibióticos
naturais e imunossupressores que estão a ser testados como agentes
anticancerosos.
1994
Descobertos os elementos 110 e 111, em Darmstadt, Alemanha.
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1996
descoberto o elemento 112, em Darmstadt, Alemanha
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