Química a Favor da Vida

EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS

2026-03-29T12:30:00.000-03:00

O Modelo Atômico

Nossa compreensão dos átomos melhorou com o tempo. Os modelos que usamos para entender os átomos também mudaram.

O modelo de Dalton

· Em 1803, John Dalton foi o primeiro a sugerir que toda a matéria é feita de átomos e que os átomos não podem ser divididos.

· Os cientistas aperfeiçoaram o modelo atômico original de Dalton com a descoberta de partículas subatômicas.

O modelo de Thomson (Pudim de passas)

· Em 1897, um físico inglês chamado J. J. Thomson descobriu os elétrons.

· Ele idealizou um modelo de átomo como um 'pudim de passas' - uma bola de carga positiva (massa do pudim), com elétrons carregados negativamente (passas) misturados com a 'massa'.

O modelo nuclear de Rutherford

· Em 1909, Ernest Rutherford descobriu que as partículas alfa podiam ser rebatidas dos átomos.

· Ele concluiu que a massa de um átomo está concentrada no centro do átomo. Isso foi chamado de "núcleo" e continha partículas carregadas positivamente chamadas prótons.

O modelo moderno

· Niels Bohr descobriu que os elétrons orbitam (voam ao redor) do núcleo a distâncias fixas.

· Em 1932, James Chadwick descobriu que algumas partículas no núcleo não têm carga alguma. Ele os chamou de nêutrons.

As Cargas e Massas das Partículas Subatômicas

As três partículas subatômicas (prótons, nêutrons e elétrons) têm cargas e massas relativas diferentes. Os átomos não têm carga geral (são neutros), ou seja todas as cargas se cancelam.

Prótons

· Prótons têm uma carga relativa de +1.

· Eles são encontrados no núcleo.

· O número atômico de um elemento é o número de prótons que ele possui.

· Todos os átomos do mesmo elemento têm o mesmo número de prótons.

Elétrons

· Os elétrons têm uma carga relativa de -1.

· Eles são encontrados em órbitas fixas ao redor do núcleo.

· Em qualquer átomo, o número total de elétrons negativos é igual ao número de prótons positivos, o que significa que os átomos não têm carga elétrica geral.

· Os elétrons têm uma massa atômica relativa de 1/2000 que aproximamos para 0.

Nêutrons

· Os nêutrons têm uma carga relativa de 0 (eles são neutros).

· Como prótons, eles são encontrados no núcleo.

· Os nêutrons têm uma massa atômica relativa de 1.

Átomos e Partículas Subatômicas

Um átomo é constituído por um núcleo positivo cercado por elétrons negativos. Os átomos são minúsculos e muito leves. As partículas subatômicas (prótons, nêutrons e elétrons) são ainda menores e mais leves que um átomo.

Tamanho

· Os átomos têm um raio médio de cerca de 0,1 nm, ou 1x10^-10 m.

· Cerca de 5 milhões de átomos de hidrogênio podem caber na cabeça de um alfinete.

· O núcleo de um átomo é 10.000 vezes menor que o átomo. A maior parte da massa de um átomo está concentrada no núcleo.

· Se um átomo fosse do tamanho do Estádio do Maracanã, o núcleo seria do tamanho de uma ervilha.

Massa

· Partículas subatômicas:

o Massa relativa de prótons e nêutrons = 1.

o Massa relativa de elétrons = 0,0005 (isto é arredondado para zero).

· Átomos:

o Massa relativa = número de prótons + número de nêutrons.

Tamanho Relativo do Átomo vs Núcleo

Os átomos são pequenos, mas seus núcleos são incrivelmente pequenos!

Átomo

· Se um átomo fosse do tamanho do Estádio do Maracanã, então ...

Núcleo

· ... seu núcleo seria do tamanho de uma ervilha!

Número Atômico e Número de Massa

O número de massa de um átomo (também chamado de massa relativa) é o número total de prótons e nêutrons em um núcleo. O número atômico de um átomo é o número de prótons no átomo. Esta informação pode ser encontrada para cada elemento na tabela periódica.

Carbono

· Número de massa (superior) = 12.

· Número atômico (inferior) = 6.

Sódio

· Número de massa (superior) = 23.

Número atômico (inferior) = 11.

Cálculos Estequiométricos

2026-03-29T12:29:00.000-03:00

Cálculo estequiométrico envolve cálculos das quantidades das substâncias envolvidas numa reação química.

Geralmente, precisamos ter a noção exata de quantidade de matéria para desenvolver cálculos estequiométricos.

Na química, a quantidade de matéria é representada por "mol".

Mol é a quantidade de matéria que representa 6,02.10²³entidades, sejam elas átomos, moléculas ou aglomerado iônico.

Sabemos por exemplo que a massa molar da água (H₂O) é 18,0 g/mol.

Sabemos também que 1 mol de qualquer substância equivale a 6,02.10²³.

Conclui-se então que 18,0 gramas de H₂O equivale a 6,02.10²³unidades de moléculas de água.

Vejamos uma problemática para aplicarmos a estequiometria:

Em um recipiente contém 40,0 g de um aglomerado iônico de fórmula NaCl. Qual a quantidade de matéria existente nesse recipiente?

Clique na imagem para ampliar

Agora, responda as questões que seguem:

Um mol de abraços.

Um mol de abraços.

LIGAÇÃO COVALENTE

2026-03-29T12:28:00.000-03:00

A Natureza da Ligação Covalente

A ligação covalente é uma ligação química que ocorre, predominantemente, entre átomos de elementos que tendem a receber elétrons, ou seja, ametais.

Caráter ametal

· Caráter ametal: Representa a tendência de determinado átomo em receber elétrons.

o Quanto maior o caráter ametálico, maior será essa tendência.

· O objetivo de uma ligação covalente é promover a estabilização da eletrosfera de determinado átomo (regra do Octeto).

· Os átomos que apresentarem alto caráter ametal serão os receptores de elétrons na ligação covalente.

Identificando

· Como identificar esses átomos com alto caráter ametal? Na tabela periódica, basta identificarmos seus altos valores de eletronegatividade.

o O aumento da eletronegatividade nas famílias se dá de baixo para cima.

o O aumento da eletronegatividade nos períodos se dá da esquerda para a direita.

Regra do octeto

· A Regra do Octeto diz que os átomos compartilham seus elétrons para atingir o número de elétrons do gás nobre mais próximo deles na tabela periódica.

· Mas, apesar de essa regra explicar bem as valências de alguns elementos representativos, como carbono, nitrogênio e oxigênio, ela não explica porque outros ametais, como fósforo e enxofre, podem compartilhar mais de oito elétrons na camada de valência.

Camadas de valência expandidas

· Para explicara os casos como o do fósforo e o do enxofre, utiliza-se uma ideia mais geral e complexa: a da "expansão de octetos ou camadas de valência expandidas”.

o Essa ideia explica, por exemplo, como os átomos centrais de PCl₅ e SF₆ (P e S) compartilham, respectivamente, 10 e 12 elétrons, em vez dos 8 propostos na Regra do Octeto.

A Ligação Covalente

É a ligação entre átomos com alta eletronegatividade. Nesse caso, há o compartilhamento de elétrons, mas não sua transferência.

Compartilhamento

· As ligações covalentes acontecem entre átomos com alto caráter ametal, ou seja, átomos com alta eletronegatividade.

o Ou seja, todos os átomos envolvidos tem tendência de receber elétrons.

o Nenhum deles cederá elétrons.

· Assim, os átomos em uma ligação covalente compartilham seus elétrons, levando à formação dos pares de elétrons.

Hidrogênio

· A ligação covalente ocorre entre:

o Múltiplos ametais.

o Hidrogênios e ametais.

o Múltiplos átomos de hidrogênio (H₂).

Representação dos Compostos Moleculares

Para representar os compostos moleculares, devemos destacar os elétrons presentes nas camadas de valência dos átomos. Deve-se buscar diferenciar os elétrons compartilhados dos demais elétrons.

Fórmula eletrônica

· Também chamada de Estrutura ou Fórmula de Lewis.

· Os elétrons dos átomos são representados por pontos.

o Esses pontos devem ser colocados ao redor de cada um dos átomos envolvidos na ligação (representados por sua respectiva nomenclatura).

o Os elétrons não ligantes da camada de valência também devem ser representados.

· Os elétrons de cada átomo são representados por pontos com cores diferentes.

Fórmula estrutural

· Na fórmula estrutural, representa-se os pares de elétrons utilizando-se traços.

o Cada traço representa os elétrons que foram compartilhados entre os átomos.

o Os traços devem ser posicionados entre os símbolos dos elementos.

Representação dos Compostos Moleculares

Fórmula eletrônica

· Os elétrons dos átomos são representados por pontos.

· Os pares de elétrons são representados por traços.

Ligação Covalente

Como os ametais têm tendência a receber elétrons, a ligação entre eles é, na verdade, um compartilhamento de elétrons.

Características

· Os dois ametais da ligação compartilham elétrons.

o Cada átomo compartilha um elétron, resultando em um par de elétrons compartilhados na ligação.

· Caso a ligação covalente seja composta pelos mesmos átomos, ela é denominada ligação covalente apolar, já que ambos apresentam o mesmo valor de eletronegatividade.

o Nesse caso, o compartilhamento do par eletrônico não gera polos nas moléculas.

Exemplo: H₂

· H (Z = 1): 1s¹

· O elétron de cada átomo de hidrogênio se liga formando pares.

· Assim, os átomos compartilham seus elétrons para se estabilizar.

o O hidrogênio consegue se estabilizar com 2 elétrons.

o O elétron de valência proveniente de cada um dos átomos de hidrogênio é compartilhado, formando a molécula de H₂.

Polaridade

· Quando dois átomos de elementos diferentes compartilham elétrons, forma-se uma ligação covalente polar, pois os elementos apresentam valores distintos de eletronegatividade.

o O átomo com maior valor de eletronegatividade atrai a nuvem eletrônica com maior intensidade e gera uma carga parcial negativa.

Exemplo: HCl

· H (Z = 1): 1s¹

· Cl (Z = 17): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

· A ligação química entre H e Cl gera uma carga parcial negativa próximo ao cloro, pois ele tem maior eletronegatividade (tendência a atrair elétrons) que o hidrogênio.

· O átomo de hidrogênio tem menor eletronegatividade e, portanto, adquire carga parcial positiva.

Ligações Covalentes - Polaridade

Polar

· Átomos de elementos diferentes.

Apolar

· Átomos de elementos iguais.

Ligação Dativa

É a ligação covalente cujo ambos os elétrons são provenientes de apenas um dos átomos da ligação.

Ligação Covalente Coordenada ou Dativa

Ocorre quando um dos átomos envolvidos na ligação apresentam elevado caráter ametal. Nesse caso, há o compartilhamento de elétrons em apenas um único átomo.

Compartilhamento

· As ligações dativas ou coordenadas (que são um tipo de ligação covalente) ocorrem quando um átomo apresenta caráter ametal muito superior ao átomo vizinho.

· Com isso, esse átomo acaba atraindo um par de elétrons do vizinho.

Órbita

· O par de elétrons que foi atraído passará a orbitar (girar) nas eletrosferas dos dois átomos, tal qual ocorre na ligação covalente.

· Lembrando que esses elétrons são provenientes do átomo com menor caráter ametal.

Eletronegatividade

· A ligação covalente dativa ocorre entre átomos de elementos que apresentam valores de eletronegatividade bastante distintos.

o Porém, não distintos o suficiente para que haja a formação de uma ligação iônica.

Bons Estudos e Um mol de abraços!

O Método Científico

2026-02-28T16:34:00.000-03:00

O método científico refere-se a um aglomerado de regras básicas de como deve ser o procedimento a fim de produzir conhecimento dito científico, quer seja este um novo conhecimento, quer seja este fruto de uma totalidade, correção (evolução) ou um aumento da área de incidência de conhecimentos anteriormente existentes.

O método de qualquer ciência natural (como a Química) envolve as seguintes etapas:
1) observação do fato (a madeira queima)
2) experimentação (Quando e como a madeira queima?)
3) reunião e organização de dados (Quais as quantidades de madeira e ar consumidas?)
4) criação de leis e teorias (Existe alguma relação matemática entre as quantidades de madeira e ar?)
5) previsão de novos fenômenos e materiais (O que acontecerá se a madeira for queimada a 500°C?)

Um mol de abraços.

CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS

2026-02-28T16:31:00.000-03:00

Os compostos orgânicos são divididos em duas grandes classes: compostos alifáticos e compostos aromáticos.
Compostos alifáticos são os compostos de cadeia aberta mais os compostos cíclicos que se assemelham aos compostos de cadeia aberta.

Exemplo:

Compostos aromáticos são o benzeno e os compostos que se assemelham ao benzeno em comportamento químico.

O benzeno pode ser representado:

Também pode ser representado pelas formas abaixo:

Portanto, são considerados aromáticos os compostos que representam, pelo menos, um anel benzênico. Por exemplo:

1. Compostos Alifáticos

Os compostos alifáticos podem ser classificados em:

a) Quanto ao encadeamento dos átomos de carbono

• Cadeia aberta ou acíclica

São aquelas cadeias em que os átomos de carbono não formam ciclos.

• Cadeia Fechada, Cíclica ou Alicíclica

São as cadeias onde os átomos de carbono formam anéis ou ciclos.

b) Quanto à disposição dos átomos de carbono

• Cadeia normal

Todos os átomos de carbono pertencentes à cadeia encontram-se numa única sequência.

Exemplos

• Cadeia ramificada

Os átomos de carbono pertencentes à cadeia apresentam mais de uma sequência.

Exemplo:

c) Quanto à ligação química entre os carbonos

• Cadeia Saturada

É aquela em que os átomos de carbono ligam-se entre si, exclusivamente, por ligações simples.

• Cadeia Insaturada

É aquela em que pelo menos dois átomos de carbono estão ligados por uma dupla ou tripla ligação.

d) Quanto à natureza dos átomos que formam a cadeia

• Cadeia Homogênea

É aquela que não apresenta átomos diferentes de carbono intercalados na cadeia, isto é, não apresenta heteroátomo.

Cadeias fechadas e homogêneas podem ser classificadas como homocíclicas.

• Cadeia Heterogênea

Apresenta átomo diferente do carbono no meio da cadeia carbônica. Esses átomos são denominados de heteroátomos, sendo que os mais frequentes são: oxigênio, nitrogênio e enxofre.

Exemplo

Cadeias fechadas e heterogêneas podem ser denominadas de heterocíclicas

Observação – A cadeia cíclica ramificada abaixo é uma cadeia denominada de heterogênea, pois apresenta heteroátomo. Como este não faz parte do ciclo, não podemos classificar tal cadeia em heterocíclica.

Condição para ser Heteroátomo:

Somente os átomos com valência maior que 1 podem ser heterátomos. O hidrogênio é monovalente assim como Cl, Br, I, F são monovalentes e, sendo assim, nunca serão heteroátomos.

2. Compostos Aromáticos

Possuem, pelo menos, um anel benzênico.

De acordo com o número de núcleos benzênicos, as cadeias aromáticas podem ser classificadas em:

a) Cadeias mononucleares

Apresentam apenas um anel benzênico.

Exemplos

b) Cadeias polinucleares

Apresentam dois ou mais anéis benzênicos.
Existem dois grupos:

• Núcleos isolados: os anéis não possuem átomos de carbono em comum.

Exemplos

• Núcleos condensados: os anéis apresentam átomos de carbono em comum.

Exemplos

Fonte: Apostila COC - Química 5, Capítulo 2.

Resumo:

Um mol de abraços.

Coeficiente de Solubilidade

2026-02-28T16:19:00.001-03:00

É a quantidade máxima, em grama, de soluto que se dissolve numa quantidade fixa de solvente a uma dada temperatura.

Sabemos que solução é toda mistura de duas ou mais substâncias, onde temos formada uma só fase, ou seja, uma mistura homogênea.

Solução saturada - quando o solvente não consegue mais dissolver soluto, dada uma temperatura fixa, ou seja, atingiu o coeficiente de solubilidade.

Solução insaturada – quando o solvente ainda consegue dissolver soluto, dada uma temperatura fixa, ou seja, ainda não atingiu o coeficiente de solubilidade.

Solução supersaturada – quando a quantidade de soluto ultrapassou o coeficiente de solubilidade. As soluções supersaturadas costumam ser instáveis.

Um exemplo de coeficiente de solubilidade pode ser do ácido bórico (H₃BO₃), onde 5,0 g de H₃BO₃ é a quantidade máxima de soluto suportada em 100 g de H₂O a 20ºC.

O que isso quer dizer?

Que conseguimos dissolver no máximo cinco gramas de ácido bórico em cem gramas de água, na temperatura de vinte graus célsius.

Para facilitar a visualização do coeficiente de solubilidade de um determinado soluto, usa-se um gráfico.

Curvas de solubilidade: são gráficos que indicam como o coeficiente de solubilidade varia com a temperatura.

Repare no gráfico que a linha indica o coeficiente de solubilidade de um determinado soluto. Abaixo da linha temos uma solução insaturada e acima da linha indica que a solução está supersaturada.

A solubilidade de gases diminui com o aumento de temperatura. A solubilidade de sólidos, geralmente, aumenta com o aumento de temperatura. Em sala de aula daremos mais atenção à solubilidade de sólidos.

São diagramas que mostram a variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função da temperatura.

Analisando o gráfico, observamos que regiões abaixo da curva representam a solução insaturada, sobre a curva, região saturada e acima da curva, desde que as quantidades permaneçam em solução, região supersaturada.

O gráfico abaixo representa a solubilidade de várias substâncias em função da temperatura.

Observamos que a maioria das substâncias aumenta a solubilidade com o aumento da temperatura. Podemos dizer, então, que se trata de uma dissolução endotérmica.

Para uma substância como Ce₂(SO₄)₃, a solubilidade diminui com o aumento da temperatura; portanto, trata-se de uma dissolução exotérmica.

Vamos resolver um exercício básico que envolve C.S.:

A curva de solubilidade de um sal hipotético está representada abaixo:

Qual a quantidade de água necessária para dissolver 15g de sal a 30°C?

Para resolvermos essa questão, primeiramente devemos realizar a leitura do gráfico.

A linha azul do gráfico indica o coeficiente de solubilidade em várias temperaturas. Se observarmos, veremos que a 30ºC teremos dissolvidos 40,0 gramas do sal em 100,0 gramas de água. A linha imaginária verde que se encontra no gráfico me indica a leitura que procuro: a 30ºC dissolve-se 40,0 gramas do sal em 100,0 gramas de água. Pronto! Temos um coeficiente de solubilidade.

Mas qual a quantidade de água necessária para dissolver 50,0 gramas do sal? Jogamos os resultados na regra de três:

Resultado: Para dissolver 15,0 gramas do sal na temperatura de 30ºC, necessito de 37,5 gramas de água.

Atividade extra:

Analise a curva de solubilidade abaixo e indique, nas situações descritas, se a solução é insaturada, saturada ou supersatura:

a) 30 gramas de soluto, em 100 gramas de água, à temperatura de 30 graus.

b) 60 gramas de soluto, em 100 gramas de água, à temperatura de 40 graus.

c) 10 gramas de soluto, em 100 gramas de água, à temperatura de 10 graus.

d) 70 gramas de soluto, em 100 gramas de água, à temperatura de 70 graus.

Um mol de abraços.

A História Química da Humanidade

2026-02-18T19:03:00.001-03:00

Iniciamos o ano letivo de 2026 explorando a História da Química, uma ciência que desempenhou um papel fundamental na evolução da humanidade. Antes de aprofundarmos os conceitos teóricos, convidamos vocês a assistir ao vídeo "A História da Química da Humanidade", uma adaptação do roteiro da exposição produzida pelo Espaço Ciência de Pernambuco. Esse material proporcionará uma visão enriquecedora sobre as descobertas e avanços que moldaram o mundo como o conhecemos.

Química no Cotidiano

Agricultura

Para que serve a química? Ela está no nosso dia a dia, desde as menores moléculas que compõe o ser vivo, até nas mais complexas tecnologias.

Fotossíntese

· Também fazemos uso constante da química na agricultura:

o Fertilizantes (substâncias utilizadas com o objetivo de melhorar o solo).

o Inseticidas e pesticidas (auxiliam na proteção da plantação contra pragas);

o Radiação (atua na conservação de alimentos, diminuindo a quantidade de microrganismos como bactérias e fungos).

· fotossíntese é um processo metabólico que ocorre em seres vivos específicos como algas e plantas.

· A fotossíntese decorre da absorção da luz (energia luminosa) para formação de moléculas químicas energéticas, como os carboidratos.

Saúde

Na saúde, para que haja a produção de fármacos e vacinas (que atuarão não somente no tratamento, mas também na prevenção de doenças), faz-se necessário o uso de o conhecimento das mais diversas reações químicas.

Reações químicas

As reações químicas são processos, naturais ou não, que ocorrem no dia a dia.

· Alguns exemplos de reações químicas naturais: respiração celular e fotossíntese, essenciais para a sobrevivência e manutenção dos seres vivos.

Aplicações da química

E a água que bebemos diariamente? Desde a sua captação na fonte até a sua chegada nos supermercados, são necessárias diversas reações químicas para que o produto esteja apto para consumo humano (água potável).

· Outro exemplo do uso diário da química em nossas vidas está nos diversos processos industriais necessários para a preparação e conservação de alimentos e, também, na indústria farmacêutica.

Tradições das Aplicações da Química

Embora seja utilizada desde a pré-história, a química só foi reconhecida como ciência experimental após a Idade Média.

Terminologia

O termo "química" foi elaborado quando Robert Boyle publicou o livro "The Sceptical Chymist" ("O Químico Cético").

· Boyle defendeu o uso do método científico para o estudo da matéria.

o A partir disso é que a química surge.

Da alquimia à química

A alquimia estudava a transformação da matéria.

o Não podemos chamar de transformação química porque a química ainda não existia na época.

· A alquimia foi popular até a Idade Média.

o Após esse período, a química surgiu como uma ciência prática e experimental, responsável não apenas pelos estudos da constituição da matéria, mas também pelas diversas transformações da matéria.

Descoberta do fogo

Trata-se da primeira, ou uma das primeiras, reações químicas realizadas pelo homem.

· Fundamental para diversos outros processos químicos:

o Preparação dos alimentos.

o Produção de objetos metálicos e demais utensílios.

· Possibilitou a fixação do ser humano em determinadas regiões e/ou locais específicos (introdução do modo de vida conhecido como sedentarismo).

Importância do fogo

O fogo também oferecia proteção contra animais selvagens que atacavam os homens primitivos.

· Uma fogueira ardendo constantemente em um acampamento mantinha os predadores afastados. Assim, a descoberta do fogo permitiu uma maior mobilidade.

As pessoas que anteriormente tinham que viajar em grandes grupos para se defender, passaram a poder se aventurar para lugares mais distantes em busca de alimentos ou moradia.

Para finalizar, a química está presente em cada aspecto de nossa vida, da agricultura à saúde, passando por processos industriais e descobertas que transformam a humanidade. Desde as primeiras reações químicas com o fogo até o desenvolvimento dos fármacos e vacinas, a química molda nosso cotidiano e expande os limites do conhecimento humano.

Que essa jornada de aprendizado inspire a curiosidade e o desejo de compreender o mundo ao nosso redor por meio da ciência.

Um mol de abraços!

INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA

2026-02-09T00:01:00.003-03:00

Histórico da Química Orgânica

A Química Orgânica é responsável por estudar substâncias que apresentam átomos de carbono, suas reações e propriedades.

Início - Bergman

· Por volta de 1777 um químico alemão chamado Bergman propôs que se dividissem as substâncias em compostos orgânicos e inorgânicos.

Força Vital - Berzélius

· A Teoria da Força Vital presumia que os compostos orgânicos só estavam presentes em seres vivos e, por isso, não poderiam ser desenvolvidos em laboratório.

Experimento - Friedrich Wöhler

· No início do século XIX, o cientista Friedrich Wöhler conseguiu sintetizar, em laboratório, a ureia a partir de cianeto de amônio.

· Ou seja, sintetizou um composto orgânico a partir de um inorgânico.

Redefinição

· O feito de Wöhler acabou invalidando a Teoria da Força Vital.

o Compostos orgânicos passaram a ser definidos como aqueles que apresentavam átomos de carbono.

Carbono – Kekulé

· Outro químico, chamado Kekulé, se interessou por tudo isso e começou a postular o elemento Carbono e criou os postulados do carbono.

o 1º postulado: O carbono é tetravalente e vai sempre fazer quatro ligações.

o 2º postulado: As quatro ligações simpoes de um carbono são iguais.

o 3º postulado: O carbono é capaz de formar cadeias com outros átomos de carbono (cadeias carbônicas).

Um mol de abraços!

A Importância da Matemática para os Estudos de Química

2026-02-09T00:01:00.001-03:00

OPENAI. A Importância da Matemática para os Estudos de Química. 2025. Imagem gerada por IA utilizando DALL·E.

Querido(a) aluno(a),

Você já se perguntou por que estudar Matemática é tão importante para o sucesso nos conteúdos de Química? A resposta está no fato de que muitos conceitos e cálculos químicos dependem diretamente de habilidades matemáticas sólidas. A Química é uma ciência que combina teoria e prática, e o uso da Matemática permite representar fenômenos, resolver problemas quantitativos e entender as relações entre grandezas que explicam o comportamento das substâncias.
Por exemplo, quando estudamos reações químicas, lidamos com equações e proporções que requerem o uso correto de números racionais e irracionais, números reais e notação científica para representar valores muito grandes ou muito pequenos. Além disso, os conceitos de potenciação e radiciação ajudam a trabalhar com fórmulas que envolvem energia, concentrações e constantes físicas importantes.
Nesta aula especial, exploraremos conceitos matemáticos essenciais para aprimorar sua compreensão e resolver problemas químicos com confiança. Vamos abordar:

Números Racionais e Irracionais
Números Reais
Adição e Subtração com Notação Científica
Multiplicação e Divisão com Notação Científica
Potenciação e Radiciação
A Raiz como Potência de Expoente Fracionário
Estimativa de Potências e Raízes

Esses conhecimentos facilitarão a manipulação de dados experimentais, o uso de fórmulas químicas e a compreensão de conceitos fundamentais, como pH, constantes de equilíbrio, massa molar e muito mais. Ao conectar a Matemática com a Química, você desenvolverá uma base interdisciplinar que contribuirá para seu sucesso acadêmico e sua preparação para o futuro.
Prepare-se para expandir suas habilidades e descobrir como a Matemática torna o estudo da Química ainda mais fascinante e acessível!

Boas aulas e bons estudos!

Números Racionais e Irracionais

Números Racionais

Um número racional é qualquer número que pode ser escrito como uma fração.

Números racionais

Todos os números racionais podem ser escritos como uma fração.

O numerador (número de cima) e o denominador (número de baixo) da fração devem ser números inteiros.

Veja alguns exemplos de números racionais.

Definição

Um número racional pode ser escrito na forma p/q, em que: p e q são ambos inteiros e q não é igual a zero.

Uso dos números racionais

Escrevemos os números como fração para facilitar sua compreensão.

Ex.: 0,00001 = 1/100.000

Números Irracionais

Um número irracional é qualquer número que não pode ser escrito como uma fração.

Números irracionais

Um número irracional não pode ser escrito como uma fração simples.

Uma fração simples é uma fração em que o numerador (número de cima) e o denominador (número de baixo) são ambos inteiros.

Definição

Um número é irracional se não puder ser escrito na forma p/q com p e q ambos sendo inteiros.

Aplicações

Os números irracionais são difíceis de escrever porque tem infinitas casas decimais e não podem ser escritos como frações.

Por causa disso, nós frequentemente usamos símbolos para representar números irracionais.

π é o número irracional mais famoso.

Ele tem muitas finalidades como calcular a área e a circunferência dos círculos.

Veja mais exemplos de números irracionais.

Números Reais

Números reais são o conjunto de qualquer número que você possa imaginar.

Números reais

· Os números reais incluem:

o Números inteiros como 0, 1, 2, 3 etc.

o Números racionais como , 0,75, 1,2 etc.

Números irracionais como π, etc.

O que é um número imaginário?

· Números que não são números reais são chamados de números imaginários.

· Os números imaginários são uma ideia inventada pelos matemáticos na hora de fazer cálculos complexos.

Ex.: raiz quadrada de 1e ∞ são números imaginários.

Números reais e reta numérica

· Todos os números que você pode encontrar em uma reta numérica são números reais.

Os números reais são usados para mostrar o valor de algo no mundo real.

Adição em Notação Científica

Quanto é 5,4 × 10¹² + 1,2 × 10¹¹?

Converta para a mesma potência de 10

A soma fica assim

Some os números

Inclua a potência de volta

Mova a vírgula para converter em notação científica

Subtração em Notação Científica

Quanto é 5,4 × 10¹² − 1,2 × 10¹¹?

Converta para a mesma potência de 10

A subtração fica assim

Subtraia os números

Adicione de volta as potências de 10

Mova a vírgula para voltar para notação científica

Multiplicação em Notação Científica

Quanto é 2 × 10^-3 × 3 × 10⁷?

Multiplique os números

Some as potências

Agrupe os termos

Divisão em Notação Científica

Quanto é 6 × 10⁸ ÷ 2 × 10⁴?

Divida os números

Subtraia as potências

Agrupe os termos

Potenciação

Potência é quando multiplicamos um número por ele mesmo.

5² significa 5 × 5 = 25

5³ significa 5 × 5 × 5 = 125

5ⁿ significa n cópias de 5 multiplicadas uma pela outra

· 5ⁿ é chamado de "5 elevado à n potência"

Ex.: 5 elevado à segunda potência (cinco ao quadrado).

Potência

Potência é quando um mesmo número é multiplicado por si uma ou mais vezes.

7⁴ = 7 x 7 x 7 x 7

2⁰ = 1

3² = 3 x 3

Potenciação e Raízes Quadradas

Potências e raízes quadradas podem ser escritas de formas diferentes.

Potências com expoente negativo

Potências com expoente negativo equivalem a 1 ÷ pelo número.

Elevação a 1/2

A elevação a é igual à raiz quadrada.

Elevação a 1/3

A elevação a 1/3 é igual à raiz quadrada.

Expoentes fracionários

Resolve-se uma parte por vez.

Potenciação e Raízes Quadradas

Potências e raízes quadradas podem ser escritas de formas diferentes.

Estimando Potências e Raízes

Estimando potências

Para estimar uma potência, basta trocar o número por um que seja mais fácil de calcular.

O sinal ≈ significa "aproximadamente igual".

Raiz Quadrada Aproximada

Para estimar a raiz quadrada de um número, encontre um número quadrado logo abaixo dele e um quadrado logo acima dele. A raiz quadrada do número estará entre as raízes quadradas dos limites.

Estimando raízes

Para √86 observamos que 9² = 81 e 10² = 100

Então, a resposta será entre 9 e 10.

Como disto no início, esses conhecimentos facilitarão a manipulação de dados experimentais, o uso de fórmulas químicas e a compreensão de conceitos fundamentais, como pH, constantes de equilíbrio, massa molar e muito mais. Ao conectar a Matemática com a Química, você desenvolverá uma base interdisciplinar que contribuirá para seu sucesso acadêmico e sua preparação para o futuro.

Prepare-se para expandir suas habilidades e descobrir como a Matemática torna o estudo da Química ainda mais fascinante e acessível!

Um mol de abraços!

ÁCIDO E BASE DE ARRHENIUS

2025-09-21T16:22:00.001-03:00

Imagem: http://what-when-how.com/wp-content/uploads/2011/05/tmp59_thumb1.jpg

Função química – conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes.

Grupo funcional – átomo ou grupo de átomos que caracterizam as substâncias que compõem a função.

Exemplos de propriedades funcionais:

· Ácido possui sabor azedo (vinagre, limão, laranja).

· Base é adstringente (leite de magnésia, banana verde).
*IMPORTANTE RESSALTAR QUE NÃO SE DEVE LEVAR À BOCA SUBSTÂNCIAS DESCONHECIDAS PARA DETERMINAR SE SÃO ÁCIDAS OU BÁSICAS.

· Solubilidade em água – os ácidos são quase todos solúveis e bases, insolúveis em sua maioria.

· Ácidos são compostos moleculares e bases, compostos iônicos.

· Ácidos e bases reagem entre si, um neutralizando as propriedades do outro.

A primeira teoria moderna da definição de ácidos e bases foi proposta por Arrhenius.

Teoria de Arrhenius

Ácido – em solução aquosa se ioniza, produzindo como único cátion H⁺.

Base – em solução aquosa se dissocia, produzindo como único ânion OH^- (hidroxila ou íon hidróxido).

Arrhenius aproveitou a definição de ácidos e bases e definiu também o conceito de sais:

Sais – em solução aquosa não produzem H⁺ nem OH^-.

Importante: A definição de Arrhenius não responde todas as características de um ácido ou base. Outras teorias foram apresentadas posteriormente, complementando e ampliandoa Teoria de Arrhenius.

Algumas limitações à definição de ácido e base de Arrhenius:

· Considerar que os íons existiam apenas em solução aquosa.

· Diferença entre ácidos e bases quanto à dissociação: Os ácidos se ionizam. Formados por ligação covalente, na molécula não existem íons e passa a existir depois. A esse fenômeno, chamamos ionização, onde íons passam a existirem.

· Nas bases os íons já existem, por se tratarem de compostos iônicos, como por exemplo o hidróxido de sódio (NaOH). Os íons estão associados e, quando em água, sofrem dissociação (liberação de íons já existentes).

· Considerar a água como solvente exclusivo para ácidos e bases.

Grau de Ionização (ou de Dissociação Iônica)

Comparando-se a ionização ou a dissociação de diferentes substâncias, verifica-se que algumas se ionizam ou dissociam mais que as outras, conferindo diferentes propriedades elétricas às soluções aquosas. Como exemplo, a condutividade elétrica em soluções de NaCl e HCl é maior, comparado com soluções de HF, pelo fato de apresentarem uma maior dissociação ou ionização que o HF. Isso nos leva a concluir que nem todas as moléculas de HF estão ionizadas. Assim, temos dois tipos de eletrólitos:

- Eletrólitos fortes: existem somente (ou praticamente) como íons em solução.

Exemplo: NaCl, HCl.

- Eletrólitos fracos: existem como uma mistura de íons e moléculas não ionizadas em solução.

Exemplo: HF.

A grandeza que mede a quantidade em porcentagem das moléculas que sofrem ionização é chamada de grau de ionização (α).

Abaixo, uma vídeo-aula para colaborar com nossos estudos:

Um mol de abraços.

Isomeria Espacial Óptica: Desvendando o Enigma da Luz

2025-09-21T16:08:00.003-03:00

Você já se olhou no espelho e percebeu que a imagem refletida parece igual a você, mas não é sobreponível ao seu corpo real? A mão direita, por exemplo, nunca se encaixa perfeitamente na esquerda, embora ambas sejam muito semelhantes. Esse fenômeno também acontece no mundo das moléculas, e é justamente o que chamamos de isomeria espacial óptica.

O que é isomeria óptica?

A isomeria óptica é um tipo de isomeria espacial em que duas ou mais moléculas possuem a mesma fórmula molecular e a mesma ligação entre os átomos, mas diferem na sua disposição no espaço. Essa diferença faz com que elas interajam de maneira distinta com a luz polarizada, desviando o seu plano de vibração.

Luz polarizada: a chave do mistério

A luz comum se propaga em várias direções ao mesmo tempo. Já a luz polarizada vibra em um único plano, como se fosse uma “corda esticada”. Quando essa luz atravessa certas substâncias, ela pode ser desviada para a direita ou para a esquerda. Essa capacidade de desviar o plano da luz é chamada de atividade óptica.

Enantiômeros: imagens no espelho

As moléculas que apresentam isomeria óptica são chamadas de enantiômeros. Elas são como um par de luvas: uma é a imagem especular da outra, mas não é possível encaixá-las perfeitamente, pois são não sobreponíveis.

Quando um enantiômero desvia a luz para a direita, chamamos de dextrógiro (d).
Quando desvia para a esquerda, chamamos de levógiro (l).

Embora tenham propriedades físicas idênticas (ponto de fusão, ebulição, densidade), os enantiômeros diferem em sua atividade óptica e, muitas vezes, no efeito biológico que produzem.

O papel do carbono quiral

Para que exista atividade óptica, geralmente é necessário que a molécula tenha um carbono quiral (C*), ou seja, um átomo de carbono ligado a quatro grupos diferentes. Essa condição gera a assimetria necessária para a existência de enantiômeros.

Exemplo:

O ácido lático e o butan-2-ol possuem carbono quiral e apresentam duas formas enantioméricas, uma dextrógira e outra levógira.

Ácido lático

Quando os efeitos se anulam: mistura racêmica

Se misturarmos quantidades iguais de um enantiômero dextrógiro e um levógiro, teremos a chamada mistura racêmica. Nesse caso, os desvios de luz para a direita e para a esquerda se anulam, tornando a mistura opticamente inativa.

Nem sempre é preciso carbono quiral

Curiosamente, nem toda substância precisa de um carbono quiral para apresentar atividade óptica. Os alenos, por exemplo, possuem uma disposição espacial peculiar que gera assimetria, mesmo sem esse tipo de carbono.

Importância na vida e na ciência

A isomeria óptica não é apenas uma curiosidade química. Ela tem impacto direto em áreas como a farmacologia. Muitas vezes, apenas um enantiômero é ativo no corpo humano, enquanto o outro pode ser ineficaz ou até prejudicial.

O caso da talidomida é o exemplo mais famoso: um enantiômero funcionava como sedativo, mas o outro causava teratogenicidade, levando a graves malformações em bebês. Esse episódio marcou profundamente a ciência, mostrando a necessidade de identificar, separar e administrar corretamente os isômeros em medicamentos.

Conclusão

A isomeria óptica revela como pequenos detalhes na disposição dos átomos podem fazer uma enorme diferença nas propriedades químicas e biológicas.

Ela explica por que moléculas aparentemente iguais podem agir de maneiras opostas.
Ela mostra a importância da simetria, quiralidade e enantiômeros.
E, acima de tudo, desafia o estudante a “decifrar enigmas” escondidos na luz.

Ao estudar isomeria óptica, você não está apenas aprendendo sobre química: está descobrindo um jogo de espelhos da natureza, onde cada detalhe importa.

ISÔMEROS - Isomeria Plana

2025-08-12T07:40:00.001-03:00

Isomeria é o fenômeno em que compostos orgânicos têm a mesma fórmula molecular, sendo diferentes.

Etimologicamente, significa

partes iguais.

ISO, igual

MEROS, partes

Os compostos isômeros são substâncias diferentes, onde as propriedades físicas e/ou químicas não são iguais.

Exemplo:

butan-1-ol e etóxietano portanto, são isômeros.

*APESAR DA IMAGEM NÃO ILUSTRAR, A TAUTOMERIA É EXPLICAS ABAIXO COMO UMA DAS ISOMERIAS PLANAS.

ISOMERIA PLANA

É aquela que ocorre quando a diferença entre os isômeros pode ser explicada observando-se apenas as fórmulas estruturais planas.

ISÔMEROS DE CADEIA

Também chamada isomeria de núcleo, é aquela em que os isômeros têm cadeias ou núcleos diferentes.

ISÔMEROS DE POSIÇÃO

É aquela que ocorre quando os isômeros têm a mesma cadeia carbônica, mas diferem na posição de ligantes ou de ligações duplas ou triplas.

ISÔMEROS DE FUNÇÃO

Também chamada isomeria funcional, é aquela que ocorre quando os isômeros pertencem a funções químicas diferentes.

Existe um caso particular de isomeria de função em que os dois isômeros ficam em equilíbrio dinâmico.

É chamada particularmente TAUTOMERIA.

TAUTOMERIA OU ISOMERIA DINÂMICA

Os casos mais comuns de tautomeria ocorrem entre: Aldeído e enol; Cetona e enol.

Exemplo de tautomeria envolvendo aldeído e enol.

Exemplo de tautomeria envolvendo cetona e enol.

METAMERIA

Também chamada de isomeria de compensação, é aquela em que os isômeros diferem pela posição de um heteroátomo na cadeia.

Outro tipo de Isomeria é a Isomeria Espacial, que estudaremos a seguir, em outra postagem.

Um mol de abraços.

A Lei Geral dos Gases

2025-08-01T15:49:00.002-03:00

· É a combinação das Leis de Boyle, Charles e Gay-Lussac, expressando a relação entre pressão, volume e temperatura de uma amostra gasosa:

· Boyle:

· Charles:

· Avogadro:

Condições:

· Quantidade de gás (número de mols) constante

· Unidade de temperatura em Kelvin

· Pressão e volume podem variar, mas devem estar em unidades compatíveis

Exemplo:
Um gás ocupa 2,0 L a 1,0 atm e 300 K. Se ele for aquecido a 400 K e a pressão for aumentada para 1,5 atm, qual será o novo volume?

Solução:

Gases ideais

· São gases que obedecem perfeitamente às leis dos gases sob condições ideais (baixa pressão e alta temperatura).

· Não há interação entre moléculas e o volume das partículas é desprezível comparado ao volume do recipiente.

· Pneus, balões, sprays e cilindros de oxigênio se comportam de forma aproximadamente ideal.

A Equação dos Gases Ideais (Equação de Clapeyron)

Importante:

Temperatura sempre em Kelvin

Volume em Litros (se usar )

Pressão em atm

Vamos considerar o comportamento de 1 mol de gás ideal a 273 K e 1 atm:

Sabemos que:

· 1 mol

· 273 K

· 1 atm

· ,082 atm·L/mol·K

· Calculando V:

Bons estudos e Um mol de abraços!

FUNÇÕES ORGÂNICAS NITROGENADAS

2025-07-12T19:32:00.000-03:00

Funções Nitrogenadas

São funções que, além de carbono e hidrogênio, apresentam nitrogênio e, às vezes, oxigênio. As funções nitrogenadas são divididas em aminas, amidas, nitrilas, isonitrilos e nitrocompostos.

Nitrilas

· São substâncias provenientes da substituição do hidrogênio do grupo cianeto de hidrogênio (H−C≡NH−C≡N) por um grupo orgânico (R).

· O ácido cianídrico é a nitrila mais conhecida, utilizada para fabricar de pesticidas, fertilizantes agrícolas, plásticos, etc. R-CN

· Nomenclatura para nitrilas: NOME DO HIDROCARBONETO + NITRILA. Veja exemplo na imagem.

Nitrocompostos

· São substâncias que possuem um grupo (-NO₂).

· O nitrobenzeno é o principal nitrocomposto, empregado como solvente para substâncias orgânicas.

· Nomenclatura para nitrocompostos: NITRO + NOME DO HIDROCARBONETO. Veja exemplo na imagem.

Isonitrilas

· São substâncias que apresentam o grupo cianeto (-NC) ligado a grupos orgânicos.

· A acrilonitrila é a isonitrila mais comum no cotidiano, utilizada na área industrial para produzir borrachas sintéticas.

· Embora não possuam muitas aplicações, são utilizadas para produzir outras substâncias, como o isocianato.

· Nomenclatura para isonitrilos: ISOCIANETO + NOME DO GRUPO ORGÂNICO + A. Veja exemplo na imagem.

Amidas

· São substâncias que contém estruturas de nitrogênio ligadas ao grupo carbonila (-C=O).

· Encontramos na fabricação de medicamentos, também em resinas, explosivos e substâncias sintéticas.

· Nomenclatura para amidas: PREFIXO + INFIXO + AMIDA. Veja exemplo na figura.

Aminas

· São derivadas da amônia (NH₃) após a substituição de átomos de hidrogênio.

· Classificação das aminas:

o Primárias: têm só um hidrogênio substituído.

o Secundárias: têm dois hidrogênios substituídos.

o Terciárias: têm três hidrogênios substituídos.

· Encontramos as aminas em corantes, sabões e na fabricação de substâncias explosivas.

· Nomenclatura: PREFIXO + INFIXO + AMINA. Veja exemplo na figura.

Bons Estudos e Um mol de abraços!

Funções Orgânicas - Éster

2025-06-08T17:04:00.004-03:00

Esterificação

Esterificação descreve reações entre ácidos carboxílicos e álcoois que produzem ésteres e água.

Éster

· São derivados dos ácidos carboxílicos, porém, graças a seu aroma agradável, são largamente utilizado nas indústrias de fármacos, cosméticos e alimentos.

· Possuem o seguinte o grupo funcional: – C – O –

· São resultados da reação de um ácido carboxílico e álcool e também produzem água como subproduto.

o H₃C – CH₂ – COOH + H₃C – CH₂ – OH → H₃C – CH₂ – COO – CH₂ – CH₃ + H₂O

Nomenclatura do éster

· Nomenclatura oficial (IUPAC):

o Radical da esquerda do oxigênio central + intermediário + OATO + de + Radical da direita + A.

A reação

· Também é chamada de Esterificação Direta ou de Fischer.

· Forma-se água através da junção da hidroxila (OH) do ácido com o átomo de hidrogênio do grupo OH do álcool.

· É uma reação de baixo rendimento, lenta e pode ser revertida.

· Isso ocorre porque os ácidos carboxílicos são fracos e os álcoois são compostos moleculares.

· Ácidos fortes catalisam esta reação, como o ácido sulfúrico (H₂SO₄) e o ácido clorídrico concentrado (HCl).

· A imagem mostra a estrutura do grupo éster.

Reatividade dos álcoois

· A esterificação é reação comum, sendo mais típica com álcoois primários, já que estes apresentam maior reatividade.

· Assim, os processos que envolvem álcoois primários são os que possuem maior rendimento.

· Os álcoois do tipo secundário têm reatividade regular.

· Por serem poucos reativos, os álcoois do tipo terciário têm o rendimento mais baixo.

Exemplo

· Reação de esterificação entre ácido acético e metanol, tendo como produtos metanoato de etila.

o CH₃ – COOH + CH₃-OH → CH₃ – (C = O) – O – CH₃

Observação

· A esterificação é semelhante a uma reação de neutralização, mas não é classificada como neutralização.

o A esterificação produz os compostos moleculares éster e água.

o A neutralização produz sais.

Hidrólise Ácida de Ésteres e Transesterificação

Hidrólise ácida de ésteres é a reação inversa da esterificação.

Hidrólise ácida

· Hidrólise ácida de ésteres é a reação inversa da esterificação.

· Nas hidrólises, as moléculas se rompem ao reagirem com água.

· A hidrólise ácida de ésteres ocorre em meio ácido, que catalisa a reação.

· Os produtos dessa reação são: ácido carboxílico e álcool.

Exemplo

· Hidrólise do metanoato de etila, tendo como produtos ácido acético e metanol.

o CH₃ – (C = O) – O - CH₃ + H₂O → CH₃ – COOH + CH₃ – OH

Transesterificação

· Transesterificação é a reação entre um éster e um álcool, produzindo outra dupla de éster e álcool.

o Utiliza-se esse tipo de reação para produzir biodiesel.

· Também é chamada de alcoólise.

· Exemplo: reação de metanoato de etila e etanol que produz etanoato de etila e metanol:

o CH₃ – (C = O) – O – CH₃ + CH₃ - CH₂OH → CH₃ – (C = O) – O – CH₂ – CH₃ + CH₃ – OH

Hidrólise Alcalina de Ésteres

Hidrólise alcalina de ésteres é a reação entre um éster em uma solução aquosa alcalina, obtida a partir de um hidróxido ou de um sal básico, gerando um sal orgânico e um álcool.

Hidrólise Alcalina de Ésteres

· Hidrólise alcalina de ésteres é a reação entre um éster em uma solução aquosa alcalina, obtida a partir de um hidróxido ou de um sal básico, gerando um sal orgânico e um álcool.

· Exemplo: Reação entre entre metanoato de etila e hidróxido de sódio, produzindo etanoato de sódio e metanol.

o CH₃ − (C = O) − O − CH₃ + NaOH → CH₃ − COONa + CH₃ – OH

Saponificação

· É um tipo específico de hidrólise alcalina de ésteres provenientes de ácidos graxos. -Os ácidos graxos são ácidos de cadeia longa que compõe óleos e gorduras (triglicerídeos).

· Produzem sais orgânicos de cadeia longa, ou seja, sabões.

· Também produzem o glicerol como subproduto.

· Em processos industriais, mistura-se os ácidos graxos a óleo quente ou a gordura em soda cáustica (solução aquosa concentrada de hidróxido de sódio − NaOH)

o óleo ou gordura + NaOH → sabão + glicerol

Reações de aminas com ácidos

· É a reação que produz sais de amônio, intermediários para formar amidas.

· É uma reação onde o ácido carboxílico transfere íon H⁺ para a amina e produz sal de amônio.

· O sal de amônio exposto a altas temperaturas forma amida.

· Exemplo:

o Reação entre o ácido acético e metil amina, produzindo N − metil etanamida

· CH₃ − COOH + CH₃ − NH₂ → CH₃ (C = O) − NH − CH₃

Uso dos Ésteres

Ésteres podem ser usados em vários produtos do dia a dia.

Biodiesel

· É um tipo de combustível fornecido através da reação de transesterificação de óleos vegetais, gordura animal ou óleos residuais de fritura, em conjunto com etanol, tendo como subproduto glicerol.

· É usado como forma alternativa de energia, já que é obtida de fontes renováveis.

· É possível utilizá-lo em motores a diesel como substituto do diesel de petróleo, ou então pode ser adicionado ao diesel de petróleo.

· O biodiesel um combustível que não necessita de modificações nos motores para ser usado.

Outros usos

· Exemplos de usos de ésteres são:

o Plastificantes.

o Solventes (etanoato de etilo).

o Perfumes.

o Aromas alimentares (butirato de etila, abacaxi).

Biodiesel – Reações

· O biodiesel é constituído por ésteres metílicos de ácidos carboxílicos de cadeia longa.

· Os ácidos carboxílicos de cadeia longa reagem com metanol para produzir os ésteres.

· O biodiesel é produzido pela reação de óleos vegetais com metanol na presença de um catalisador.

Biodiesel – Problemas

· Entretanto, o biodiesel oferece alguns problemas. Por exemplo, é necessária uma destinação específica para o glicerol produzido e é necessário pensar como armazenar o glicerol, pois ele é instável e pode gerar borra facilmente.

Bons Estudos e Um mol de abraços!

REAÇÕES QUÍMICAS – TIPOS DE REAÇÕES E BALANCEAMENTO

2025-06-08T10:49:00.000-03:00

Reações Químicas

As reações químicas ocorrem quando há o rearranjo dos átomos que constituem as espécies reagentes, originando produtos com propriedades distintas.

Equação química

· As reações químicas podem ser representadas por meio de equações.

· Reagentes: substâncias que estão no início da reação e que, ao reagirem, originam os produtos.

· Produtos: substâncias produzidas pela reação.

· Exemplo:

o 2H₂ + O₂ → 2H₂O

o Reagentes → Produto

Evidências

· As evidências que comprovam a ocorrência de uma reação são:

o Alteração de cor.

o Liberação ou absorção térmica.

o Liberação de gás.

Exemplos de reações químicas

· Digestão de alimentos no organismo.

· Cozimento de alimentos.

· Combustão.

· Queima de vela.

· Enferrujamento.

Balanceamento de Equações

Balancear equações significa ajustar seus coeficientes estequiométricos de modo a igualar o número de átomos de cada elemento nas substâncias reagentes e nos produtos.

Objetivo do balanceamento

· O balanceamento de uma equação química é realizado seguindo a Lei de Conservação das Massas (Lei de Lavoisier), a Lei das Proporções Definidas (Lei de Proust) e a proporção atômica.

o Lei de Conservação das Massas: a massa somada dos reagentes deve corresponder à massa somada dos produtos.

o Lei das Proporções Definidas: a massa dos produtos da reação química é proporcional à massa dos reagentes.

o Proporção atômica: os coeficientes estequiométricos correspondem às atomicidades das moléculas dos reagentes e produtos.

Coeficientes estequiométricos

· Coeficiente estequiométrico é o número que antecede a fórmula química de uma substância em uma reação, indicando a proporção em quantidade de matéria que reage e que é produzida.

· Indica a quantidade de moléculas da substância que está reagindo na reação.

· Exemplo: 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O

· Coeficientes:

o H₂ = 2

o O₂ = 1

o H₂O = 2

Métodos de balanceamento

· Métodos das Tentativas: tentativa de número aleatórios nos coeficientes estequiométricos.

· Método Algébrico: equações cujas variáveis são coeficientes estequiométricos.

o A solução das equações é feita por substituição, escalonamento ou por matrizes.

· Método Redox: utilizadas as variações dos números de oxidação dos átomos das substâncias da reação a fim de igualar a quantidade de elétrons distribuídos com a de elétrons ganhos.

Método das Tentativas

· Como fazer o balanceamento utilizando o método das tentativas:

o Defina um número inteiro para o coeficiente do elemento químico que, nos reagentes e produtos, aparece só uma vez.

o Caso haja mais de um que aparecem apenas uma vez na reação, escolha o elemento que apresenta o número maior de átomos.

Exemplo

· Mg + HCl → MgCl₂ + H₂

· Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂

· Reagentes:

o 1 Mg

o 2 H

o 2 Cl

· Produtos:

o 1 Mg

o 2 H

o 2 Cl

Método Algébrico

· Como balancear utilizando o método algébrico:

o Identifique os coeficientes estequiométricos.

o As atomicidades dos elementos devem ser igualadas conforme a regra de proporção atômica.

§ Multiplique a atomicidade dos elementos pelo coeficiente estequiométrico apontado.

§ O número de átomos dos elementos na parte dos reagentes e na dos produtos deve ser igual.

o Solucione o sistema de equações identificado.

Método Redox

· Como balancear utilizando o método redox:

o Destaque os átomos passíveis de oxirredução e verifique a variação dos números de oxidação.

o Deve-se multiplicar a variação de NOX pela atomicidade de cada reagente respectivamente e, a partir do valor obtido, atribuí-lo como coeficiente estequiométrico que passou pelo o processo contrário.

o Inclua os coeficientes que faltavam.

§ É possível empregar o mesmo processo usado no lado dos reagentes ou então utilizar o método das tentativas.

Tipos de Reações Químicas

Vamos ver os diferentes tipos de reação química.

Reação de síntese ou adição

· Duas substâncias químicas são combinadas para formar uma substância única.

o Representação: A + B → AB

· Exemplos:

o 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O

o C + O₂ → CO₂

Análise ou decomposição

· É o contrário da reação de síntese.

· Uma substância química única forma duas ou mais substâncias na reação.

o Representação: AB → A + B

· Exemplos:

o 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂

o 2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂ + O₂

Simples troca ou deslocamento

· Uma substância composta reagindo com uma simples forma dois outros produtos: uma substância composta e uma simples.

o Representação: AB + C → A + CB

· Exemplos:

o Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂

o Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

Condições para simples troca

· A substância simples da reação química necessita ser mais reativa do que o elemento deslocado da substância composta.

· Ordem de reatividade dos metais:

o K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > H > Cu > Hg > Ag > Au
← Reatividade crescente

Exemplo de simples troca

· Observa-se que a solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO₄) perde intensidade na sua coloração azul quando colocado uma lâmina de zinco (Zn) dentro da solução.

o Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu

· Zinco (Zn) desprendeu o cobre (Cu) do sulfato de cobre.

o Como o zinco (Zn) é mais reativo do que o Cobre (Cu), os íons Cu²⁺, que estão em solução, se precipitam na forma de Cu.

Reação de dupla troca

· Duas substâncias químicas em reação permutam seus elementos, dando origem a duas substâncias compostas novas.

o Representação: AB + CD → AD + CB

· Exemplos:

o NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl

o CuSO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + Cu (OH)₂

Condições para dupla troca

· As reações de dupla troca ocorrem quando duas substâncias compostas reagem e formam duas novas substâncias compostas que atendam a uma dessas condições:

o Ser menos solúvel.

o Ser um eletrólito mais fraco.

o Ser mais volátil.

Bons Estudos e Um mol de abraços!

FUNÇÕES ORGÂNICAS – ÁCIDOS CARBOXÍLICOS

2025-05-25T14:00:00.007-03:00

Ácido Carboxílico

Os ácidos carboxílicos se referem às substâncias que apresentam grupo funcional carboxila (R-COOH).

Ácido carboxílico

· Os principais óleos minerais e vegetais são compostos por ácidos carboxílicos.

· Eles possuem um mal cheiro característico.

· Em óleos vegetais, deve-se tirar esse odor para que o produto final fique com um gosto melhor.

o Fórmula Geral: C_nH_2nO₂

· Nomenclatura oficial:

o Ácido + Prefixo (n° de carbonos) + Intermediário (tipo de ligações) + Sufixo (ÓICO)

Exemplo

Derivados de Ácido Carboxílico

· São compostos por reações químicas com ácidos carboxílicos.

Sais de ácido carboxílico

· São resultado da reação de ácidos com metais, em que o hidrogênio da hidroxila (OH) é substituída pelo metal.

o H₃C – CH₂ – COOH + NaOH → H₃C – CH₂ – COONa + H₃O

· Nomenclatura oficial (IUPAC):

o Prefixo + intermediário + ATO + de + NOME DO METAL

Haleto de ácido

· É semelhante aos sais, entretanto o hidrogênio é substituído por haletos (Cl, Br, I).

o H₃C – CH₂ – COOH + X → H₃C – CH₂ – COOX

· X = Cl, Br, I

· Nomenclatura oficial (IUPAC):

o NOME DO METAL + ETO + de + prefixo + intermediário + OÍLA

Anidrido

· São resultados da reação de desidratação de dois ácidos carboxílicos.

o H₃C – CH₂ – COOH + H₃C – CH₂ – COOH → H₃C – CH₂ – CO – O – CO – CH₂ – CH₃ + H₂O

· Nomenclatura oficial (IUPAC):

o ANIDRIDO + prefixo + intermediário + OICO

· Normalmente o anidrido tem cadeias parecidas nos dois lados, caso contrário, deve-se ser nomeado:

o ANIDRIDO + cadeia menor + OICO − cadeia maior + OICO

Bons estudos e Um mol de abraços!

LEIS DE GAY-LUSSAC

2025-05-25T13:29:00.000-03:00

1ª Lei - Proporções Volumétricas Constantes

Propostas em 1808, as Leis de Joseph Louis Gay-Lussac apresentam uma relação entre volume, temperatura e pressão caso um destes esteja constante.

Primeira lei

· 1ª Lei de Gay-Lussac ou Lei das Proporções Volumétricas Constantes:

o Pressão e temperatura constantes.

o Reagentes e produtos se encontram em estado gasoso.

· Gases que estejam nas mesmas condições de temperatura e pressão mantem os volumes em proporções fixas.

Exemplo

· Reação química de gás nitrogênio (N₂) e gás hidrogênio (H₂) resultando na produção de amônia (NH₃):

o N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃

Continuação do exemplo

· Na equação, 1 volume de nitrogênio reage com 3 volumes de hidrogênio, resultando em 2 volumes de amônia.

· O montante de hidrogênio necessário na reação será o triplo da quantidade de nitrogênio.

o Ou seja, para formar 10 litros de amônia, é preciso utilizar 15 litros de gás hidrogênio com 5 litros de gás nitrogênio.

2ª Lei - Transformações Isovolumétricas

Propostas em 1808, as Leis de Joseph Louis Gay-Lussac apresentam uma relação entre volume, temperatura e pressão caso um destes esteja constante.

Segunda Lei

Equações

· A divisão da pressão (P) pela temperatura (T) é igual a uma constante (K).

o Equação:

· Também pode-se indicar a pressão inicial (Pi) e final (Pf) ou temperatura inicial (Ti) e final (Tf):

Exemplo

· Um determinado gás possui volume de 14 litros, pressão de 10 atm e temperatura de 300 K no estado inicial.

· Caso o volume se mantenha constante, a temperatura passará para 150 K e a pressão diminuirá para 5 atm.

o Temperatura cai pela metade: 300 K → 150 K

o Pressão cai proporcionalmente: 10 atm → 5 atm

Gráfico da 2ª Lei

· O gráfico mostra uma transformação isovolumétrica em uma reta, ou seja, a pressão é totalmente proporcional à temperatura.

3ª Lei - Lei das Transformações Isobáricas

Propostas em 1808, as Leis de Joseph Louis Gay-Lussac apresentam uma relação entre volume, temperatura e pressão caso um destes esteja constante.

Terceira lei

Fórmulas

· A divisão do volume de um gás (V) por sua temperatura (T) é igual a uma constante (K).

o Fórmula:

· Também pode-se indicar o volume inicial (Vi) e final (Vf) ou temperatura inicial (Ti) e final (Tf)

Exemplo

· Um determinado gás possui volume de 14 litros, pressão de 5 atm e temperatura de 300 K no estado inicial.

· Caso a temperatura dobre em pressão constante, o volume dobrará também, sendo no estado final de 28 litros.

o Temperatura é dobrada: 300 K → 600 K

o Volume aumentará seguindo a proporção: 14 L → 28 L

Gráfico da 3ª lei

· O gráfico mostra uma transformação isobárica representada em uma reta, ou seja, o volume é diretamente proporcional à temperatura.

Bons estudos e Um mol de abraços!

Ligação Iônica

2025-05-25T08:44:00.003-03:00

Na natureza, os elementos químicos tendem a buscar estabilidade, alcançando uma conformação energética menor. As ligações entre os átomos os ajudam a encontrar essa estabilidade eletrônica.

Regra do octeto

· Os elementos químicos ganham estabilidade quando constituídos por 8 elétrons na camada de valência.

· Tal configuração é a configuração natural dos gases nobres. Por isso, tais elementos são estáveis.

Exceções

· Alguns elementos podem ficar estáveis com uma quantidade menor de elétrons.

· Exemplos:

o O hidrogênio, o hélio e o berílio obtêm estabilidade com 2 elétrons na camada de valência.

o O boro e o alumínio ficam estáveis com 6 elétrons na camada de valência.

Ligações Químicas

As ligações químicas ocorrem entre os átomos para formar substâncias mais estáveis.

Definição

· A regra do octeto define que os elementos buscam terminar com 8 elétrons em sua camada de valência.

o Átomos com mais elétrons na última camada têm a tendência de ganhar mais elétrons para completar os 8.

· Já elementos com menos elétrons tendem a perder elétrons para completar 8.

Exemplo

· O sódio (Na) tem a tendência de doar o único elétron que possui na sua última camada. Isso porque a camada anterior é mais estável.

· O cloro (Cl) apresenta 7 elétrons na camada de valência. Para atingir a estabilidade, ele prefere receber 1 elétron do que perder 7.

A Ligação Iônica e Suas Características

A ligação iônica consiste na transferência de elétrons entre átomos que diferem bastante em seus valores de eletronegatividade. O átomo de menor eletronegatividade doa elétrons ao outro átomo.

Metais e ametais

· A ligação iônica acontece, na maioria das vezes, entre um metal e um ametal.

· Os metais têm a tendência de perder elétrons, enquanto os ametais tendem a ganhar elétrons.

Exemplo: KBr

· Distribuição eletrônica do K (Z = 19): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ (1 elétron na camada de valência).

· Distribuição eletrônica do Br (Z = 35): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁵ (7 elétrons na camada de valência).

o Assim, o potássio transfere seu elétron para o bromo, que se mantem estável com 8 elétrons na camada de valência.

o K + Br → K⁺Br⁻

Polos eletrônicos

· A ligação iônica é uma ligação forte e de natureza eletrostática formada por íons de cargas opostas.

· Os compostos iônicos são formados por íons com cargas opostas, denominados cátions e ânions.

o Polaridade é uma característica exclusiva dos compostos moleculares.

Bons Estudos e Um mol de abraços!

Resolução de questão envolvendo Leis ponderais

2025-05-17T22:03:00.005-03:00

Neste vídeo, o professor Claudinei apresenta a aplicação das Leis Ponderais na resolução de uma questão envolvendo a formação da amônia (NH₃) a partir dos gases nitrogênio (N₂) e hidrogênio (H₂).

Você vai aprender, passo a passo, como realizar os cálculos químicos relacionados à conservação de massa e proporções fixas entre os reagentes e o produto.

Ideal para estudantes que estão se preparando para vestibulares, ENEM ou que desejam reforçar os fundamentos da Química Geral!

Um mol de abraços!

FUNÇÕES ORGÂNICAS: COMPOSTOS ORGÂNICOS OXIGENADOS – Enol, Fenol, Aldeído, Cetona e Éter

2025-05-10T21:51:00.001-03:00

Função Orgânica: Enol e Fenol

O enol possui a hidroxila (OH) ligada a um carbono com dupla ligação. O fenol contém, no mínimo, uma hidroxila (OH) ligada ao anel benzênico (C₆H₆).

Enol

· O enol é um composto instável, pois grande parte acaba se tornando uma cetona ou aldeído.

· É possível gerar enóis estáveis em meio ácido. O etenol é uma substância muito comum nas indústrias farmacêuticas, perfumarias e alimentícias.

o Fórmula geral: C_nH_2nO ou C_nH_2n−1OH

Nomenclatura do Enol

· Nomenclatura oficial (IUPAC): Prefixo (n° de carbonos) + Intermediário (tipo de ligações) + Sufixo (OL)

· H₂C = CH - OH

o → Etenol

Fenol

· O grupo funcional do fenol é chamado de hidróxi.

· Comum na utilização como antissépticos, desinfetantes e para higienização de instrumentos hospitalares.

· Também é a matéria-prima para síntese de baquelite, corantes e medicamentos.

o Fórmula geral: C_nH_nOH

Nomenclatura do Fenol

· Nomenclatura oficial (IUPAC):

o Numerar as ramificações + HIDROXI + NOME DO AROMÁTICO.

· É importante iniciar a numeração na cadeia pela posição do hidróxi.

· Posições do HIDROXI e RAMIFICAÇÕES no anel benzênico:

o "orto" ou o (1,2), "meta" ou m (1,3) e "para" ou p (1,4).

Exemplo - fenol

Aldeído, Cetona e Éter

Vamos ver as características principais desses compostos.

Aldeído

· Os aldeídos possuem a carbonila (R – CHO) na extremidade da cadeia.

o O grupo funcional CHO é chamado aldoxila ou carbonila aldeídica.

· É usado para produzir desinfetantes, plásticos e cosméticos.

o É vedado o uso direto em produtos de cabelo (metanal).

· Também usado para conservação de cadáveres no ramo científico.

o Fórmula Geral: C_nH_2nO

· Nomenclatura oficial (IUPAC):

o Prefixo (n° de carbonos) + Intermediário (tipo de ligações) + Sufixo (AL)

Nomenclatura dos Aldeídos

· Não é necessário numerar os carbonos como nas outras funções, já que o grupo funcional sempre se encontra no carbono da extremidade.

Cetona

· A cetona é um composto que tem a carbonila (R – CO – R) no meio da cadeia.

o O grupo funcional da cetona é a carbonila cetônica.

· É usada em tintas, vernizes, esmaltes, sedas e medicamentos.

o Fórmula Geral: C_nH_2nO

Nomenclatura das cetonas

· Nomenclatura oficial (IUPAC): Prefixo (n° de carbonos) + Intermediário (tipo de ligações) + Sufixo (ONA)

Éter

· O éter é uma substância cujo oxigênio está entre dois radicais orgânicos.

o O grupo funcional do éter é uma oxi-ponte (R – O – R ou Ar – O – Ar) → Ar = anel aromático.

· É utilizado como solventes, por exemplo:

o THF (Tetrahidrofurano), DME (dimetoxietano) e dioxana.

o Fórmula Geral: C_nH_2n+2O ou C_nH_2n+2OC_nH_2n+2

Nomenclatura dos éteres

· Nomenclatura Oficial (IUPAC):

Radical com menos carbonos + OXI + radical com mais carbonos + intermediário (ligações) + sufixo (O)

Um mol de abraços.

RADIOATIVIDADE - Núcleo pai, Núcleo filho

2025-05-09T13:51:00.004-03:00

A diferença entre núcleo pai e núcleo filho está relacionada ao processo de decaimento radioativo:

Núcleo pai: é o núcleo original, instável, que sofre o decaimento radioativo.
Núcleo filho: é o núcleo resultante após a emissão de partículas (alfa, beta ou gama). Ele pode ser estável ou ainda instável, podendo decair novamente.

Exemplos:

Decaimento alfa:
$U_{92}^{238} \to {Th}_{90}^{234} + α$
- Núcleo pai: Urânio-238 (U-238)
- Núcleo filho: Tório-234 (Th-234)
Decaimento beta:
$C_{6}^{14} \to N_{7}^{14} + β^{-}$

Núcleo pai: Carbono-14 (C-14)
Núcleo filho: Nitrogênio-14 (N-14)

Um mol de abraços.

COMPOSTOS ORGÂNICOS OXIGENADOS - ÁLCOOL

2025-04-27T19:50:00.004-03:00

Função Orgânica: Álcool

Um álcool é um composto que possui uma hidroxila ou oxidrila (OH) ligado a um carbono saturado (R – OH).

Etanol

· O álcool etílico, também chamado de etanol, é o composto mais famoso desta função orgânica.

· Aplicamos em diversas áreas, mas é mais comum nos setores de bebidas e limpeza.

· Há diversos tipos de álcoois: com cadeia saturada, instaurada, normal, ramificada e fechada.

Ligações

· O oxigênio presente na hidroxila consegue atrair para si os elétrons, já que apresenta alta propriedade eletronegativa e, por isso, o hidrogênio fica com carga positiva.

· Assim, os álcoois são propensos a ligações, e consequentemente muito reativos.

· Fórmula Geral:

o C_nH_{2n + 2}O ou C_nH_2n
+1OH

Classificação

· Os álcoois são classificados de duas maneiras.

o Classificação quanto à posição da hidroxila.

o Classificação quanto ao número de hidroxilas.

Posição da hidroxila

· Álcool primário: OH ligado a um carbono primário.

· Álcool secundário: OH ligado a um carbono secundário.

· Álcool terciário: OH ligado a um carbono terciário.

Número de hidroxilas

· Monol ou monoálcool: apenas uma hidroxila.

· Diol ou diálcool: duas hidroxilas.

· Poliol ou poliálcool: mais de duas hidroxilas.

Nomenclatura dos Álcoois

Existem duas maneiras para denominar os álcoois.

Nomenclatura oficial (IUPAC)

· Prefixo (número de carbonos) + tipo de ligação + OL

· Ordem para numeração da cadeia: grupo funcional; insaturação; radical.

· Exemplo 1:

o H₃C - CH₂ - OH

o Et → 2 carbonos

o an → só ligações simples

o ol → álcool

§ Etanol

Nomenclatura oficial (IUPAC)

· Exemplo 2:

o Propan-2-ol.

Nomenclatura usual

· Álcool + Nome do radical correspondente + ico

· Exemplo 1:

o H₃C – OH

o Álcool Metil (1 carbono) + ico = Álcool metílico

· Exemplo 2:

o H₃C - CH₂ - OH

o Álcool Etil (2 carbonos) + ico = Álcool etílico

Propriedades Físicas dos Álcoois

Por conta de suas propriedades, os álcoois possuem grande aplicação no âmbito industrial. As ligações entre suas moléculas influenciam suas propriedades físicas.

Pontos de fusão e ebulição

· Os álcoois possuem altos pontos de fusão e ebulição por possuírem ligações de hidrogênio na hidroxila.

· Isto é, necessitam de grandes quantidades de energia para alcançar um outro estado físico.

Polaridade

· O grupo funcional (OH) apresenta característica polar (seu polo elétrico é formado por meio de ligação eletrônica).

· A cadeia carbônica tem característica apolar (não tem polo).

o Se a cadeia carbônica é maior, o álcool fica mais apolar.

o Se possuir mais grupos funcionais, o álcool fica mais polar.

Solubilidade

· Os álcoois que apresentam menos carbonos na cadeia (etanol e metanol) são solúveis, pois são polares.

· Os álcoois que apresentam maior cadeia são insolúveis, pois são mais apolares.

Estado físico e densidade

· A hidroxila faz com que a substância apresente mais viscosidade (propriedade de um fluido resistir ao escoamento).

· Monoálcoois com até 12 carbonos são líquidos, enquanto os poliálcoois com mais de 5 carbonos são sólidos.

· Grande parte dos álcoois apresenta densidade menor que a água.

Aplicações dos Álcoois

Veremos a seguir as aplicações dos álcoois que mais se destacam em nosso cotidiano.

Etanol

· As bebidas alcoólicas são feitas através da fermentação dos açúcares de um insumo.

o Por exemplo, utiliza-se a fermentação da cana para fazer a cachaça.

o A vodca é feita por meio da fermentação da batata, por exemplo.

o O uísque é produto da fermentação de grãos.

· O teor alcoólico do tipo de bebida pode variar como: 5% (cerveja), 50% (cachaça) e 80% (absinto).

Etilenoglicol

· O etilenoglicol é um aditivo usado para arrefecimento (refrigeração) pelo fato de seu ponto de fusão ser −12,9°C, e ebulição em 197,3°C.

· Assim, é sendo utilizado como anticongelante para motores a combustão e para elevar o ponto de ebulição de substâncias aquosas.

· Diferente do etanol, é uma substância tóxica imprópria para o consumo.

Etanol

· O etanol brasileiro é proveniente da fermentação de cana-de-açúcar, mas, em outros países, como nos EUA, é derivado do milho.

· Utiliza-se em combustíveis puros, motores e é adicionado à gasolina.

Metanol

· O metanol é um composto tóxico e corrosivo que é resultado da oxidação do gás metano, oriundo da destilação do petróleo, quando catalisadores são usados. Utiliza-se em motores a combustão e é também fundamental para síntese de formaldeído e biodiesel.

Bons estudos! Um mol de abraços!

LEIS PONDERAIS: LEI DE LAVOISIER E LEI DE PROUST

2025-04-27T18:27:00.001-03:00

Leis Ponderais – Lei de Lavoisier

As Leis Ponderais indicam as relações matemáticas que existem entre as massas das substâncias químicas envolvidas em uma reação.

Lei de Lavoisier

· Foi proposta por Antoine Laurent Lavoisier em 1775 após experimento com o uso de mercúrio líquido (HgO):

o Aqueceu-se esse composto em um sistema fechado.

o 2Hg + O_₂ → 2HgO

o A soma das massas dos produtos foi igual à dos reagentes.

Lei de Lavoisier

· Também chamada de Lei da Conservação das Massas: “A massa total das substâncias reagentes é igual à massa total dos produtos da reação em um sistema fechado”.

· A + B → C + D

· m_A + m_B = m_C + m_D

o Exemplo: C + O₂ → CO₂

o 12 g + 32 g → 44 g

Leis Ponderais – Lei de Proust

As Leis Ponderais indicam as relações matemáticas entre as massas das substâncias químicas envolvidas em uma reação.

Lei de Proust

· Também chamada de Lei das Proporções Constantes, foi proposta por Joseph Louis Proust em 1799.

· Sugere que a proporção em massa dos elementos constituintes de uma substância de uma reação química é constante.

· Exemplo:

o A massa de uma molécula de água é igual a 18 u, resultado da soma das massas atômicas dos dois hidrogênios (2 u) e do oxigênio (16 u). Dessa forma, a proporção em massa desses elementos na molécula de água é de, respectivamente, 1 : 8.

Exemplo

· O óxido de cálcio, também chamado popularmente de cal virgem, é produzido a partir da reação do cálcio com o oxigênio.

· Misturou-se 20 g de cálcio com 8 g de O₂, resultando 28 g de cal virgem.

o 2Ca + O₂ → 2CaO

Continuação do exemplo

· Seguindo a proporção, se quisermos utilizar 16 g O₂ deveremos utilizar 40 g de cálcio, produzindo, assim, 56 g de cal virgem.

o 2Ca + O₂ → 2CaO

o 20 g + 8 g = 28 g

o 40 g + 16g = 56g

· Ou seja, a proporção se mantém a mesma.

Bons estudos e Um mol de abraços!

RADIOATIVIDADE

2025-04-27T16:40:00.001-03:00

Fatos Importantes sobre a Radioatividade

Muitas pessoas temem a radioatividade por causa de acidentes. Entretanto, o estudo da radioatividade permitiu muitas contribuições para a humanidade, por exemplo, a radioterapia.

Precursor da radioatividade

· Ao estudar raios catódicos, o físico alemão Wilhelm Roentgen, notou que eles liberavam ondas eletromagnéticas quando chocados contra vidros e metais.

· Mais tarde, foi descoberto que as ondas eletromagnéticas não apresentavam massa e nem carga elétrica.

o Chamaram essas ondas de raio X.

Nascimento da radiotividade

· Em 1896, o físico francês Henri Becquerel, deixou uma porção de um sal de urânio (U) em cima de um negativo de filme. Ele percebeu que isso gerou uma atividade radioativa.

· Tempos depois, foi descoberto que tal atividade ocorria não apenas em papel preto, mas também em lâminas metálicas.

· Na verdade, Becquerel não sabia que era radiatividade, mas percebeu que o sal de urânio tinha um comportamento parecido com o raio X.

Natureza atômica

· A cientista polonesa Marie Curie trabalhava no laboratório de Becquerel.

· Dando sequência nos estudos dele, desenvolveu mais trabalhos relacionados à radioatividade, junto a seu marido, Pierre Curie.

· Em 1897, Marie Curie concluiu que a radioatividade é um fenômeno atômico, pois a radiação aumentava na proporção que aumentava a quantidade de urânio (U).

Marie Curie

· Os estudos de Marie Curie foram fundamentais para o desenvolvimento e o conhecimento da radioatividade para a química moderna.

· Foi ela quem descobriu os elementos polônio (Po) e rádio (Ra) em 1989.

Emissões Radioativas

As emissões radioativas foram estudadas por Roentgen, Becquerel e Curie. Porém, quem as descobriu foi Rutherford.

Experimento de Rutherford

· Ernest Rutherford, físico neozelandês, fez um experimento para analisar a influência de campos elétricos em radiações.

· Ele colocou uma amostra radioativa em um bloco de chumbo com um único orifício.

· A radiação saía pelo orifício e passava entre duas placas metálicas com cargas opostas.

· A radiação originou três outras ao passar pelas placas metálicas:

o Duas desviaram.

o Uma permaneceu em sua trajetória e não sofreu desvio.

· Essas três radiações originadas foram chamadas de emissões.

Emissões alfa

· Uma das emissões sofreu desvio da placa positiva para a placa negativa revelando uma carga positiva.

· Chamaram-na de emissão alfa (α).

· Posteriormente, concluíram que a partícula alfa é um núcleo do átomo de hélio (He).

o As partículas alfa apresentam dois prótons e dois nêutrons.

o Possuem número atômico igual a 2 e número de massa igual a 4).

· Apresentam um médio poder ionizante, baixo poder penetrante e 10% da velocidade da luz.

Emissões beta

· Uma das emissões sofreu desvio da placa negativa para a placa positiva revelando uma carga negativa.

· Chamaram-na de emissão beta (β).

· Posteriormente, concluíram que as partículas beta são elétrons.

o Possuem número atômico igual a −1 e número de massa igual a 0 (₋₁β⁰).

· Apresentam baixo poder ionizante, médio poder penetrante e 90% da velocidade da luz.

Emissões gama

· Uma das emissões não sofreu desvio em sua trajetória, revelando uma carga elétrica neutra.

· Chamaram-na de emissão gama (&gama;).

· Posteriormente, concluíram que a emissão gama é uma onda eletromagnética de alta energia.

o Apresentam alto poder ionizante, alto poder penetrante e se movimentam à velocidade da luz (a luz também é de uma onda eletromagnética).

Emissões e desintegrações

· Os núcleos atômicos radioativos (ou instáveis) são transformados em não radioativos (ou estáveis) durante as emissões.

· O núcleo radioativo emissor vai se desintegrando a cada emissão e originando outro núcleo com menos instabilidade, até resultar em um núcleo estável.

· Desintegrações em sequência originam as séries radioativas.

Leis Radioativas

As leis radioativas são relacionadas ao comportamento de núcleos radioativos que emitem partículas alfa ou beta.

1ª Lei da Radioatividade

· Também pode ser chamada de Lei de Soddy.

· Se refere às partículas alfa.

· Quando um elemento radioativo emite uma partícula alfa, ele se transforma em um outro elemento.

o Seu número de massa agora tem 4 unidades a menos e o número atômico tem duas unidades a menos.

o _ZX^A → ₂α⁴ + Z₋₂Y^A−4

· Exemplo (imagem): transformação do urânio (U) em tório (Th).

2ª Lei da Radioatividade

· Chamada de 2ª Lei de Soddy ou Lei de Soddy-Fajans-Russel.

· Se refere a partículas beta.

· Quando um elemento radioativo emite uma partícula beta, ele se torna um novo elemento, com número atômico com uma unidade a mais.

o Seu número de massa permanece o mesmo.

o _ZX^A → ₋₁α⁰ + _Z+1Y^A

· Exemplo (imagem): transformação do carbono 14 (C) em nitrogênio (N).

Séries Radioativas

Também chamadas de famílias radioativas, as séries radioativas são a sequência de núcleos radioativos originados por sucessivas desintegrações, até chegar ao núcleo de chumbo (Pb).

Série radioativa natural

· Chamada também de série ou família de desintegração radioativa natural.

· Há no total três séries radioativas naturais.

o Série do Tório 232, Série do Urânio 238 e Série do Urânio 235.

· Os primeiros elementos de cada uma das séries são os elementos pai ou núcleos pai.

· Os elementos no restante da série são os elementos filhos ou núcleos filhos.

Como determinar uma série

· Pegamos o isótopo radioativo e dividimos seu número de massa (A) por 4.

o Se o resultado for exato, o isótopo pertence à Série do Tório 232.

o Se o resultado possuir resto 2, o isótopo pertence à Série do Urânio 238.

o Se o resultado possuir resto 3, o isótopo pertence à Série do Urânio 235.

Série radioativa artificial

· Reatores nucleares e aceleradores de partículas conseguem produzir núcleos radioativos a partir de núcleos estáveis.

o Essas são as séries radioativas artificiais.

· Tais séries se comportam igual às naturais. A única diferença é que o elemento pai é um núcleo artificial.

Veja a seguir a série completa do tório:

As séries do urânio e do actícnio são ainda mais longas que essa do tório. A mais importante delas é a do urânio 235, ou do actínio, pois o urânio 235 é um dos principais isótopos utilizados como combustível em usinas nucleares e na fabricação de armas atômicas."

Transmutação Artificial

São transformações sofridas por um átomo radioativo durante uma reação nuclear.

Bombardeio de núcleos estáveis

· Ao serem bombardeados com partículas, os núcleos estáveis (ou não radioativos) se transformam em ser núcleos instáveis ou radioativos.

o Em outras palavras, acontece uma transmutação artificial.

· As partículas utilizadas nesses bombardeios podem ser as alfa, os prótons, os nêutrons, entre outras.

Rutherford

· O cientista Rutherford fez a primeira transmutação artificial, em 1919.

· Ele bombardeou átomos de nitrogênio (N) com partículas alfas e verificou que foram gerados átomos de oxigênio 17 com 1 próton a menos (imagem).

Chadwick

· Em 1932, o físico inglês James Chadwick descobriu o nêutron a partir da transmutação artificial.

Chadwick bombardeou átomos de berílio (Be) com partículas alfa e verificou que foram gerados átomos de carbono (C) e também nêutrons (partículas com massa mas sem carga).

Bons Estudos e Um mol de abraços!