Centro Educacional Brasil Central
Nível: Educação Básica
Modalidade: Educação de Jovens e Adultos a Distância
Etapa: Ensino Médio
APOSTILA DE QUÍMICA
Índice
Módulo I
-Matéria e Energia
- Fenômenos Químicos e Físicos
- Misturas homogêneas e heterogêneas
-Ligações Químicas
-Ligação Iônica
- Ligação covalente simples
- Ligação covalente dativa ou coordenada
-Ligação Metálica
Módulo II
-Termoquímica
- Medida do calor de Reação
- Entalpia e Variação De Entalpia
-Equações termoquímicas e gráficos de entalpia
- Determinação Indireta do Calor de reação
- Tipos de calores e Espontaneidade das reações
-Reações Nucleares
Módulo III
- Hidrocarbonetos
- Ácidos Carboxílicos
Centro Educacional Brasil Central
Modalidade: Educação de Jovens e Adultos- a
Distância
Etapa: Ensino Médio
Disciplina: Química
conseqüente evaporação. Em uma pressão
maior, seria necessário muito mais energia
(calor, luz solar) para causar essa separação.
Não há qualquer alteração nas propriedades do
elemento, e o processo é reversível. Veja o
exemplo do ciclo da água
MÓDULO I – 1° ANO
MATÉRIA E ENERGIA
Matéria
Matéria é tudo o que tem massa e ocupa
um lugar no espaço, ou seja, possui volume.
Ex.: madeira, ferro, água, areia, ar, ouro e tudo
o mais que imaginemos, dentro da definição
acima. Obs.: a ausência total de matéria é o
vácuo.
Corpo
Corpo é qualquer porção limitada de
matéria. Ex.: tábua de madeira, barra de ferro,
cubo de gelo, pedra.
Objeto
Objeto é um corpo fabricado ou
elaborado para ter aplicações úteis ao homem.
Ex.: mesa, lápis, estátua, cadeira, faca, martelo.
FENÔMENOS FÍSICOS E QUÍMICOS
Fenômenos físicos
Os fenômenos físicos são aqueles onde
as propriedades da matéria não se alteram
(ponto de fusão, ebulição, etc.), e onde não haja
mudança na sua constituição atômica:
derretimento do gelo, ebulição, dissolução de
sal ou açúcar em água, são fenômenos físicos,
pois mantém suas propriedades intactas, bem
como a composição química. No caso da
dissolução do sal (NaCl) em água, a molécula
de sal é quebrada em Na+ e Cl-, quando a água
evaporar, esses íons e ânions vão se juntar
novamente e reconstituir o sal.
A evaporação é um fenômeno físico, pois com
a ação da luz solar, os átomos que constituem
a água (H2O) vão ficar com um maior estado
de agitação, causando a sua separação e a
Fenômenos químicos
Um fenômeno químico acontece quando há
uma alteração na estrutura atômica dos
elementos envolvidos (na maioria das vezes
irreversível). Por exemplo, a combustão. Um
comburente (pode ser gasolina, álcool, etc.) é
combinado com oxigênio (O2) gasoso,
liberando calor e produzindo um óxido. Os
óxidos gerados mais comuns são o CO, CO2,
H2O, etc.
Alguns exemplos de fenômenos químicos:
- Combustão (queima);
- Ferrugem (o ferro reage aos poucos com
o oxigênio, causando oxidação);
- Fotossíntese (a planta captura CO2 da
atmosfera e o transforma em seiva, liberando
O2);
- Digestão (ácidos (HCl, por exemplo)
presentes no estômago destroem as moléculas
de alimento);
Evidências de uma reação química:
- liberação de gás após a mistura dos
reagentes;
- formação de um sólido/líquido/gasoso
após a mistura de reagentes (por exemplo,
mistura-se dois reagentes líquidos e uma parte
deles se transforma em sólido);
- mudança de cor dos reagentes;
- mudança de temperatura;
Misturas homogêneas e heterogêneas
Na química, a separação de misturas é
muito importante, pois para obtermos
resultados mais corretos em pesquisas e
experiências, é necessário que as substâncias
utilizadas sejam as mais puras possíveis.
Para isso, utilizam-se vários métodos de
separação, que vão desde a “catação” até a
complicada “destilação fracionada”.
Exemplos práticos onde a separação de
misturas é aplicada:
- Tratamento de esgotos / Tratamento de
água
O esgoto urbano contém muito lixo
“grosso”, é necessário separar este lixo do resto
da água (ainda suja, por componentes
líquido,que serão extraídos depois).
- Dessalinização da água do mar
Em alguns lugares do planeta, a falta de
água é tamanha, que é preciso pegar água do
mar para utilizar domesticamente. Para isso, as
usinas dessalinizadoras utilizam a osmose e
membranas semi-permeáveis para purificar a
água.
- Destilação da cachaça
- Separação de frutas podres das boas em
cooperativas (catação)
- Exame de sangue Separa-se o sangue puro
do plasma (líquido que compõe parte do
sangue, que ajuda no carregamento de
substâncias pelo organismo), através de um
processo de sedimentação “acelerada” (o
sangue é posto em uma centrífuga, para que a
parte pesada do composto se deposite no fundo
do recipiente). Entre várias outras aplicações.
Para facilitar o processo de separação de
uma mistura, deve-se observar primeiro a
própria mistura. Ela pode ser de dois tipos:
homogênea e heterogênea. Homogênea
significa que as misturas têm um aspecto
comum, dando a impressão de que não é uma
mistura. Heterogênea é o contrário: nota-se
claramente que se trata de duas (ou mais)
substâncias, exemplo: água misturada com
areia.
Nas misturas homogêneas, deve-se
aplicar primeiro métodos que envolvam
fenômenos físicos (evaporação, solidificação,
etc.). Nas heterogêneas, devem-se separar as
“fases” (os diferentes aspectos da mistura)
utilizando métodos mecânicos (catação,
levigação, etc.), e depois, os mesmos métodos
utilizados em substâncias homogêneas (pois
cada fase poderá ter mais de uma substância,
passando a ser então, uma substância
homogênea).
Técnicas de separação homogênea:
Cristalização: Separação de dois
componentes de uma mistura homogênea
sólido-líquido. A mistura fica submetida, em
recipiente aberto, à ação do calor. Ocorre a
evaporação do líquido e a cristalização do
sólido.
1. Fusão Fracionada: Mistura homogênea
sólido-sólido. À medida que a temperatura vai
aumentando um componente se funde primeiro
do que o outro permitindo a separação.
2. Destilação Simples: Mistura homogênea
sólido-líquido, como por exemplo, água + sal
de cozinha. A temperatura do sistema é elevada
de maneira que o líquido sofre ebulição. O
líquido é posteriormente condensado sendo
posteriormente recuperado.
3. Destilação Fracionada: Separação de
misturas homogêneas de dois ou mais líquidos.
Aquece-se o sistema. O primeiro líquido a ser
destilado é o que possuir menor ponto de
ebulição. Após isso a temperatura volta a
elevar-se alcançando o ponto de ebulição do
próximo líquido. Ocorrendo uma condensação
dos líquidos evaporados. Exemplo: Água de
Álcool.
Técnicas de separação heterogênea:
1. Catação: Utilizada para separar os
componentes de uma mistura de dois ou mais
sólidos, manualmente ou usando uma pinça.
Exemplo: Separar a pedra do feijão.
2. Peneiração: Separação de componentes de
uma mistura constituída de dois ou mais sólidos
com certa diferença de tamanho dos mesmos.
Exemplo: Separar areia de cascalho.
3. Ventilação: Utilizada na separação de um
sólido do outro tendo-se um deles muito mais
leve do que seu concorrente. Exemplo:
Separação de cascas de arroz em máquinas de
beneficiamento.
4. Levigação: Separação de sólidos de
densidades diferentes através de uma corrente
de água. Exemplo: Separação de ouro em
garimpos.
5. Separação magnética: Quando uma das
substâncias que se deseja separar é atraída por
um imã. Exemplo: Separar alumínio do ferro.
6. Flotação: Utiliza-se um líquido de densidade
intermediária para separar sólidos de
densidades diferentes. Exemplo: Areia de
serragem.
7. Dissolução Fracionada: Quando certo
líquido tem a propriedade de dissolução de
determinado sólido. Em seguida é utilizada a
filtração ou destilação. Exemplo: sal de cozinha
da areia.
8. Filtração Simples: Separar um sólido de um
líquido, por meio de uma superfície porosa.
Também serve para separar sólido de um gás.
9. Decantação: Quando se tem líquidos de
diferentes densidades ou sólido de um líquido.
Sólido/líquido: deixa-se repousar para que o
sólido acame e com cuidado transfere-se o
líquido para outro recipiente. Método bem
primitivo, mas que funciona muito bem
dependo da precisão requerida. Líquido/
líquido: O líquido mais denso concentra-se no
fundo e é retirado também com cuidado.
10. Centrifugação: Através de um movimento
de rotação tem-se a deposição das partículas
sólidas no fundo do recipiente podendo, assim,
serem separadas do líquido. Podendo também
ser utilizados com líquidos de densidades
diferentes.
11. Câmara de Poeira: Processo utilizado
industrialmente para separar gases de sólidos.
A mistura é forçada a passar por um tubo com
barreira físicas aonde os sólidos vão sendo
depositados.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
É impossível se pensar em átomos como os
constituintes básicos da matéria sem se pensar
em ligações químicas. Afinal, como podemos
explicar que porções tão limitadas de matéria,
quanto os átomos, possam formar os corpos
com que nos deparamos no mundo
macroscópico do dia-a-dia. Também é
impossível se falar em ligações químicas sem
falarmos em elétrons. Afinal, se átomos vão se
unir uns aos outros para originar corpos
maiores, nada mais sensato do que pensar que
estes átomos entrarão em contato entre si.
Quando dois átomos entram em contato, os
fazem a través das fronteiras das suas
eletrosferas, ou seja, de suas últimas camadas.
Isso faz pensar que a última camada de um
átomo é a que determina as condições de
formação das ligações químicas.
Em 1868, Kekulé e Couper, propuseram a
utilização do termo valência para explicar o
poder de combinação de um átomo com outros.
A valência de um dado elemento é que
determina as fórmulas possíveis ou não de
compostos formados por ele.
A primeira situação seria entender por que
dois ou mais átomos se ligam, formando uma
substância simples ou composta. Como, na
natureza, os únicos átomos que podem ser
encontrados no estado isolado (moléculas
monoatômicas) são os gases nobres, logo se
pensou que os demais átomos se ligariam entre
si tentando alcançar a configuração eletrônica
do gás nobre mais próximo deles na tabela
periódica. Todos os gases nobres, com exceção
do He, possuem 8 elétrons.Esta maneira de
pensar a ligação entre os átomos passou a ser
conhecida por Teoria do octeto, e foi proposta
por Kossel e Lewis no início do século XX.
Baseado nessa idéia, a valência de um átomo
passou a ser vista como a quantidade de
elétrons que um átomo deveria receber, perder
ou compartilhar para tornar sua última
camada (camada de valência) igual a do gás
nobre de número atômico mais próximo.
As ligações químicas podem ser
classificadas em três categorias:
- Iônica
- Covalente normal e dativa
- Metálica
Ligação Iônica
Como o próprio nome já diz, a ligação
iônica ocorre com a formação de íons. A
atração entre os átomos que formam o
composto é de origem eletrostática. Sempre um
dos átomos perde elétrons, enquanto o outro
recebe. O átomo mais eletronegativo arranca os
elétrons do de menor eletronegatividade.
Ocorre entre metais e não metais e entre metais
e hidrogênio.
- átomo com facilidade para liberar os
elétrons da última camada: metal.
- átomo com facilidade de adicionar
elétrons à sua última camada: não metal.
A ligação iônica ocorre entre metais e não
metais e entre metais e hidrogênio. Num
composto iônico, a quantidade de cargas
negativas e positivas é igual.
A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro
(17Cl) é um exemplo característico de ligação
iônica. Observe a distribuição dos elétrons em
camadas para os dois elementos:
Na 2 - 8 - 1 Cl 2 - 8 - 7
Para o cloro interessa adicionar um elétron
à sua última camada, completando a quantidade
de oito elétrons nela. Ao sódio interessa perder
o elétron de sua camada M, assim a anterior
passará a ser a última, já possuindo a
quantidade necessária de elétrons. Na
representação da ligação, utilizamos somente
os elétrons da última camada de cada átomo. A
seta indica quem cede e quem recebe o elétron.
Cada elétron cedido deve ser simbolizado por
uma seta. Esta representação é conhecida por
fórmula eletrônica ou de Lewis.
O sódio possuía inicialmente 11 prótons e
11 elétrons. Após a ligação, a quantidade de
prótons não se altera e a de elétrons passa a ser
10. O cloro que inicialmente possuía 17 prótons
e 17 elétrons tem sua quantidade de elétrons
aumentada de uma unidade após a ligação.
Com isso o sódio se torna um íon de carga
1+ e o cloro 1-. A força que mantém os dois
átomos unidos é de atração elétrica, ou seja,
uma ligação muito forte. Como foram
utilizados um átomo de cada tipo, a fórmula do
composto será NaCl.
De maneira análoga podemos observar a
ligação entre o flúor (9F) e o alumínio (13Al).
O alumínio perde os três elétrons de sua última
camada, pois a penúltima já possui os oito
elétrons necessários. Como o átomo de flúor
possui 7 elétrons em sua última camada,
precisa de apenas mais um elétron. São
necessários três átomos de flúor para acomodar
os três elétrons cedidos pelo alumínio.
De maneira análoga ao exemplo anterior,
ocorre a formação de íons positivo e negativo
devido a quebra do equilíbrio entre as
quantidades de prótons e elétrons nos átomos.
O alumínio passa a ser um íon de carga 3+ e o
fluor 1-. A fórmula do composto será AlF3.
Ligação covalente simples
É o tipo de ligação que ocorre quando
os dois átomos precisam adicionar elétrons em
suas
últimas
camadas.
Somente
o
compartilhamento é que pode assegurar que
estes átomos atinjam a quantidade de elétrons
necessária em suas últimas camadas. Cada um
dos átomos envolvidos entra com um elétron
para a formação de um par compartilhado,
que a partir da formação passará a pertencer a
ambos os átomos.
Ocorre entre não metais e não metais,
não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e
hidrogênio.
O hidrogênio possui somente uma
camada contendo um único elétron,
compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade
necessária para a camada K, que é de dois
elétrons. Os elétrons compartilhados passam a
ser contados para as eletrosferas dos dois
átomos participantes da ligação.
O átomo de carbono compartilha 4 elétrons
e cada átomo de carbono 2, garantindo assim
que ambos atinjam os oito elétrons nas últimas
camadas.
Como a ligação é entre átomos
diferentes e com diferentes eletronegatividades,
a ligação é dita polar, pois o átomo de oxigênio
atrai para si mais fortemente os elétrons
compartilhados.
Na molécula de nitrogênio ocorrem três
ligações covalentes entre os dois átomos.
N2-5
Estas três ligações garantem que os dois
átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de
oito elétrons nas suas últimas camadas. A
ligação covalente entre dois átomos iguais é
dita apolar, pois nela os elétrons são
compartilhados de maneira igual, nenhum dos
átomos tem mais força que o outro para atrair o
elétron para si.
A molécula de CO2 é formada por dois
átomos de oxigênio e um de carbono unidos
através de ligações covalentes.
6C 2 - 4 8O 2 - 6
Além da fórmula eletrônica, os compostos
covalentes podem ser representados pela
fórmula
estrutural,
onde
cada
par
compartilhado é representado por um traço.
Ex.: H - H, O = C = O.
Uma ligação covalente unindo dois
átomos é dita simples. O conjunto de duas
ligações unindo dois átomos é dito dupla
ligação. O conjunto de rês ligações unindo dois
átomos é dito tripla ligação.
Ligação covalente dativa ou coordenada
A existência de algumas moléculas não
pode ser explicada simplesmente através da
ligação covalente simples. Para estes casos foi
formulada a teoria da ligação covalente
coordenada. Neste tipo de ligação, um dos
átomos que já estiver com última camada
completa entra com os dois elétrons do par
compartilhado. Este par de elétrons apresenta
as mesmas características do da ligação
covalente simples, a única diferença é a origem
dos elétrons, que é somente um dos átomos
participantes da ligação. Os elétrons do par
passam a pertencer a ambos os átomos
participantes. A ligação covalente coordenada é
representada por uma seta que se origina no
átomo doador e termina no átomo receptor.
Dadas as distribuições eletrônicas em
camadas para os átomos de 16S e 8O.
S2-8-6O2–6
Compartilhando dois elétrons através de
ligações covalentes simples, ambos os átomos
atingem os oito elétrons na última camada.
No entanto, esta molécula ainda pode
incorporar ainda um ou dois átomos de
oxigênio. Tal fato só pode ser explicado se o
enxofre utilizar um ou dois pares de elétrons
não envolvidos em ligações para formar um ou
dois pares dativos com o oxigênio.
Outra molécula que não pode ser
explicada somente com a ligação covalente
simples é a de CO2. O interessante desta
molécula é que a ligação covalente dativa
ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o
menos eletronegativo (C).
Ligação metálica
É o tipo de ligação que ocorre entre os
átomos de metais. Os átomos dos elementos
metálicos apresentam forte tendência a doarem
seus elétrons de última camada. Quando muitos
destes átomos estão juntos num cristal
metálico, estes perdem seus elétrons da última
camada. Forma-se então uma rede ordenada de
íons positivos mergulhada num mar de elétrons
em movimento aleatório. Se aplicarmos um
campo elétrico a um metal, orientamos o
movimento dos elétrons numa direção
preferencial, ou seja, geramos uma corrente
elétrica.
Exemplos
• decomposição da água em seus elementos:
Centro Educacional Brasil Central
Modalidade: Educação de Jovens e Adultosa Distância
Etapa: Ensino Médio
Disciplina: Química
MÓDULO II – 2° ANO
TERMOQUÍMICA
A energia liberada nas reações químicas
está presente em várias atividades da nossa vida
diária. Por exemplo, á o calor liberado na
queima do gás butano que cozinha os nossos
alimentos, é o calor liberado na combustão do
álcool ou da gasolina que movimenta nossos
veículos e á através das reações químicas dos
alimentos no nosso organismo que obtemos a
energia necessária para manutenção da vida.
A maioria das reações químicas ocorre
produzindo variações de energia, que
freqüentemente se manifestam na forma de
variações de calor. A termoquímica ocupa-se
do estudo quantitativo das variações térmicas
que acompanham as reações químicas. Essas
reações são de dois tipos:
Reações exotérmicas: as que liberam
calor para o meio ambiente.
Exemplos
•
combustão (queima) do gás butano, C4H10
H20(l) + calor => H2(g) + 1/2 O2(g)
•
fotossíntese:
6 CO2(g) + 6 H20(l) + calor => C6H12O6(aq) + 6
O2(g)
Na equação química, a energia
absorvida á representada junto aos reagentes,
significando que foi fornecida pelo ambiente
aos reagentes.
MEDIDA DO CALOR DE REAÇÃO
O calor liberado ou absorvido por um
sistema que sofre uma reação química á
determinado
em
aparelhos
chamados
calorímetros. Estes variam em detalhes e são
adaptados para cada tipo de reação que se quer
medir o calor. Basicamente, no entanto, um
calorímetro é constituído de um recipiente com
paredes adiabáticas, contendo uma massa
conhecida de parede água, onde se introduz um
sistema em reação. O recipiente é provido de
um agitador e de um termômetro que mede a
variação de temperatura ocorrida durante a
reação.
A determinação do calor liberado ou
absorvido numa reação química á efetuada
através da expressão:
C4H10(g) + 13/2 O2(g) => 4 CO2(g) + 5H20(g) +
calor
•
combustão do etanol, C2H60:
C2H60(l) + 3O2(g) => 2 CO2(g) + 3 H2O(g) +
calor
Na equação química, o calor é
representado junto aos produtos para significar
que foi produzido, isto á, liberado para o
ambiente durante a reação.
Reações endotérmicas: as que para
ocorrerem retiram calor do meio ambiente.
onde:
• Q é a quantidade de calor liberada ou
absorvida pela reação. Esta grandeza pode
ser expressa em calorias (cal) ou em Joules
(J). O Sistema Internacional de Medidas
(SI) recomenda a utilização do Joule, no
entanto, a caloria ainda é muito utilizada.
Uma caloria (1 cal) é a quantidade de calor
necessária para fazer com que 1,0 g de
água tenha sua temperatura aumentada de
1,0ºC. Cada caloria corresponde a 4,18 J;
• m é a massa, em gramas, de água presente
no calorímetro;
•
•
c é o calor especifico do liquido presente
no calorímetro. Para a água seu valor é 1
cal/g . ºC;
∆t é a variação de temperatura sofrida pela
massa de água devido a ocorrência da
reação. É medida em graus Celsius.
A rigor, deve-se considerar a capacidade
térmica do calorímetro que inclui, além da
capacidade térmica da água, as capacidades
térmicas dos materiais presentes no calorímetro
(agitador, câmara de reação, fios, termômetro
etc.).
O calor de reação pode ser medido a
volume
constante,
num
calorímetro
hermeticamente fechado, ou à pressão
constante, num calorímetro aberto.
Experimentalmente, verifica-se que existe
uma pequena diferença entre esses dois tipos de
medidas calorimétricas. Essa diferença ocorre
porque, quando uma reação ocorre à pressão
constante, pode haver variação de volume e,
portanto, envolvimento de energia na expansão
ou contração do sistema.
A variação de energia determinada a
volume constante é chamada de variação de
energia interna, representada por? E, e a
variação de energia determinada à pressão
constante é chamada de variação de entalpia,
representada por? H.
Como a maioria das reações químicas são
realizadas em recipientes abertos, à pressão
atmosférica
local,
estudaremos
mais
detalhadamente a variação de entalpia das
reações.
ENTALPIA E VARIAÇÃO DE ENTALPIA
O calor, como sabemos, é uma forma de
energia e, segundo a Lei da Conservação da
Energia, ela não pode ser criada e nem
destruída, pode apenas ser transformada de uma
forma para outra. Em vista disso, somos
levados a concluir que a energia:
• liberada por uma reação química não foi
criada, ela já existia antes, armazenada
nos reagentes, sob uma outra forma;
• absorvida por uma reação química não
se perdeu, ela permanece no sistema,
armazenada nos produtos, sob uma
outra forma.
Cada substância, portanto, armazena um
certo conteúdo de calor, que será alterado
quando a substância sofrer uma transformação.
A liberação de calor pela reação exotérmica
significa que o conteúdo total de calor dos
produtos á menor que o dos reagentes.
Inversamente, a absorção de calor por uma
reação endotérmica significa que o conteúdo
total de calor armazenado nos produtos é maior
que o dos reagentes.
A energia armazenada nas substâncias
(reagentes ou produtos) dá-se o nome de
conteúdo de calor ou entalpia. Esta é
usualmente representada pela letra H.
Numa reação, a diferença entre as entalpias
dos produtos e dos reagentes corresponde à
variação de entalpia, ∆H.
onde:
• Hp = entalpia dos produtos;
• Hr = entalpia dos reagentes.
Numa reação exotérmica temos que Hp < Hr
e, portanto, ∆H < O (negativo).
Numa reação endotérmica temos que Hp >
Hr e, portanto, ∆H > O (positivo).
Equações termoquímicas e gráficos de
entalpia
As reações, como sabemos, são
representadas através de equações químicas.
No caso da representação de uma reação que
ocorre com variação de calor, é importante
representar, além da quantidade de calor
envolvida, as condições experimentais em que
a determinação dessa quantidade de calor foi
efetuada. Isso porque o valor do calor de reação
é afetado por fatores como a temperatura e a
pressão em que se processa a reação, o estado
físico e as variedades alotrópicas das
substâncias participantes dessa reação. A
equação que traz todas essas informações
chama-se equação termoquímica.
Exemplos de equações termoquímicas:
H2(g) + Cl2(g) => 2 HCl(g) + 184,9 kJ (25ºC, 1
atm)
Segundo a equação, 1 mol de
hidrogênio gasoso reage com 1 mol de cloro
gasoso formando 2 mols de cloreto de
hidrogénio gasoso, liberando 184,9 kJ de calor.
Tal reação foi realizada à temperatura de 25ºC
e à pressão de 1 atm.
Podemos também escrever essa equação
termoquímica utilizando a notação ?H. Neste
caso temos:
H2(g) + Cl2(g) => 2 HCl(g), ∆H = -184,9 kJ
(25ºC, 1 atm)
O valor numérico de ∆H é precedido do
sinal negativo pois a reação é exotérmica.
Graficamente, a variação de entalpia
que acompanha a reação é representada por:
DETERMINAÇAO INDIRETA DO
CALOR DE REAÇAO
Vimos anteriormente que a variação de
entalpia de uma reação á determinada
experimentalmente no calorímetro. Existem, no
entanto, maneiras indiretas de determinação da
variação de entalpia de uma reação. A seguir,
discutiremos as mais importantes.
Determinação através da definição de ∆H
Já vimos que a variação de entalpia AH
de uma reação á a diferença entre as entalpias
dos produtos e reagentes de uma reação.
∆H = Hp - Hr
• H2(g) + I2(g) + 51,8 kJ => 2 HI
1 atm)
(g)
(25ºC,
Segundo a equação, quando, a 25ºC e 1
atm, 1 mol de hidrogênio gasoso reage com 1
mol de iodo gasoso, formando 2 mols de iodeto
de hidrogênio gasoso, são absorvidos 51,8 kJ
de calor.
A equação também pode ser escrita
utilizando a notação AH:
H2(g) + I2(g) => 2 HI (g) AH = + 51,8 kJ (25ºC, 1
atm)
O valor numérico de AH é positivo,
pois a reação é endotérmica.
Graficamente a variação de entalpia
dessa reação pode ser representada por:
Portanto, se conhecêssemos as entalpias
absolutas das substâncias, poderíamos calcular,
facilmente, a variação de entalpia associada a
qualquer reação. Como isto á impossível, pois
apenas a diferença das entalpias dos produtos e
reagentes pode ser medida, os químicos
resolveram atribuir, arbitrariamente, a um
grupo de substâncias um determinado valor de
entalpia e, a partir disso, construir uma escala
relativa de entalpias das demais substâncias.
Assim, atribuiu-se às variedades
alotrópicas mais estáveis das substâncias
simples, a 25ºC e 1 atm, entalpias iguais a zero.
Essas condições experimentais são chamadas
de condições padrão ou estado padrão, e a
entalpia, determinada nessas condições, á a
entalpia padrão. A entalpia padrão á
representada por H0.
Por exemplo, têm entalpias padrão zero
as substâncias: 02 gasoso, H2 gasoso, I2 sólido,
C grafite, S8 rômbico etc., e têm entalpias
padrão diferentes de zero as substâncias: 02
liquido, 03 gasoso, H2 liquido, I2 gasoso, C
diamante, S8 monoclínico etc.
A entalpia padrão de uma substância
qualquer pode ser calculada tomando-se como
referência a variação de entalpia da reação de
formação, também chamada de entalpia de
formação, dessa substância a partir de seus
elementos, no estado padrão.
Calor de formação ou entalpia de formação é
o nome dado à variação de entalpia associada à
formação de um mol de uma substância a partir
de seus elementos constituintes, na forma de
substâncias simples mais estável e no estado
padrão.
A entalpia de formação é representada
por ∆H0f.
Exemplo
C2H2 (g)
C6H6 (l)
+ 53,5
+ 12,3
Conhecendo-se as entalpias padrão das
substâncias, a variação de entalpia de uma
reação pode ser determinada com facilidade.
Lei de Hess
Em 1849, o químico Germain Henri
Hess, efetuando inúmeras medidas dos calores
de reação, verificou que:
O calor liberado ou absorvido numa
reação química depende apenas dos estados
intermediários pelos quais a reação passa.
Esta é a lei da atividade dos calores de
reação ou lei de Hess.
De acordo com essa lei é possível
calcular a variação de entalpia de uma reação
através da soma algébrica de equações
químicas que possuam conhecidos. Por
exemplo, a partir das equações:
Acompanhe a seguir a determinação da
entalpia padrão do dióxido de carbono gasoso:
Reação de formação do C02(g):
é possível determinar a variação de entalpia da
reação de formação do metano, CH4, reação
essa que não permite medidas calorimétricas
precisas de seu calor de reação por ser lenta e
apresentar reações secundárias.
A soma algébrica das reações dadas
deve, portanto, resultar na reação de formação
do metano, cujo queremos determinar:
A tabela a seguir traz as entalpias
padrão de algumas substâncias.
Entalpia padrão (∆H 0f) em kcal/mol
H20 (l)
- 68,3
HCl (g)
- 22,0
HBr (g)
- 8,6
Hl (g)
+ 6,2
CO (g)
- 26,4
CO2 (g)
- 94,1
NH3 (g)
- 11,0
SO2 (g)
- 70,9
CH4 (g)
- 17,9
C2H4 (g)
+ 11,0
C2H6 (g)
- 20,5
No entanto, para obtermos essa equação
devemos efetuar as seguintes operações:
• multiplicar a reação II por 2, para que o
número de mols de H2(g) seja igual a 2,
consequentemente o também será
multiplicado por 2;
• inverter a reação III, para que CH4(g)
passe para o segundo membro da
equação. Em vista disso, o também terá
seu sinal invertido, isto é, se a reação é
exotérmica, invertendo-se o seu sentido,
passará a ser endotérmica e vice-versa;
• somar algebricamente as equações e os
∆H;
Assim temos:
Energia de ligação
É a energia fornecida para romper 1 mol
de ligações entre dois átomos e um sistema
gasoso, a 25ºC e 1 atm.
A energia de ligação pode ser
determinada experimentalmente. Na tabela
tabela abaixo estão relacionadas as energias de
algumas ligações.
Ligação
H-H
Cl - Cl
H - Cl
O=O
Br - Br
H - Br
C-C
C-H
C - Cl
Energia de
ligação
kcal/mol de
ligações
104,2
57,8
103,0
118,3
46,1
87,5
83,1
99,5
78,5
Observe que os valores tabelados são
todos positivos, isto porque o rompimento de
ligações é um processo que consome energia,
ou seja, é um processo endodérmico. A
formação de ligações, ao contrário, é um
processo que libera energia, processo
exotérmico.
Para se determinar o ∆H de uma reação
a partir dos valores devemos considerar:
• que todas as ligações dos reagentes são
rompidas e determinar a quantidade de
energia consumida nesse processo;
• que as ligações existentes nos produtos
foram todas formadas a partir de átomos
isolados e determinar a quantidade de
energia liberada nesse processo.
O ∆H será correspondente à soma algébrica
das energias envolvidas nos dois processos, o
de ruptura e o de formação de ligações. É
importante salientar que este método fornece
valores aproximados de ∆H. Ele é muito útil na
previsão da ordem de grandeza da variação de
entalpia de uma reação.
TIPOS DE CALORES E
ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES
A variação da entalpia recebe uma
denominação particular da natureza da reação:
Calor de combustão ou entalpia de
combustão: É ∆H associado à reação de
combustão, no estado padrão, de um mol de
uma substância.
Calor de dissolução ou entalpia de
dissolução: É o ∆H associado a 1 mol de uma
substância em água suficiente para preparar um
solução diluída.
Calor de neutralização ou entalpia de
neutralização: É o da reação de neutralização
de 1 equivalente- grama de um ácido por 1
equivalente de uma base, ambos na forma de
soluções aquosas diluídas.
Espontaneidade das reações
Muito dos processos que ocorrem à sua
volta são espontâneos, isto é, uma vez iniciados
prosseguem sem a necessidade de ajuda
externa. A dissolução do sal em água, a queima
de carvão são exemplos de processos
espontâneos.
Os processos espontâneos são aqueles
que apenas são possíveis através do
fornecimento contínuo de energia do meio
ambiente. O cozimento de alimentos, a
obtenção de metais, são exemplos de processos
não espontâneos.
A constatação de que a maioria dos
processos espontâneos ocorrem com liberação
de energia, levou à idéia de que apenas
processos exotérmicos, que ocorriam com
diminuição de energia do sistema, eram
espontâneos. De fato, isto é verdade para
muitas reações; existem, no entanto, processos
espontâneos que absorvem calor. Portanto,
além do fator energia, existe um outro que
influencia a espontaneidade de um processo.
Este fator chama-se entropia, e é representado
pela letra S.
A entropia está associada à ordem ou à
desordem de um sistema. Quanto mais
desorganizado o sistema, maior será sua
entropia. Exemplos de processos que ocorrem
com aumento de entropia:
• a evaporação de um líquido: no estado
gasoso as moléculas movimentam-se
com mais liberdade do que no estado
líquido,
estão,
portanto,
mais
desorganizadas;
• a dissolução de qualquer substância em
um liquido tambem produz um sistema
em que a desorganização á maior.
Da mesma forma que para a entalpia, para a
determinação da entropia das substâncias foi
necessário estabelecer, arbitrariamente, a
entropia de algumas substâncias e, a partir
disso, construir uma escala relativa de
entropias. Estabeleceu-se que uma substância,
na forma de um cristal perfeito, a zero Kelvin,
tem entropia zero. A tabela a seguir relaciona
as entropias padrão (sº) de algumas substâncias.
Ca (g)
Ag (g)
CaO (g)
Br2 (l)
Hg (l)
He (gás)
N2 (gás)
Metano, CH4 (gás)
Entropia padrão
(cal/mol . K) a 25ºC
9,95
10,20
9,5
36,4
18,17
30,13
45,7
44,5
A espontaneidade de uni processo é
determinada pelos fatores entalpia e entropia.
São espontâneos os processos que ocorrem com
diminuição de entalpia e aumento de entro. pia.
Não são espontâneos os processos que ocorrem
com aumento de entaipia e diminuição de
entropia. Quando um processo ocorre com
aumento ou diminuição simultânea de eutalpia
e entropia, para se prever a espontaneidade ou
não da reação é necessário lançar mão de uma
grandeza que relaciona a entropia e a entalpia.
Esta grandeza é a energia livre de Gibbs (G) e
é dada pela equação:
• ∆G é a variação de energia livre do
sistema, dada em kcal/mol;
• ∆H é a variação de entalpia, dada em
kcallmol;
• T é a temperatura absoluta (K);
• ∆S é a variação dc entropia, dada em
cal/K. mol
A energia livre de Gibbs mede a capacidade
que um sistema possui de realizar trabalho. São
espontâneos os processos onde a capacidade de
realizar trabalho do sistema diminui, ou seja,
∆G < 0. Processos não espontâneos são aqueles
onde a capacidade do sistema realizar trabalho
aumenta, ou seja, ∆G > 0.
REAÇÕES NUCLEARES
Quando dois núcleos se movem um em
direção ao outro e, apesar da repulsão
coulombiana, se aproximam o suficiente para
que haja interação entre as partículas de um
com as partículas do outro pela força nuclear,
pode ocorrer uma redistribuição de núcleons e
diz-se que aconteceu uma reação nuclear.
Usualmente, as reações nucleares são
produzidas bombardeando-se um núcleo alvo
com um projétil que pode ser algum tipo de
partícula ou núcleo pequeno, de modo que a
repulsão coulombiana não se torne um
obstáculo muito grande.
As reações que envolvem energias não
muito grandes ocorrem em duas fases. Na
primeira fase, o núcleo alvo e o projétil se
agrupam, formando o que se chama de núcleo
composto num estado altamente excitado. Na
segunda fase, o núcleo composto decai por
qualquer processo que não viole os princípios
de conservação. Por exemplo, uma partícula a
com uma energia cinética de cerca de 7 MeV
colide com um núcleo de nitrogênio 14. O
resultado é um núcleo composto que consiste
de todos os núcleons da partícula a e do
nitrogênio 14 num estado altamente excitado.
Esse núcleo composto, sendo constituído de 9
prótons, é um núcleo de fluor. Como esse
núcleo composto está num estado altamente
excitado, pode-se esperar que ele emita uma
partícula (ou um fóton) no processo de
passagem a um estado menos excitado ou ao
estado fundamental do núcleo filho. Se o
núcleo filho é o oxigênio 17, a reação é a
seguinte:
4He2 + 14N7 ---> [ 18F9 ] ---> 17O8 + 1H1
O núcleo composto persiste como
entidade única por um intervalo de tempo
muito pequeno (menos de 10-19 s), decaindo
para um estado mais estável com a emissão de
um próton (1H1). Como as energias de ligação
da partícula a, do núcleo 14N7 e do núcleo
17O8 são:
Ea = [ 2 ( 1,0078 ) + 2 ( 1,0087 ) - 4,0026 ] (
931,4815 MeV ) = 28,3170 MeV 28 MeV
EN = [ 7 ( 1,0078 ) + 7 ( 1,0087 ) - 14,0031 ] (
931,4815 MeV ) = 104,6985 MeV 105 MeV
EO = [ 8 ( 1,0078 ) + 9 ( 1,0087 ) - 16,9991 ] (
931,4815 MeV ) = 131,8978 MeV 132 MeV
e como a partícula a incide com uma energia
cinética de cerca de 7 MeV, o próton emitido
tem uma energia cinética de cerca de ( - 28 105 + 7 + 132 ) MeV = 6 MeV.
Um núcleo composto pode decair por
qualquer processo que não viole os princípios
de conservação. Por exemplo:
27Al13 + p ---> [ 28Si14 ] ---> 24Mg12 + a
27Si14 + n
28Si14 + g
24Na11 + 3p + n
Ainda como exemplo, considere as
seguintes reações:
4He2 + 24Mg12 ---> [ 28Si14 ] ---> 27Al13 +
1H1
4He2 + 9Be4 ---> [ 13C6 ] ---> 12C6 + n
Essas reações são interessantes porque
produzem prótons e nêutrons com grandes
energias cinéticas. Por outro lado, as partículas
a de fontes radioativas naturais são efetivas
para produzir transformações nucleares apenas
em núcleos com números atômicos menores
que Z = 19 (correspondente ao potássio) devido
à intensidade da repulsão coulombiana entre
essas partículas a e os núcleos atômicos alvo.
Nêutrons, ao contrário, podem penetrar, em
princípio, qualquer núcleo, já que não são
repelidos pelos prótons. Por exemplo, um
nêutron pode ser absorvido por um núcleo de
prata 107 para formar um núcleo de prata 108:
107Ag47 + n ---> [ 108Ag47 ] ---> 108Cd48 +
e- + n*
O núcleo de prata 108 não ocorre na
natureza, ou seja, é um isótopo artificial da
prata. Esse núcleo é radioativo e dacai emitindo
um elétron e um antineutrino e produzindo um
núcleo de cádmio 108. A maioria dos núcleos
artificiais são instáveis e radioativos. Mais
exemplos (agora omitindo a representação do
núcleo composto):
10B5 + a ---> 13N7 + n
13N7 ---> 13C6 + e+ + n
27Al13 + n ---> 24Na11 + 4He2
24Na11 ---> 24Mg 12 + e- + n*
Os núcleos radioativos artificiais são
produzidos por reações nucleares. Os
elementos transurânicos, em particular, são
normalmente produzidos pela captura de
nêutrons seguida de decaimento b-.
Por outro lado, o que se chama de
espalhamento é a reação nuclear em que
projétil e partícula liberada são a mesma
partícula. O espalhamento é elástico quando,
durante o processo, não varia a energia cinética
da partícula, e inelástico, caso contrário.
Os fogos sagrados de Baku, capital do
Azerbaijão, situada à beira do mar Cáspio,
assombraram seus antigos habitantes, que
ignoravam
a
origem
do
fenômeno.
Modernamente sabe-se que se devem à
constante combustão dos vapores de metano e
outros hidrocarbonetos.
Centro Educacional Brasil Central
Modalidade: Educação de Jovens e Adultosa Distância
Etapa: Ensino Médio
Disciplina: Química
MÓDULO III – 3° ANO
HIDROCARBONETOS
Hidrocarbonetos são compostos formados
exclusivamente de carbono e hidrogênio, que
também são chamados hidrocarburetos,
carboidretos,
carbetos,
carburetos
ou
carbonetos de hidrogênio.
Classificação e ocorrência
Os hidrocarbonetos se classificam de
acordo com a proporção dos átomos de carbono
e hidrogênio presentes em sua composição
química.
Assim,
denominam-se
hidrocarbonetos saturados os compostos ricos
em hidrogênio, enquanto os hidrocarbonetos
ditos insaturados apresentam uma razão
hidrogênio/carbono inferior e são encontrados
principalmente no petróleo e em resinas
vegetais.
Os
grupos
de
hidrocarbonetos
constituem as chamadas séries homólogas, em
que cada termo (composto orgânico) difere do
anterior em um átomo de carbono e dois de
hidrogênio. Os termos superiores da série
homóloga saturada, de peso molecular mais
alto, encontram-se em alguns tipos de petróleo
e como elementos constituintes do pinho, da
casca de algumas frutas e dos pigmentos das
folhas e hortaliças.
Os hidrocarbonetos etilênicos, primeiro
subgrupo dos insaturados, estão presentes em
muitas modalidades de petróleo em estado
natural, enquanto os acetilênicos, que compõem
o segundo subgrupo dos hidrocarbonetos
insaturados, obtêm-se artificialmente pelo
processo de craqueamento (ruptura) catalítico
do petróleo. Os hidrocarbonetos aromáticos
foram assim chamados por terem sido obtidos
inicialmente a partir de produtos naturais como
resinas ou bálsamos, e apresentarem odor
característico. Com o tempo, outras fontes
desses compostos foram descobertas. Até a
segunda guerra mundial, por exemplo, sua
fonte mais importante era o carvão. Com o
crescimento da demanda, durante e após a
guerra, outras fontes foram pesquisadas.
Atualmente, grande parte dos compostos
aromáticos, base de inúmeros processos
industriais, se obtém a partir do petróleo.
Estrutura e nomenclatura
A estrutura das moléculas dos
hidrocarbonetos baseia-se na tetravalência do
carbono, isto é, em sua capacidade de ligar-se,
quimicamente, a quatro outros átomos,
inclusive de carbono, simultaneamente. Assim,
as sucessões de átomos de carbono podem
formar cadeias lineares, ramificadas em
ziguezague, que lembram anéis e estruturas de
três dimensões.
Hidrocarbonetos saturados
A fórmula empírica molecular dos
hidrocarbonetos saturados, também chamados
alcanos ou parafinas, é CnH2n+2, segundo a
qual n átomos de carbono combinam-se com 2n
+ 2 átomos de hidrogênio para formarem uma
molécula. Valores inteiros sucessivos de n dão
origem aos termos distintos da série: metano
(CH4), etano (C2H6), propano (C3H8), butano
(C4H10) etc.
A partir do quarto termo da série, o
butano, os quatro carbonos podem formar uma
cadeia linear ou uma estrutura ramificada. No
primeiro caso, o composto se denomina nbutano. Na estrutura ramificada, um átomo de
carbono se liga ao carbono central da cadeia
linear formada pelos outros três, formando o
iso-butano, ou pode dar origem a uma estrutura
cíclica, própria do composto chamado
ciclobutano, em que os átomos de carbono das
extremidades estão ligados entre si. A
existência de compostos com mesma fórmula
molecular, mas com estruturas diferentes, é
fenômeno comum nos hidrocarbonetos,
designado como isomeria estrutural. As
substâncias isômeras possuem propriedades
físicas e químicas semelhantes, mas não
idênticas, e formam, em certos casos,
moléculas completamente diferentes.
Os termos da série saturada são
nomeados a partir do butano com o prefixo
grego correspondente ao número de átomos de
carbono constituintes da molécula: penta, hexa,
hepta etc., acrescidos da terminação "ano". Nos
cicloalcanos, hidrocarbonetos de cadeia
saturada com estrutura em anel, a nomenclatura
faz-se com a anteposição da palavra "ciclo" ao
nome correspondente ao hidrocarboneto
análogo na cadeia linear. Finalmente, os
possíveis isômeros presentes na série saturada
cíclica se distinguem por meio de números,
associados à posição da ramificação no ciclo.
Hidrocarbonetos insaturados
O primeiro grupo de hidrocarbonetos
insaturados, constituído pelos compostos
etilênicos, também chamados alcenos, alquenos
ou olefinas, tem como característica estrutural a
presença de uma dupla ligação entre dois
átomos de carbono. Sua fórmula molecular é
CnH2n e os primeiros termos da série
homóloga correspondente recebem o nome de
etileno ou eteno (C2H4), propileno ou propeno
(C3H6), butileno ou buteno (C4H8) etc. Os
termos seguintes têm uma nomenclatura
análoga à dos hidrocarbonetos saturados,
acrescidos da terminação "eno".
A posição da dupla ligação na molécula
dos alcenos pode dar origem a diferentes
isômeros. Para distingui-los, o número do
primeiro carbono a conter essa ligação precede
o nome do hidrocarboneto na nomenclatura
desses
compostos.
Existem,
ainda,
hidrocarbonetos etilênicos com mais de uma
dupla ligação -- denominados dienos, quando
possuem duas ligações, e polienos, com três ou
mais. O grupo mais importante dessa classe de
hidrocarbonetos constitui-se de compostos com
duplas ligações em posições alternadas, os
dienos conjugados. A nomenclatura dos
alcenos de estrutura anelar, ditos cicloalquenos,
é formalmente análoga à dos cicloalcanos.
Os alcinos ou alquinos (de fórmula molecular
CnH2n-2),
também
conhecidos
como
hidrocarbonetos acetilênicos e componentes do
segundo grupo dos compostos insaturados,
apresentam ligação tripla em sua estrutura e sua
nomenclatura é similar à dos alcenos, com a
terminação "ino" que lhes é própria. Os
cicloalquinos inferiores (de baixo peso
molecular) são instáveis, sendo o ciclo-octino,
com oito átomos de carbono, o menor alcino
cíclico estável conhecido.
Hidrocarbonetos aromáticos
A estrutura do benzeno, base dos
hidrocarbonetos aromáticos, foi descrita pela
primeira vez por Friedrich August Kekulé, em
1865. Segundo ele, a molécula do benzeno tem
o formato de um hexágono regular com os
vértices ocupados por átomos de carbono
ligados a um átomo de hidrogênio. Para
satisfazer a tetravalência do carbono, o anel
benzênico apresenta três duplas ligações
alternadas e conjugadas entre si, o que lhe
confere sua estabilidade característica.
Os hidrocarbonetos da série homóloga
benzênica subdividem-se em três grupos
distintos. O primeiro constitui-se de compostos
formados pela substituição de um ou mais
átomos de hidrogênio do anel pelos radicais de
hidrocarbonetos. Esses compostos têm seus
nomes derivados do radical substituinte,
terminado em "il", e seguidos da palavra
"benzeno". Alguns, no entanto, apresentam
denominações alternativas (ou vulgares), mais
comumente empregadas. Assim, o metilbenzeno é conhecido como tolueno, o dimetilbenzeno como xileno etc.
No segundo grupo, encontram-se os
compostos formados pela união de anéis
benzênicos por ligação simples entre os átomos
de carbono, como a bifenila, ou com um ou
mais átomos de carbono entre os anéis. Por
último, o terceiro grupo de hidrocarbonetos
aromáticos constitui-se de compostos formados
por condensação de anéis benzênicos, de modo
que dois ou mais átomos de carbono sejam
comuns a mais de um anel, tais como o
naftaleno, com dois anéis, e o antraceno, com
três.
Propriedades e aplicações
Os hidrocarbonetos em geral são
insolúveis em água, mas se solubilizam
prontamente em substâncias orgânicas como o
éter e a acetona. Os primeiros termos das séries
homólogas são gasosos, enquanto os compostos
de maior peso molecular são líquidos ou
sólidos. Graças a sua capacidade de decomporse em dióxido de carbono e vapor d'água, em
presença de oxigênio, com desprendimento de
grande quantidade de energia, torna-se possível
a utilização de vários hidrocarbonetos como
combustíveis.
Os hidrocarbonetos saturados, ou
parafinas, caracterizam-se sobretudo por ser
quimicamente inertes. Industrialmente, são
empregados no processo de craqueamento
(cracking) ou ruptura, a elevadas temperaturas,
e produzem misturas de compostos de
estruturas mais simples, saturados ou não. A
hidrogenação catalítica dos alcenos é utilizada,
em escala industrial, para a produção
controlada de moléculas saturadas. Esses
compostos são usados ainda como moderadores
nucleares e como combustíveis (gás de cozinha,
em
automóveis
etc.).
Os hidrocarbonetos insaturados com duplas
ligações têm a capacidade de realizar reações
de adição com compostos halogenados e
formam importantes derivados orgânicos. Além
disso, com a adição de moléculas de alcenos, é
possível efetuar a síntese dos polímeros,
empregados industrialmente no fabrico de
plásticos (polietileno, teflon, poliestireno etc) e
de fibras sintéticas para tecidos (orlon, acrilan
etc.). Além disso, faz parte da gasolina uma
importante mistura de alquenos. Metade da
produção de acetileno é utilizada, como
oxiacetileno, na soldagem e corte de metais. Os
hidrocarbonetos aromáticos, além de bons
solventes, são empregados na produção de
resinas, corantes, inseticidas, plastificantes e
medicamentos.
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS
São compostos que contêm o grupo
funcional carboxilo (-COOH), assim chamado
por ser formalmente a combinação de um grupo
carbonilo e um grupo hidroxilo. Como
resultado da combinação de ambos os grupos
funcionais, o grupo hidroxilo experimenta um
acentuado aumento de acidez. Os ácidos
carboxílicos formam ligações de hidrogénio
mais fortes que as dos álcoois uma vez que as
suas ligações O-H estão mais polarizadas e o
átomo de hidrogénio que serve de ponte podese unir a um oxigénio carbonílico, que está
carregado muito mais negativamente que o
oxigénio do outro grupo hidroxilo, como no
caso dos álcoois. Por este motivo, os ácidos
carboxílicos existem na forma de dímeros
cíclicos no estado sólido e líquido:
Os espectros IV dos ácidos carboxílicos
alifáticos mostram uma intensa absorção do
grupo carbonilo a 1700 cm-1 e uma ampla
região de vibração de tensão da ligação O-H,
que se estende entre 3600 e 2500 cm-1 devido
às ligações por pontes de hidrogénio. Esta
banda larga de absorção é característica dos
ácidos carboxílicos. Nos espectros RMN dos
ácidos carboxílicos destaca-se fortemente a
posição do singlete do protão ácido que aparece
a valores de d compreendidos entre 11 e 13,
uma vez que a densidade electrónica do
hidrogénio carboxílico é muito baixa.
Para numerar de modo sistemático os
ácidos carboxílicos, substitui-se a terminação
do nome do hidrocarboneto que contém o
grupo carboxilo pelo sufixo -oico. Assim, por
exemplo,
o
composto CH3 - (CH2)5 COOH chamar-se-á ácido heptanóico. Ao
numerar a cadeia de um ácido carboxílico devese considerar sempre número 1 o carbono
carboxílico.
Os compostos com menos de seis
átomos de carbono recebem nomes vulgares
muito usuais: fórmico, acético, propiónico,
butírico e valeriânico. Também são muito
empregados os nomes vulgares dos ácidos
dicarboxílicos até sete átomos de carbono:
oxálico, malónico, succínico, glutárico, adípico
e pimélico.
Os sais dos ácidos nomeiam-se
variando a terminação -óico dos nomes dos
ácidos pelo sufixo -ato seguindo-se o nome do
catião. Assim, por exemplo, o composto CH3 COONa chamar-se-áacetato de sódio.
Os pontos de fusão e de ebulição dos
ácidos carboxílicos são mais elevados que os
dos compostos de igual peso molecular, devido
à forte associação intermolecular por ligações
de hidrogénio.
A solubilidade dos ácidos carboxílicos
na água diminui com o comprimento da
cadeia hidrocarbonada. Os sais sódicos dos
ácidos carboxílicos simples são solúveis em
água.
Os ácidos carboxílicos obtêm-se por
oxidação de aldeídos ou de álcoois primários.
O mais importante dos ácidos
carboxílicos é o ácido acético ou etanóico, que
se emprega como solvente e para fabricar
corantes e acetato de celulose.