REAÇÕES QUÍMICAS

As reações químicas são classificadas em quatro tipos:

- síntese ou adição
- análise ou decomposição
- simples troca ou deslocamento
- dupla troca

- SÍNTESE OU ADIÇÃO – é a reação onde duas ou mais substâncias reagem para se transformar em uma. Exemplos:
C  +  O₂  →    CO₂
Cao  + H₂O  →   Ca(OH)₂

- ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO – é a reação onde uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estrutura mais simples.
Exemplos:
2AgBr  →    2Ag  + Br₂
2Cu(NO₃)₂   →    2CuO  +  4NO₂  +  O₂ 

- SIMPLES TROCA OU DESLOCAMENTO – é a reação onde uma substância simples troca de lugar com um elemento de uma substância composta, se transformando em uma nova substância simples.
Exemplos:
Zn   +  H₂SO₄     →   ZnSO₄  +   H₂
Fe   +  CuSO₄   →   FeSO₄    +  Cu

- DUPLA TROCA – é a reação onde duas substâncias compostas reagem e trocam seus elementos, se transformando em duas substâncias também compostas.
Exemplos:
HCl  +   NaOH   →  NaCl  +    H₂O    
FeS  +   2HCl     →  FeCl₂  +  H₂S

ESTEQUIOMETRIA

Estequiometria é o cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e produtos, que participam de uma reação química com o auxílio das equações químicas correspondentes.

Ao longo do tempo houveram inúmeras tentativas de explicar a constituição da matéria e suas transformações, até o ano de 1500 entre árabes e europeus desenvolvia-se a alquimia, movidos pelo intuito de obter o elixir da longa vida e a Pedra Filosofal. Após, desenvolveu-se a Iatroquímica que tinha como principal nome Paracelso. A Química só obteve caráter científico a partir do século XVIII quando se aliaram teoria e prática. Nesta época surge Lavoisier com a lei da conservação da massaou lei da natureza.

Antoine Laurent de Lavoisier, químico francês e considerado o pai da Química Moderna inferiu que dentro de um recipiente fechado, a massa total seria invariável mesmo ocorrendo quaisquer transformações. Ficando famosa sua teoria por simplesmente:

“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.

Vindo a complementar a sua teoria surge Joseph Louis Proust que através de experimentos com substâncias puras concluiu que a composição em massa das substâncias era constante independente do seu processo de obtenção. Resumindo, a soma da massa dos reagentes sempre resultará no mesmo valor da soma da massa dos produtos.

As leis de Lavoisier e Proust são conhecidas como Leis Ponderais e marcam o início da Química como Ciência além de nortearem o estudo da estequiometria. Vejamos um exemplo que exemplifica bem as leis discutidas acima:

Se 3 gramas de carbono se combinam com 8 gramas de oxigênio para formar gás carbônico, 9 gramas de carbono irão se combinar com 24 gramas de oxigênio para formar esse mesmo composto. Neste caso podemos perceber que quando triplicamos o valor de um dos reagentes devemos triplicar também a quantidade do outro reagente (se houver) para que a reação produza proporcionalmente a quantidade de produto, isto enuncia bem a lei de Proust.

Quando analisamos que o carbono dos reagentes se combina com o oxigênio para formar gás carbônico percebemos que não há perda de átomos de carbono durante a reação apenas ele se apresenta de forma combinada nos produtos, mantendo assim a massa constante.

A estequiometria é dada por cálculos que relacionam a quantidade de reagentes e produtos existentes no meio reacional e pré-determinam a quantidade de produto formada. Para realizar os cálculos precisamos seguir algumas regras:

1. Primeiramente devemos ter clara a relação de grandezas abaixo:

1 mol – xg (massa da tabela da substância) – 6,02 x 10^-3 átomos/moléculas – 22,4L (CNTP)

2. Escrever a reação de forma que reagentes e produtos encontrem-se com os coeficientes balanceados. O termo balanceado se refere à quantidade de átomos de determinado elemento químico que deve ser a mesma nos reagentes e nos produtos.

Após esses passos realiza-se geralmente uma “regra de três” para encontrar o valor buscado.

Devemos levar em conta alguns termos envolvidos em cálculos deste tipo que são:

Pureza: Se refere a quanto do reagente realmente é capaz de reagir para formar determinado produto. Por exemplo, se dizemos que a massa de um reagente é 100 g, porém temos a informação de que o mesmo é 90% puro, devemos considerar que apenas 90g irão reagir e consequentemente ser levadas em conta para fins de cálculo o restante é impureza.

Rendimento: O rendimento tem relação em especial com o produto. Quando uma reação tem rendimento total significa que toda a quantidade prevista em cálculos será obtida, porém isso na prática geralmente não ocorre devido a resíduos que se formam nas reações. Porém se efetuarmos os cálculos e percebermos que determinada reação formaria em condições ideais 180 gramas e houve na prática um rendimento de 50% devemos considerar que temos apenas 90 gramas de produto.

LIGAÇÕES COVALENTES

A ligação covalente é um tipo de ligação química onde os átomos compartilham os elétrons entre si, de forma que ambos se tornam estáveis, e não há a transferência de elétron(s) de um átomo para o outro. Geralmente a ligação covalente ocorre nos elementos químicos que possuem de 4 a 7 elétrons em sua camada de valência, sendo mais comum ocorrer este tipo de ligação entre elementos não metálicos. Há casos em que há a ligação covalente entre metais e entre metais e ametais, mas esse tipo de fenômeno ocorre com menor frequência.

Existem alguns tipos diferentes de ligações covalentes, que serão detalhadas a seguir, utilizando-se a representação eletrônica de Lewis para facilitar o entendimento:

• Ligação covalente simples
• Ligação covalente dupla
• Ligação covalente tripla
• Ligação covalente coordenada ou dativa

Ligação covalente simples

Neste tipo de ligação covalente, os átomos “dividem” um elétron de cada elemento buscando a estabilidade de ambos, de acordo com a regra do octeto. Na formação do gás cloro (Cl₂), há o compartilhamento de um elétron de cada átomo de Cloro:

Ligação covalente dupla

Neste tipo de ligação covalente, os átomos “dividem” dois elétrons de cada elemento buscando a estabilidade de ambos, de acordo com a regra do octeto. No caso da água (H₂O), há o compartilhamento de um elétron de cada átomo de hidrogênio com os elétrons de apenas um átomo de oxigênio:

Ligação covalente tripla

Neste tipo de ligação covalente, os átomos “dividem” três elétrons de cada elemento buscando a estabilidade de ambos, de acordo com a regra do octeto. No caso do gás nitrogênio (N₂), quando há a formação da molécula do gás, há o compartilhamento de três elétrons de cada átomo de nitrogênio entre si:

Ligação covalente coordenada ou dativa

Neste tipo de ligação covalente, os átomos “dividem” os elétrons da camada de valência e, quando há pares de elétrons disponíveis, é feito a “doação” destes elétrons com outro átomo, é o que ocorre com o dióxido de enxofre (SO₂), quando há a formação da molécula do gás, há o compartilhamento de dois elétrons de oxigênio com um átomo de enxofre e há a doação de um par de elétrons do oxigênio para outro átomo de enxofre:

Principais Propriedades Periódicas

Raio Atômico

Relacionada com o tamanho dos átomos, essa propriedade é definida pela distância entre os centros dos núcleos de dois átomos do mesmo elemento.

Sendo assim, o raio atômico corresponde à metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos, sendo expresso da seguinte maneira:

r = d/2

Onde:

r: raio
d: distância internuclear

Ele é medido em picômetros (pm). Essa medida é um submúltiplo do metro:

1 pm = 10-12 m

Na tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo na posição vertical. Já na horizontal, eles aumentam da direita para esquerda.

Variação do Raio Atômico

O elemento químico que possui maior raio atômico é o Césio (Cs).

Volume Atômico

Essa propriedade periódica indica o volume ocupado por 1 mol do elemento no estado sólido.

Vale notar que o volume atômico não é o volume de 1 átomo, mas um conjunto de 6,02 . 1023 átomos (valor de 1 mol)

O volume atômico de um átomo é definido não somente pelo volume de cada átomo, mas também o espaçamento que existe entre esses átomos.

Na tabela periódica, os valores do volume atômico aumentam de cima para baixo (vertical) e do centro para as extremidades (horizontal).

Variação do Volume Atômico

Para calcular o volume atômico, utiliza-se a seguinte fórmula:

V = m/d

Onde:

V: volume atômico
m: massa de 6,02 . 1023 átomos do elemento
d: densidade do elemento no estado sólido

Densidade Absoluta

A densidade absoluta, também chamada de “massa específica”, é uma propriedade periódica que determina a relação entre a massa (m) de uma substância e o volume (v) ocupado por essa massa.

Ela é calculada pela seguinte fórmula:

d = m/v

Onde:

d: densidade
m: massa
v: volume

Na tabela periódica, os valores das densidades aumentam de cima para baixo (vertical) e das extremidades para o centro (horizontal).

Variação da Densidade Absoluta

Assim, os elementos mais densos estão no centro e na parte inferior da tabela:

Ósmio (Os): d= 22,5 g/cm3
Irídio (Ir): d = 22,4 g/cm3

Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição

Outra importante propriedade periódica está relacionada com as temperaturas nas quais os elementos entram em fusão e ebulição.

O Ponto de Fusão (PF) é a temperatura onde a matéria passa da fase sólida para a fase líquida. Já o Ponto de Ebulição (PE) é a temperatura onde a matéria passa da fase líquida para a gasosa.

Na tabela periódica, os valores de PF e de PE variam segundo os lados que estão posicionados na tabela.

No sentido vertical e no lado esquerdo da tabela, eles aumentam de baixo para cima. Já do lado direito, eles aumentam de cima para baixo. No sentido horizontal, eles aumentam das extremidades para o centro.

Variação do Ponto de Fusão e Ebulição

Afinidade Eletrônica

Também chamada de “eletroafinidade”, trata-se da energia mínima necessária de um elemento químico com o intuito da retirada de um elétron de um ânion.

Ou seja, a afinidade eletrônica indica a quantidade de energia liberada no momento em que um elétron é recebido por um átomo.

Observe que esse átomo instável se encontra sozinho e no estado gasoso. Com essa propriedade, ele adquire estabilidade quando recebe o elétron.

Em contraposição ao raio atômico, a eletroafinidade dos elementos da tabela periódica cresce da esquerda para a direita, na horizontal. Já no sentido vertical, ele aumenta de baixo para cima.

Variação da Afinidade Eletrônica

O elemento químico que possui maior afinidade eletrônica é o Cloro (Cl), com o valor de 349 KJ/mol.

Energia de Ionização

Também chamado de “potencial de ionização”, essa propriedade é contrária à de afinidade eletrônica.

Trata-se da energia mínima necessária de um elemento químico com o intuito de retirar um elétron de um átomo neutro.

Desse modo, essa propriedade periódica indica qual a energia necessária para transferir o elétron de um átomo em estado fundamental.

O chamado “estado fundamental de um átomo” significa que o seu número de prótons é igual ao seu número de elétrons (p+ = e-).

Com isso, após a retirada de um elétron do átomo, ele é ionizado. Ou seja, ele fica com mais prótons do que elétrons, e, portanto, se torna um cátion.

Na tabela periódica, a energia de ionização é contrária à do raio atômico. Assim, ela aumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima.

Variação da Energia de Ionização

Os elementos que possuem maior potencial de ionização são o Flúor (F) e o Cloro (Cl).

Eletronegatividade

Propriedade dos átomos dos elementos os quais possuem tendências em receber elétrons numa ligação química.

Ela ocorre nas ligações covalentes no momento do compartilhamento de pares de elétrons. Ao receber elétrons, os átomos ficam com uma carga negativa (ânion).

Lembre-se que esta é considerada a propriedade mais importante da tabela periódica. Isso porque a eletronegatividade induz o comportamento dos átomos, a partir do qual são formadas as moléculas.

Na tabela periódica, a eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita (no sentido horizontal) e de baixo para cima (no sentido vertical)

Variação da Eletronegatividade

Sendo assim, o elemento mais eletronegativo da tabela periódica é o Flúor (F). Por outro lado, o Césio (Cs) e Frâncio (Fr) são os elementos menos eletronegativos.

Eletropositividade

Ao contrário da eletronegatividade, essa propriedade dos átomos dos elementos indica as tendências em perder (ou ceder) elétrons numa ligação química.

Ao perder elétrons, os átomos dos elementos ficam com uma carga positiva, formando assim, um cátion.

No mesmo sentido do raio atômico e contrário a eletronegatividade, na tabela periódica a eletropositividade aumenta da direita para a esquerda (horizontal) e de cima para baixo (vertical).

Variação da Eletropositividade

Os elementos químicos de maior eletropositividade são os metais, e por isso, essa propriedade é também denominada de “caráter metálico”. O elemento mais eletropositivo é o Frâncio (Fr) com tendência máxima à oxidação.

Atenção!

Os “gases nobres” são elementos inertes, pois não realizam ligações químicas e dificilmente doam ou recebem elétrons. Além disso, eles possuem dificuldades em reagir com outros elementos.

Sendo assim, a eletronegatividade e eletropositividade desses elementos não são consideradas.

SEPARAÇÃO DE MISTURAS

A maioria dos materiais encontrados na natureza não é substância pura, ou seja, não é constituída de um único tipo de partículas ou moléculas; mas, na verdade, trata-se de misturas compostas de duas ou mais substâncias diferentes. 

Mas a separação dos componentes dessas misturas ou o fracionamento delas (ou ainda sua análise imediata) são importantes para vários aspectos de nossa vida, como para separar os poluentes da água e torná-la própria para consumo, na produção de metais e de componentes especiais que são usados para produzir medicamentos, alimentos, bebidas, produtos de higiene e limpeza; na obtenção do sal de cozinha, na análise dos componentes do sangue nos laboratórios, para separar os componentes do lixo e destiná-los ao tratamento correto ou para reciclagem e assim por diante.

No entanto, visto que as composições variam, para realizar a separação de misturas, é necessário aplicar técnicas ou métodos especiais para cada caso. As técnicas podem ser físicas ou químicas, pois o princípio fundamental é usar as propriedades dos componentes das misturas para separá-las. Essas propriedades podem ser o ponto de fusão, o ponto de ebulição, a solubilidade, a densidade, entre outros.

Conhecendo bem essas propriedades, é possível então determinar se será necessário aplicar somente um dos métodos de separação de misturas ou se será preciso aplicar vários.

Conheça agora os principais processos de separação de misturas homogêneas e heterogêneas:

* Catação: Método manual de separação, como quando escolhemos os feijões para cozinhar;

* Ventilação: Arraste por corrente de ar de um dos componentes da mistura que seja bem leve. Exemplos: separação das cascas de grãos de café, cereais e amendoim torrado;

* Levigação: Arraste de sólidos de baixa densidade por meio de correntes de água, permanecendo no recipiente os sólidos de densidade maior. Isso é feito pelos garimpeiros para separar a areia (menos densa) do ouro (mais denso);

* Peneiração ou tamisação: É usada para separar sólidos de diferentes tamanhos, geralmente passando por uma peneira, sendo que os sólidos menores passam por sua malha, sendo separados dos maiores. É muito usada em construções para separar a areia do cascalho e na cozinha quando se quer separar impurezas na farinha de trigo;

Alguns exemplos de métodos de separação de misturas: catação, ventilação, levigação e peneiração

* Extração por solventes: Usa-se algum líquido para extrair um ou mais componentes da mistura. Por exemplo, se adicionarmos uma solução aquosa de cloreto de sódio em uma mistura de gasolina e álcool, agitarmos e depois colocarmos em repouso, veremos que a água separará o etanol da gasolina. Isso se baseia na diferença de polaridade e no tipo de forças intermoleculares.

O etanol possui uma parte polar e outra apolar, sendo que sua parte apolar é atraída pelas moléculas da gasolina, que também são apolares, pela força de dipolo induzido. Mas a sua parte polar, caracterizada pela presença do grupo OH, é atraída pelas moléculas de água, que também são polares, realizando ligações de hidrogênio que são bem mais fortes que as ligações do tipo dipolo induzido.

* Flotação: A flotação consiste em adicionar bolhas de ar em uma suspensão coloidal, que, por sua vez, é classificada como uma mistura formada por partículas suspensas em um líquido, sendo que essas partículas possuem tamanho entre 1 e 1000 nm. Por exemplo, na mineração e extração do cobre a partir da calcopirita (CuFeS₂), esta é pulverizada e combinada com óleo, água e detergente. Depois de injetar ar através da mistura, o sulfeto mineral revestido de óleo é atraído pelas bolhas de ar e é arrastado para a superfície com a espuma. O resíduo não desejado, que é denominado de ganga, deposita-se na parte inferior.

* Filtração: É um método de separação de misturas heterogêneas sólido-líquido ou gases-sólidos que se baseia na passagem da mistura por um filtro. Existem dois tipos de filtração: a comum e a vácuo. A filtração comum é a simples passagem da mistura por um funil com papel de filtro a vácuo onde os sólidos ficam retidos. Já a filtração a vácuo é feita usando-se um funil de Buchner acoplado a um kitassato, que, por sua vez, está acoplado a uma trompa de água que arrasta o ar de dentro do kitassato, causando uma região de pressão baixa. Essa diferença de pressão leva à sucção do líquido da mistura e acelera o processo de filtração.

* Decantação, sedimentação, sifonação e centrifugação: Esses processos baseiam-se em um único princípio: a diferença de densidade entre os componentes da mistura. Eles costumam ser usados em conjunto para separar misturas heterogêneas de dois tipos: líquido + sólido e líquidos imiscíveis.

Esse tipo de separação inicia-se na sedimentação. A mistura é deixada em repouso para que, depois de um tempo, as partículas do sólido em suspensão no líquido ou o líquido mais denso, por ação da gravidade, depositem-se no fundo do recipiente. Esse processo de sedimentação pode ser acelerado pela realização de uma centrifugação, no caso de misturas do tipo líquido + sólido. A mistura é colocada em um tubo de ensaio dentro de uma centrífuga, que rotaciona em alta velocidade e, por inércia, faz com que as partículas de maior densidade depositem-se no fundo do tubo.

A decantação ocorre quando se inclina o recipiente que contém a mistura, derramando em outro recipiente o líquido menos denso, que ficou na parte de cima. Isso pode ser feito também por sifonação, que é a transferência do líquido por meio de um sifão ou uma mangueira plástica, iniciando-se o fluxo por sucção.

Processo de separação de mistura envolvendo sedimentação, decantação e sifonação

* Separação magnética: É a aproximação de um ímã magnético de uma mistura que contém alguma substância que é atraída pelo ímã, como limalhas de ferro, para separá-la dos outros componentes.

Separação magnética de sucatas

* Evaporação: Essa técnica é baseada na diferença de pontos de ebulição entre os componentes da mistura. As misturas homogêneas sólido-líquido, isto é, as soluções químicas verdadeiras, são deixadas em repouso ou aquecidas para que o líquido evapore, permanecendo o sólido que possui o ponto de ebulição muito maior. Essa técnica é usada na obtenção de sal de cozinha a partir da água do mar.

Evaporação de água em salinas para obtenção do sal de cozinha

No entanto, por meio desse método de separação de misturas, um dos componentes é perdido. E se quisermos obter ambos os componentes? Nesse caso, usamos a destilação, explicada a seguir:

* Destilação: É usada para separar cada um dos componentes de misturas sólido-líquido ou líquido-líquido miscíveis. Existem dois tipos: a destilação simples e a destilação fracionada. A destilação simples é usada principalmente para misturas sólido-líquido e consiste em aquecer a mistura em um balão de fundo redondo acoplado a um condensador. O líquido de menor ponto de ebulição evapora e chega ao condensador, onde retorna ao estado líquido e é coletado em outro recipiente.

Já a destilação fracionada é usada para misturas líquido-líquido miscíveis. A única diferença é que, antes do condensador, há uma coluna de fracionamento, em que há uma barreira, pois esse condensador possui bolinhas ou cacos de vidro ou de porcelana.

Assim, somente o líquido que tiver menor ponto de ebulição conseguirá passar pela coluna de fracionamento, enquanto o outro sofrerá condensação e voltará para o balão de destilação.

Esquema de destilação simples e fracionada

* Cristalização fracionada: É usada quando há vários sólidos dissolvidos em um solvente, sendo que se evapora o solvente ou a temperatura é diminuída. Um dos componentes começa a cristalizar, enquanto os outros estão dissolvidos. Ele é retirado, e o próximo componente cristaliza-se e assim por diante.

* Liquefação fracionada: É usada para separar componentes gasosos através da diminuição da temperatura ou elevação da pressão. Um dos gases torna-se líquido primeiro, passando por posterior destilação fracionada. É uma técnica empregada para separar os componentes do ar.

* Adsorção: São usadas substâncias que retêm em suas superfícies determinadas substâncias gasosas. Por exemplo, as máscaras contra gases venenosos possuem carvão ativo que adsorve os gases poluentes.

A máscara contra gases venenosos usada por soldados utiliza o princípio da adsorção

* Dissolução fracionada: Usada para separar misturas do tipo sólido-sólido em que um dos sólidos mistura-se em determinado solvente e o outro não. Por exemplo, se tivermos uma mistura de sal e areia, podemos adicionar água para que o sal misture-se nela e separe-se da areia. Podem ser usados outros processos depois, como a filtração para separar a areia, a destilação para separar a água e o sal, ou a evaporação para obter somente o sal.

* Fusão fracionada: Método aplicado para separar misturas do tipo sólido-sólido que possuam pontos de fusão diferentes. A mistura é aquecida e um dos sólidos funde-se primeiro.