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Introdução à Química Orgânica

Em 1777, o cientista Torben Olof Bergman empregou pela primeira vez o termo Química Orgânica. Esta era considerada como a Química dos produtos de origem dos organismos vivos, animal ou vegetal, enquanto a química Inorgânica era a química que estudava os compostos extraídos do reino mineral. No início do século passado, Jons Jacob Freiherr Von Berzelius sugeriu a teoria da Força Vital. Acreditava-se que os organismos vivos (plantas e animais) continham uma “força vital” que caracterizava todos os compostos produzidos por eles. Deste modo, não se admitia a possibilidade de compostos orgânicos virem a ser sintetizados em laboratório. Berzelius justificava tal fato afirmando que compostos orgânicos só eram obtidos pela ação da força vital, e que esta só podia estar relacionada à célula viva. O químico alemão Friedrich Wöhler, discípulo de Berzelius, em 1828, aquecendo cianato de amônio, obteve, em laboratório, a substância uréia, um composto considerado na época tipicamente orgânico (existe na urina), embora não houvesse a interferência de um organismo vivo que lhe transferisse a “força vital”.

Síntese de Wöhler

 

 A síntese de Wöhler foi a primeira grande prova contra a teoria da Força Vital, deixando claro que os compostos orgânicos não precisam necessariamente ser obtidos só a partir de organismos vivos. Procurou-se, então, um novo conceito para a Química Orgânica. E, em 1848, Leopold Gmelin chamou a atenção para o fato de que todos os compostos orgânicos até então descobertos continham carbono; por isso, em 1859, August Kekulé define a Química Orgânica como a parte da Química que estuda os compostos do elemento carbono. A Química Orgânica é a química dos corantes e produtos farmacêuticos; do papel e da tinta de escrever; das tintas, dos vernizes e dos plásticos; da gasolina e da borracha; dos produtos alimentícios e de vestuário. O estudo dos processos biológicos pertence, em última análise, à Química Orgânica. Como o carbono é a unidade fundamental dos compostos orgânicos, torna-se necessário um conhecimento mais profundo desse elemento para que possamos entender a Química Orgânica.

1     O ESTUDO DO CARBONO

A estrutura dos compostos orgânicos começou a ser desvendada a partir da segunda metade do século XIX com as idéias de Couper e de Kekulé sobre o comportamento químico do carbono. Essas idéias são hoje conhecidas como postulados de Kekulé – a base da Química Orgânica.

1.1     Primeiro Postulado

 O átomo de carbono é tetravalente

Nos compostos orgânicos, o átomo de carbono pode estabelecer até quatro ligações com outros átomos, isto é, o carbono é tetravalente.

As quatro valências são representadas por quatro tracinhos (–).

A tetravalência do carbono é decorrente da existência de quatro elétrons na sua camada de valência

Dessa maneira, o carbono precisa emparelhar os seus quatro elétrons da camada de valência para adquirir configuração de gás nobre (oito elétrons na camada de valência = 4 pares).

1.2     Segundo Postulado

As quatro valências do carbono são iguais entre si

Pode-se explicar o fato de o carbono apresentar as quatro valências iguais por meio da existência, por exemplo, de apenas um composto, denominado clorometano ou cloreto de metila CH3CI. Se as quatro valências fossem diferentes, deveríamos ter quatro moléculas diferentes para o composto CH3CI.

Como só existe um composto com a fórmula CH3CI, as quatro representações apresentadas devem ser consideradas como iguais e, conseqüentemente, as quatro valências equivalem-se.

1.3     Terceiro Postulado

Propriedade do encadeamento

Os átomos de carbono podem ligar-se entre si formando cadeias. Isso explica o fato de existirem mais de quatro milhões de compostos orgânicos. Os átomos de carbono podem formar cadeias abertas ou fechadas (anéis); tanto as cadeias abertas como as fechadas podem se ramificar e ligar-se umas às outras:

A capacidade de formar cadeia não é exclusiva do carbono, pois, ocorre também com outros elementos, tais como: silício (IVA), enxofre, fósforo, nitrogênio e oxigênio; no entanto, no carbono é muito pronunciada, a tal ponto que se conhecem milhões de compostos orgânicos de cadeias distintas.

2     TIPOS DE LIGAÇÕES ENTRE ÁTOMOS DE CARBONO

2.1. Teoria de Le Bel e Van’t Hoff

Em 1874, Le Bel e Van’t Hoff propuseram uma estrutura tetraédrica para o átomo de carbono:

O átomo de carbono situa-se no centro de um tetraedro imaginário, estando cada uma de suas valências dirigida para um dos vértices do tetraedro.

Portanto, para a molécula do metano (CH4), teríamos a seguinte representação:

 

Cada átomo de carbono pode ligar-se a um outro átomo de carbono por intermédio de um, dois ou três pares covalentes, formando o que chamamos de ligação simples, ligação dupla e ligação tripla.

  • 4 ligações simples: 

  • 2 ligações simples e uma dupla:

  • 1 ligação simples e uma tripla: 

  • 2 ligações duplas: 

2.2.     Cadeias Carbônicas

As cadeias carbônicas podem ser representadas da seguinte maneira: 

  • Fórmula estrutural

  • Fórmula estrutural condensada 

CH3 — CH2 — CH3

Obs. – Todos os átomos que estão ligados ao carbono são normalmente colocados imediatamente após este carbono.

3     ELEMENTOS ORGANÓGENOS 

Não existe base científica na divisão da Química em orgânica e inorgânica, pois as leis básicas da Química valem tanto para os compostos orgânicos como para os inorgânicos. São conhecidos mais de quatro milhões de compostos orgânicos diferentes. No entanto, esses compostos são formados por poucos elementos, tendo-se fundamentalmente: C, H, O e N; em menor freqüência aparecem: Cl, Br, I, S e P. Todos estes elementos são denominados elementos organógenos, isto é, são os elementos que compõem as funções orgânicas. Apesar da maior diversidade de elementos nos compostos inorgânicos  (NaCl, Ca(NO3)2, FeS, H2O, RbH, NO2, K2Cr2O7, CuBr2, etc.), ainda assim o número de compostos orgânicos é bem superior ao número de compostos inorgânicos. É conveniente enfatizar que alguns compostos que contêm carbono são abordados na Química Inorgânica. São eles: monóxido de carbono (CO), óxido de carbono (CO2); os carbonatos (CaCO3, H2CO3, etc.), os cianetos (KCN, NaCN, etc.). Portanto, lembre-se sempre de que :

4     CLASSIFICAÇÃO DO ÁTOMO DE CARBONO NA CADEIA CARBÔNICA

4.1     Carbono primário (P)

É todo átomo de carbono ligado, no máximo, a outro átomo de carbono

Obs. – Todo carbono isolado por extensão é considerado primário.

Exemplo:  

4.2     Carbono secundário (S)

É o que se liga a dois outros átomos de carbono.

4.3     Carbono terciário (T)

É o que se liga a três outros átomos de carbono.

4.4     Carbono quaternário (Q)

É o que se liga a quatro outros átomos de carbono.

Note que a classificação dos carbonos não depende do tipo de ligação (simples, dupla ou tripla) entre os carbonos:

 Fonte: Sistema COC de Educação e Cominicação

Classificação das Cadeias Carbônicas

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[1].

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: Sistema COC de Educação e Comunicação


[1] Benzênico. O benzeno é um líquido incolor bastante volátil (os vapores são tóxicos), imiscível em água. É usado como solvente, na fabricação de corantes, plásticos, explosivos, medicamentos, etc. Encontra-se no alcatrão de hulha, uma das frações provenientes da destilação seca da hulha (carvão mineral contendo aproximadamente 80% de carbono).

Nomenclatura de Compostos Orgânicos e Hidrocarbonetos

NOMENCLATURA OFICIAL DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS

De acordo com a União Internacional de Química Pura e Aplicada (I.U.P.AC.), o nome de um composto orgânico é formado basicamente por três partes:

1)     Prefixo: Número do Átomos de Carbono

2)     Infixo: Tipo de Ligações entre Carbonos

3)     Sufixo – Grupo Funcional

Exemplos:

1)

  • 2 átomos de C: prefixo et
  • ligação simples entre átomos de C: an
  • função álcool: sufixo ol
  • nome oficial do composto: etanol

2)

Para compostos com 3 ou mais carbonos, que apresentam grupo funcional ou insaturações, a cadeia carbônica deverá ser numerada pela extremidade mais próxima do grupo funcional ou da insaturação.Para compostos que apresentem tanto o grupo funcional quanto a insaturação a ordem de importância é grupo funcional > insaturação.

COMPOSTOS COM CADEIA RAMIFICADA

1)     Escolha da Cadeia Principal

Exemplo:

Quando a cadeia for mista, preferencialmente a cadeia principal é a parte alicíclica ou aromática.

2)     Nomenclatura dos Radicais

O que sobra fora da cadeia principal é conhecido como radical. Os principais radicais são: 

A cadeia deve ser numerada a partir dessa ordem de importância :

grupo funcional > insaturação > radical

Se a cadeia apresentar dois ou mais radicais iguais, deve-se usar os prefixos di, tri, tetra, etc. para indicar a quantidade de radicais:

Se a cadeia apresentar dois ou mais radicais diferentes, eles devem ser indicados em ordem alfabética:

FUNÇÕES QUÍMICAS

Função química é uma classe de compostos que apresentam propriedades químicas semelhantes. Na Química Orgânica, o número de funções químicas é enorme. As principais funções são:

1)     Hidrocarbonetos 

A função orgânica mais importante é a função hidrocarboneto, que são compostos orgânicos formados apenas por carbono e hidrogênio.

CLASSIFICAÇÃO DOS HIDROCARBONETOS DE CADEIA ABERTA 

CLASSIFICAÇÃO DOS HIDROCARBONETOS CÍCLICOS

PRINCIPAIS HIDROCARBONETOS

1)     Metano

Fórmula Molecular: CH4
Fórmula Estrutural:
Nomes Usuais: biogás; gás dos pântanos; principal componente do gás natural.

2)     Eteno

Fórmula Molecular: C2H4
Fórmula Estrutural:
Nome usual: Etileno

3)     Etino

Fórmula Molecular: C2H2
Fórmula Estrutural:

Nome usual: Acetileno

4)     Benzeno

Fórmula Molecular: C6H6
Fórmula Estrutural:

5)     Naftaleno

Fórmula Molecular C10H8
Fórmula Estrutural:

6)     Hidrocarbonetos aromáticos com dois radicais, temos:

Assim, a nomenclatura de compostos aromáticos com dois radicais pode ser exemplificada por:

Modelos Atômicos

1     INTRODUÇÃO À QUÍMICA

As origens da Química são muito antigas. O homem pré-histórico provavelmente maravilhou-se quando, pela primeira vez, conseguiu produzir o fogo. Aprendeu a cozer alimentos, usar argila para produzir vasos e potes, e talvez tenha descoberto acidentalmente que algumas pedras azuis (minério de cobre), quando aquecidas ao fogo, produziam cobre metálico, e que este, quando aquecido junto com estanho, produzia o bronze.

Portanto, o homem passou pelas “idades” da pedra, do bronze e do ferro, sempre aprendendo a produzir novos materiais.

Por volta do ano 400 a.C., surgem os primeiros conceitos teóricos da Química.

Demócrito e Leucipo, filósofos gregos, afirmavam que toda matéria era constituída por minúsculas partículas, às quais deram o nome de átomos. Essa idéia foi rejeitada por Platão e Aristóteles, que tinham muito maior influência na época.

Apenas em 1650 d.C. o conceito de átomo foi novamente proposto pelo filósofo francês Pierre Cassendi.

Em 1808, John Dalton, baseando-se em várias observações experimentais sobre gases e reações químicas, forneceu a primeira idéia científica do átomo, chamada de “Teoria Atômica”.

2     MODELO ATÔMICO DE DALTON

John Dalton, professor inglês, propôs, baseado em suas experiências, uma explicação da natureza da matéria. Os principais postulados da teoria de Dalton são:

  1. “Toda matéria é composta por minúsculas partículas chamadas átomos”.
  2.  “Os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa e apresentam as mesmas propriedades químicas”.
  3. Átomos de elementos diferentes apresentam massa e propriedades diferentes”.
  4. “Átomos são permanentes e indivisíveis e não podem ser criados, nem destruídos”.
  5. “As reações químicas comuns não passam de uma reorganização dos átomos”.
  6. “Os compostos são formados pela combinação de átomos de elementos diferentes em proporções fixas”.

As ideias de Dalton permitiram, na época, explicar com sucesso por que a massa é conservada durante uma reação química (Lei de Lavoisier) e também a lei da composição definida (Lei de Proust).

3     MODELO ATÔMICO DE THOMSON

Em 1897, J.J. Thomson, baseando-se em alguns experimentos, propôs um novo modelo atômico.

Segundo Thomson, o átomo seria um aglomerado composto de uma parte de partículas positivas pesadas (prótons) e de partículas negativas (elétrons), mais leves. Este modelo ficou conhecido como “pudim de passas“.

Modelo "Pudim de Passas"

4     MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD

Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de partículas                           (partículas positivas) emitidas pelo elemento radioativo polônio, bombardeou uma lâmina fina de ouro. Ele observou que a maioria das partículas  atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória; que algumas das partículas sofriam desvio em sua trajetória; outras, em número muito pequeno, batiam na lâmina e voltavam.

Rutherford concluiu que a lâmina de ouro não era constituída de átomos maciços e propôs que um átomo seria constituído de um núcleo muito pequeno carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por uma região comparativamente grande onde estariam os elétrons em movimentos orbitais. Essa região foi chamada de eletrosfera.

Segundo o modelo de Rutherford, o tamanho do átomo seria de 10 000 e 100 000 vezes maior que seu núcleo.

Observemos que Rutherford teve que admitir os elétrons orbitando ao redor do núcleo, porque, sendo eles negativos, se estivessem parados, acabariam indo de encontro ao núcleo, que é positivo.

5     MODELO ATÔMICO CLÁSSICO

As partículas positivas do núcleo foram chamadas de prótons.

Em 1932, Chadwick isolou o nêutron, cuja existência já era prevista por Rutherford.

Portanto, o modelo atômico clássico é constituído de um núcleo, onde se encontram os prótons e nêutrons, e de uma eletrosfera, onde estão os elétrons orbitando em torno do núcleo.

Modelo atômico clássico

Adotando-se como padrão a massa do próton, observou-se que sua massa era praticamente igual à massa do nêutron e 1836 vezes mais pesada que o elétron, concluindo-se que:

Prótons, nêutrons e elétrons são denominados partículas elementares ou fundamentais.

Algumas características físicas das partículas atômicas fundamentais:

Massa relativa: Corresponde à massa do próton em relação ao nêutron (massas praticamente iguais) e massa do próton em relação ao elétron (massa do próton 1836 vezes maior que a massa do elétron).

Carga relativa: Corresponde à carga do próton em relação à carga do elétron (iguais, porém de sinais contrários).

6     CONCEITOS FUNDAMENTAIS

6.1     Número Atômico

A representação do número atômico dos átomos é:

ZE

Num átomo neutro, cuja carga elétrica total é zero, o número de prótons é igual ao número de elétrons. O número de elétrons, nesse caso, pode ser considerado igual ao número atômico.

Exemplo:

O átomo de magnésio (Mg) tem número atômico 12 (Z = 12).

Significado: no núcleo do átomo de Mg existem 12 prótons. No átomo neutro de Mg existem 12 prótons e 12 elétrons.

6.2     Número de Massa

A = Z + N

Exemplo:

Um átomo neutro tem 19 prótons e 21 nêutrons, portanto:

A = Z + N = 19 + 21 = 40


6.3     Elemento Químico

Observações:

Como vimos anteriormente, um átomo é eletricamente neutro quando o número de prótons é igual ao número de elétrons, porém um átomo pode perder ou ganhar elétrons na eletrosfera, sem sofrer alteração no seu núcleo, originando partículas carregadas positiva ou negativamente, denominadas íons.

Se um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon negativo, chamado ânion.

Exemplo:

Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, chamado cátion.

Exemplo:

6.4     Isótopos, Isóbaros e Isótonos

Os isótopos são átomos de um mesmo elemento químico (mesmo Z), e que apresentam diferentes números de nêutrons, resultando assim diferentes números de massa.

Exemplos:

Exemplos:

Exemplos:

7     MODELO ATÔMICO DE TUTHERFORD-BOHR

Bohr, baseando-se nos estudos feitos em relação ao espectro do átomo de hidrogênio e na teoria proposta em 1900 por Planck (Teoria Quântica), segundo a qual a energia não é emitida em forma contínua, mas em ”blocos”, denominados quanta de energia, propôs os seguintes postulados:

1. Os elétrons nos átomos descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.

2. Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia (estados estacionários).

3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma determinada quantidade de energia.

4. Os elétrons podem saltar de um nível para outro mais externo, desde que absorvam  uma quantidade bem definida de energia (quantum de energia).

5. Ao voltar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética (fóton).

6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem apresentar:

K = 2 elétrons
L = 8 elétrons
M = 18 elétrons
N = 32 elétrons
O = 32 elétrons
P = 18 elétrons
Q = 2 elétrons

7. Cada nível de energia  é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, etc.

Níveis de energia

8     MODELO ATÔMICO ATUAL

A teoria de Bohr explicava muito bem o que ocorria com o átomo de hidrogênio, mas apresentou-se inadequada para esclarecer os espectros atômicos de outros átomos com dois ou mais elétrons.

Até 1900 tinha-se a idéia de que a luz possuía caráter de onda. A partir dos trabalhos realizados por Planck e Einstein, este último propôs que a luz seria formada por partículas-onda, ou seja, segundo a mecânica quântica, as ondas eletromagnéticas podem mostrar algumas das propriedades características de partículas e vice-versa. A natureza dualística onda-partícula passou a ser aceita universalmente.

Em 1924, Louis de Broglie sugeriu que os elétrons, até então considerados partículas típicas, possuiriam propriedades semelhantes às ondas.

Ora, se um elétron se comporta como onda, como é possível especificar a posição de uma onda em um dado instante? Podemos determinar seu comprimento de onda, sua energia, e mesmo a sua amplitude, porém não há possibilidade de dizer exatamente onde está o elétron.

Além disso, considerando-se o elétron uma partícula, esta é tão pequena que, se tentássemos determinar sua posição e velocidade num determinado instante, os próprios instrumentos de medição iriam alterar essas determinações. Assim, Heisenberg enunciou o chamado Princípio da Incerteza:

Em 1926, Erwin Schrödinger, devido à impossibilidade de calcular a posição exata de um elétron na eletrosfera, desenvolveu uma equação de ondas (equação muito complexa, envolvendo cálculo avançado, e não tentaremos desenvolvê-la aqui), que permitia determinar a probabilidade de encontrarmos o elétron numa dada região do espaço.

Assim, temos que a região do espaço onde é máxima a probabilidade de encontrarmos o elétron é chamada de orbital.

8.1     Números Quânticos

Schrödinger propôs que cada elétron em um átomo tem um conjunto de quatro números quânticos que determinam sua energia e o formato da sua nuvem eletrônica, dos quais discutiremos dois:

8.1.1     Número Quântico Principal (n)

O número quântico principal está associado à energia de um elétron e indica em qual nível de energia está o elétron. Quando (n) aumenta, a energia do elétron aumenta e, na média, ele se afasta do núcleo. O número quântico principal (n) assume valores inteiros, começando por 1.

8.1.2     Número Quântico Secundário (  )

Cada nível energético é constituído de um ou mais subníveis, os quais são representados pelo número quântico secundário, que está associado ao formato geral da nuvem eletrônica.

Como os números quânticos n e  estão relacionados, os valores do número quântico  serão números inteiros começando por 0 (zero) e indo até um máximo de (n – 1).

Para os átomos conhecidos, teremos:

O número máximo de elétrons em cada subnível é:

e = 2(2  + 1)

8.2     Distribuição Eletrônica

A distribuição (configuração) eletrônica nos descreve o arranjo dos elétrons em um átomo , fornecendo o número de elétrons em cada nível principal e subnível. Os elétrons preenchem os subníveis em ordem crescente de energia. Um subnível deve estar totalmente preenchido para depois iniciarmos o preenchimento do subnível seguinte.

O cientista Linus Pauling formulou um diagrama que possibilita distribuir os elétrons em ordem crescente de energia dos níveis e subníveis.

Diagrama de Pauling

O sentido das flechas indica os subníveis e níveis em ordem crescente de energia.

8.3     Distribuição Eletrônica em Átomos Neutros

Para fazermos a distribuição eletrônica de um átomo neutro, devemos conhecer o seu número atômico (Z) e, conseqüentemente, seu número de elétrons e distribuí-los em ordem crescente de energia dos subníveis, segundo o diagrama de Pauling.

O sentido das flechas indica os subníveis e níveis em ordem crescente de energia.

Exemplo:

A distribuição eletrônica pode ser representada em ordem crescente de energia ou por camadas. Por exemplo:

8.4     Distribuição Eletrônica de Íons

A distribuição eletrônica de íons é semelhante à dos átomos neutros. Lembrando que um íon é formado a partir da perda ou ganho de elétrons que ocorre com um átomo e que os elétrons serão retirados ou recebidos sempre da última camada eletrônica (mais externa), chamada camada de valência, e não do subnível mais energético, teremos, por exemplo, as seguintes distribuições:

11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

  perde 1e da camada de valência

11Na+: 1s2 2s2 2p6

26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

  perde 2e da camada de valência

26Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6

Para a distribuição do íon Fe3+, é necessária a retirada de um elétron do subnível d.

26Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5

 17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

 ganha 1e na camada de valência

 17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p

Fonte: Sistema COC de Educação

Ligação Química

1     INTRODUÇÃO

Verifica-se, na natureza, que a grande maioria dos elementos químicos encontra-se ligados a outros, e que somente alguns (os gases nobres) estão no estado atômico isolado.Isso levou os cientistas a concluírem que os átomos de gases nobres possuem uma configuração eletrônica que lhes assegura estabilidade.

Os gases nobres apresentam 8 elétrons na última camada eletrônica, com exceção do hélio, que possui 2 elétrons, já que a camada K comporta no máximo 2 elétrons.

Essa análise levou os cientistas Lewis e Kossel a criarem a chamada Teoria ou Regra do Octeto.

Configuração eletrônica dos átomos de gases nobres

2     TEORIA DO OCTETO

Os átomos ligam-se a fim de adquirirem uma configuração mais estável, geralmente com 8 elétrons na última camada.

Os átomos, ao se ligarem, fazem-no por meio dos elétrons da última camada, podendo perder, ganhar ou compartilhar os elétrons até atingirem a configuração estável.

Surgem, assim, as ligações químicas.

3     LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE

É a ligação que se estabelece entre íons, unidos por fortes forças eletrostáticas. Ocorre com transferência de elétrons do metal para o ametal, formando cátions (íons positivos) e ânions (íons negativos), respectivamente, ou do metal para o hidrogênio.

Exemplos

1o) Ligação química entre um átomo de sódio e um átomo de cloro, formando cloreto de sódio.

Os íons Na+ e Cl– formados, respectivamente, pela perda e ganho de elétrons (com a finalidade de se estabilizarem) se atraem, provocando uma união entre íons, daí o nome ligação iônica.

2o) Ligação química entre um átomo de magnésio e átomos de cloro.

Como cada átomo de magnésio perde 2 elétrons e cada átomo de cloro só pode ganhar 1 elétron, serão necessários 2 átomos de cloro para receber os 2 elétrons cedidos pelo átomo de magnésio.

3o) Ligação química entre alumínio e oxigênio.

Cada átomo de alumínio perde 3 e– , cada átomo de oxigênio ganha 2 e– e, então, para que o total de e– perdidos seja igual ao total de e– ganhos, 2 alumínios (perda de 6 e–) se ligam a 3 oxigênios (ganho de 6 e–).

Os compostos iônicos (compostos que apresentam ligação iônica) são eletricamente neutros, ou seja, a soma total das cargas positivas é igual à soma total das cargas negativas.

As ligações iônicas ocorrem, como regra geral, entre os elementos que tendem a perder elétrons e que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada (metais) e os elementos que tendem a ganhar elétrons e que possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada (ametais).

3.1     Notação ou Fórmula de Lewis

Esta fórmula representa os elementos através dos elétrons do último nível (elétrons de valência), indicando-os por pontos ou cruzetas.

3.2     Estrutura Cristalina dos Compostos Iônicos

A fórmula NaCl é usada para representar o cloreto de sódio e indica a proporção com que os íons participam do retículo cristalino (1 : 1), pois não existe a partícula individualizada NaCl, já que íons positivos tendem a atrair para o seu redor íons negativos, e vice-versa.

No sólido NaCl, cada Na+ tem seis íons Cl– ao seu redor, e vice-versa. Os íons, portanto, dispõem-se de forma ordenada, formando o chamado retículo cristalino.

3.3     Características dos Compostos Iônicos

a) Estado físico: em condições ambientes, são sólidos, cristalinos, duros e quebradiços. Apresentam elevados pontos de fusão e ebulição.

b) Condução de eletricidade: como sólidos, não conduzem eletricidade, pois os íons encontram-se presos ao retículo cristalino. Quando fundidos (estado líquido) tornam-se bons condutores, já que os íons ficam livres para se moverem.

Em solução aquosa, também são bons condutores, pois a água separa os íons do retículo cristalino.

4     LIGAÇÃO COVALENTE (ganham é)

A ligação covalente ocorre quando os átomos ligados possuem tendência de ganhar elétrons. Não há transferência de elétrons de um átomo para outro, e sim um compartilhamento de elétrons entre eles.

A ligação covalente ocorre entre:

– hidrogênio – hidrogênio

– hidrogênio – não-metal

– não-metal – não-metal

Obs– Os semimetais também podem ser incluídos.

4.1     Ligação Covalente Normal

Ocorre entre dois átomos que compartilham pares de elétrons. Os átomos participantes da ligação devem contribuir com um elétron cada, para a formação de cada par eletrônico.

Assim, na molécula de hidrogênio  (H2), cuja distribuição eletrônica é

falta um elétron para cada átomo de hidrogênio para ficar com a camada K completa (dois elétrons).

Os dois átomos de hidrogênio se unem formando um par eletrônico comum a eles (compartilhamento). Desta forma, cada átomo de hidrogênio adquire a estrutura do gás nobre Hélio (He).

Fórmula eletrônica ou de Lewis

Quando o par compartilhado é representado por um traço (—), temos a chamada fórmula estrutural.

H — H (fórmula estrutural)

H2 (fórmula molecular)

Procedendo da mesma forma, veremos mais alguns exemplos:

1o) Cl2 (fórmula molecular do gás cloro)

 ganhar 1e–

2o) HCl  (fórmula molecular do cloreto de hidrogênio) 

 ganhar 1e–

 ganhar 1e–

3o) H2O  (fórmula molecular da água)

 ganhar 1e–

 ganhar 2e–

Quando encontramos um único par de elétrons compartilhado entre dois elementos, a ligação é denominada de simples.

Para dois pares de elétrons compartilhados entre dois elementos, a ligação é denominada de dupla.

Finalmente, para três pares de elétrons compartilhados entre dois elementos, a ligação é denominada de tripla.

4.2     Ligação Covalente Dativa ou Coordenada

Na ligação covalente normal, o par de elétrons compartilhado é proveniente um de cada átomo.

Mas, para explicar certas estruturas das substâncias, foi necessário admitir a formação de pares de elétrons provenientes de um só átomo; assim, temos a chamada ligação covalente dativa ou ligação coordenada.

Exemplo:

SO2 (fórmula molecular do dióxido de enxofre)

4.3     Anomalias do Octeto

a) BeF2

b) BF3

c) NO

d) Ocorrem casos em que se verificam camadas de valência expandidas, ou seja, apresentam mais de oito elétrons, por exemplo:

5     LIGAÇÃO METÁLICA

É a força que mantém unidos os átomos e cátions dos metais.

Teoria do “mar de elétrons” ou teoria da “nuvem eletrônica”.

A principal característica dos metais é a eletropositividade (tendência de doar elétrons), assim os elétrons da camada de valência saem facilmente do átomo e ficam “passeando” pelo metal, o átomo que perde elétrons se transforma num cátion, que, em seguida, pode recapturar esses elétrons, voltando a ser átomo neutro. O metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, imersos num “mar de elétrons livres” que estaria funcionando como ligação metálica, mantendo unidos os átomos e cátions de metais.

5.1     Propriedade dos Metais

1)      Brilho metálico: o brilho será tanto mais intenso quanto mais polida for a superfície metálica, assim os metais refletem muito bem a luz.

2)      Densidade elevada: os metais são geralmente muito densos, isto resulta das estruturas compactas devido à grande intensidade da força de união entre átomos e cátions (ligação metálica), o que faz com que, em igualdade de massa com qualquer outro material, os metais ocupem menor volume.

3)      Pontos de fusão e ebulição elevados: os metais apresentam elevadas temperaturas de fusão e ebulição, isto acontece porque a ligação metálica é muito forte.

4)      Condutividades térmica e elétrica elevadas: os metais são bons condutores de calor e eletricidade pelo fato de possuírem elétrons livres.

5)      Resistência à tração: os metais resistem às forças de alongamentos de suas superfícies, o que ocorre também como conseqüência da “força” da ligação metálica.

6)      Maleabilidade: a propriedade que permite a obtenção de lâminas de metais.

7)      Ductibilidade: a propriedade que permite a obtenção de fios de metais.

5.2     Estrutura dos Metais

O agrupamento dos átomos dos metais dá origem ao reticulado cristalino.

Existem três tipos de reticulados cristalinos mais comuns dentre os metais. São eles:

6     GEOMETRIA MOLECULAR

Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (Sidgwick, Powell e Gillespie) permite prever a geometria de moléculas e íons poliatômicos. Nestas espécies, um átomo central está rodeado por dois, três, quatro ou mais pares de elétrons.

Estes pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria da molécula, prevendo ângulos entre as ligações e determinando a posição de outros átomos (representados por seus núcleos) em relação ao átomo central.

Assim:

– os pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria da molécula;

– quem “determina” a geometria da molécula é a posição dos núcleos dos átomos que constituem a molécula.

Seqüência para Determinação da Geometria Molecular

– Montar a fórmula eletrônica da substância contando os pares de e– ao redor do núcleo central.

Considere:

a) ligações –, =,  e  , como um único par de e–;

b) o pares de e– ao redor do átomo central que não participam das ligações.

Os pares eletrônicos se repelem ao máximo.

Exemplos 

1o) A molécula BeH2

2o) A molécula BF3

3o) A molécula CH4

4o) A molécula NH3

5o) A molécula H2O

A dupla ou tripla ligação é considerada nesta teoria como ligação simples (1 par de e–).

6o ) A molécula CO2

7o) A molécula HCN

8o ) A molécula SO3

7     POLARIDADE DE LIGAÇÃO

A polaridade mostra como os elétrons que fazem a ligação covalente estão distribuídos entre os dois átomos que se ligam.

7.1     Ligação Covalente Apolar (Não-Polar) 

É a ligação que ocorre quando os dois elétrons de ligação estão igualmente compartilhados pelos dois núcleos, ou seja, não há diferença de eletronegatividade entre os dois átomos que se ligam.

Portanto, ocorre sempre que dois átomos idênticos se ligam.

Exemplos:

7.2     Ligação Covalente Polar 

É a ligação que ocorre quando os dois elétrons de ligação estão deslocados mais para um dos átomos, ou seja, a densidade da nuvem eletrônica é maior em torno do átomo mais eletronegativo.

A eletronegatividade é a tendência do átomo atrair o par eletrônico na ligação covalente. A fila de eletronegatividade para os principais elementos pode ser representada:

Exemplo:

Como o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, ele atrai para mais perto de si o par de elétrons compartilhado, originando a formação de um dipolo.

O cloro, por ser mais eletronegativo, adquire uma carga parcial negativa (–) e o hidrogênio uma carga parcial positiva (+).

A formação do dipolo é representada por um vetor mi (), chamado momento dipolar, e orientado no sentido do átomo menos para o mais eletronegativo.

Outros exemplos:

8     A POLARIDADE DE MOLÉCULAS

A polaridade de uma molécula depende do tipo de ligação (polar ou apolar) que ocorre entre os átomos e da geometria da molécula.

8.1     Molécula Apolar

Ocorrerá quando:

a) todas as ligações entre os átomos formadores da molécula forem apolares.

Exemplo:

b) a soma total dos momentos dipolares for igual a zero  ( total = 0).

Exemplos:

8.2     Molécula Polar

Ocorrerá quando tivermos ligações polares e a soma total dos momentos dipolares for diferente de zero. ( total  0).

Exemplos:

Obs. – Todo hidrocarboneto é molécula apolar.

9     FORÇAS INTERMOLECULARES

As forças intermoleculares são forças de atração que ocorrem entre as moléculas (intermoleculares), mantendo-as unidas, e são bem mais fracas, quando comparadas às forças intramoleculares (ligação iônica e covalente), encontradas entre íons e átomos, que formam a substância. Essas forças atuam principalmente no estado sólido e líquido das substâncias e são denominadas de forças de Van der Waals, em homenagem ao físico holandês que, em 1873, fez a previsão da existência de tais forças.

São três os tipos de forças intermoleculares que ocorrem entre as moléculas.

9.1     Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido ou Forças de Dispersão de London

Esta força ocorre entre moléculas apolares e é basicamente de natureza elétrica. Numa molécula apolar como, por exemplo, H2, os elétrons estão eqüidistantes dos núcleos, mas num determinado instante, a nuvem eletrônica pode se aproximar mais em relação a um dos núcleos, estabelecendo um dipolo instantâneo, o qual, por sua vez, induz as demais moléculas a formar dipolos, originando uma força de atração elétrica, de pequena intensidade, entre elas. As moléculas, unidas por essas forças, formam, na fase sólida, os chamados cristais moleculares, como, por exemplo, cristais de gelo seco (CO2), ou cristais de iodo (I2), que por estarem unidos por estas forças de pequena intensidade passam facilmente da fase sólida para a fase gasosa, sofrendo o que chamamos de sublimação.

9.2     Forças de Dipolo Permanente ou Dipolo-Dipolo

São forças de atração de natureza elétrica que ocorrem entre as moléculas polares.

As moléculas, por apresentarem um dipolo permanente, ou seja, um pólo de carga positiva e outro de carga negativa, atraem-se mutuamente, de modo que o pólo positivo de uma molécula atrai o pólo negativo de outra molécula e assim sucessivamente.

Exemplo:

As forças de dipolo permanente são bem mais intensas do que as forças de dipolo induzido.

9.3     Ligações (Pontes) de Hidrogênio 

São forças de atração de natureza elétrica que também ocorrem entre as moléculas polares (tipo dipolo permanente), sendo, porém, de maior intensidade.

Ocorrem quando um átomo de H ligado a um átomo muito eletronegativo (F, O e N) de uma molécula é atraído por um par de elétrons não compartilhados no átomo de F, O ou N de outra molécula.

Exemplos:

10     PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO DAS SUBSTÂNCIAS MOLECULARES

10.1     Estado Físico das Substâncias Moleculares

Quando uma substância molecular muda de estado físico, as moléculas tendem a se separar umas das outras, rompendo assim a força intermolecular. Quanto mais forte a força intermolecular, mais unidas estarão as moléculas, mais difícil será separá-las, mais calor será necessário e, portanto, maiores serão os pontos de fusão e ebulição da substância. Basicamente dois fatores, massa molecular e forças intermoleculares, influenciam as propriedades físicas (PF e PE) das substâncias moleculares. Tanto o ponto de fusão como o ponto de ebulição tendem a crescer com o aumento da massa molecular e das forças intermoleculares. 

a) Considerando-se moléculas de massa molecular aproximadamente iguais, teremos:

Exemplo:

           F2         <       HCl       <       H2O

(PE  – 188 °C) (PE  – 83 °C) (PE = 100 °C)

b) Considerando-se moléculas com mesmo tipo de força intermolecular, teremos:

Exemplos:

             F2       <       CL2       <       BR2       <       I2 

MM : (38)               (71)               (160)             (254)

PE : ( –188° C)    (– 34° C)          (53° C)        (184° C)

c) Considerando-se moléculas com mesmo tipo de força intermolecular e mesma massa molecular, teremos:

Este caso é observado em cadeias carbônicas (todas as famílias de compostos orgânicos) nas quais o aumento de ramificações faz com que a molécula apresente menor área superficial, enfraquecendo as forças intermoleculares.

Exemplo:

10.2     Solubilidade

Para que uma substância (soluto) se dissolva em outra substância (solvente) é necessário que ocorra interação entre as moléculas soluto-solvente. Por exemplo, soluto formado por moléculas apolares é facilmente dissolvido em solvente apolar, pois as forças de interação entre as moléculas do soluto e do solvente apresentam intensidades próximas, o que facilita a interação entre elas. Soluto apolar não é dissolvido em solvente formado por moléculas que apresentam ligações de hidrogênio, pois entre as moléculas soluto-solvente não existe interação, e a tendência é as moléculas do solvente ficarem agrupadas formando uma fase de mistura.

Portanto, podemos concluir que “semelhante dissolve semelhante”, ou seja, substâncias moleculares ou iônicas tendem a se dissolver em um solvente também polar, e substância molecular apolar tende a se dissolver em um solvente apolar.

Fonte: Sistema COC de Educação e Comunicação

Teoria de Arrhenius

Swedish chemist Svante Arrhenius believed that carbon dioxide would accumulate in the atmosphere and cause global warming.

Svante August Arrhenius (1859-1927)

Arrhenius, físico e químico de nacionalidade sueca, nasceu em Wijk, em 1859. Aos 22 anos de idade, Arrhenius já havia realizado muitas experiências relacionadas com a passagem da eletricidade através de soluções aquosa. Durante dois anos, trabalhando no laboratório da Universidade de Upsala, colecionou vários dados sobre centenas de soluções e concentrações. Formulou, então uma hipótese, de que as soluções aquosas contêm partículas carregadas, isto é,  íons.

Tratava-se de uma proposição revolucionária e seus professores a acharam tão diferente de suas próprias idéias que, muito a contra-gosto, concederam-lhe o grau de doutor.

Sem se deixar desencorajar, Arrhenius enviou cópias de sua tese a outros cientistas. Embora muito poucos tenham tomado a sério suas idéias radicais, o grande cientista alemão Ostwald ficou tão entusiasmado que viajou para a Suécia a fim de encontrar-se com Arrhenius. Estimulado por esse apoio, Arrhenius foi estudar na Alemanha e Holanda. Finalmente, em 1889, foi publicado seu trabalho sobre a “Dissociação das Substâncias Aquosas”.

Embora convidado a ir para Leipzig como professor da Universidade preferiu voltar á Suécia como conferencista e professor secundário em Estocolmo. Sua teoria ainda não havia conquistado aceitação geral e os que eram contra apelidavam os seus adeptos de “horda selvagem de Ionianos”. Dois anos após esta nomeação foi eleito Presidente da Universidade e recebeu o prêmio Nobel, tendo sido o terceiro a recebê-lo no campo da Química. Finalmente, era Arrhenius reconhecido como um grande cientista, como há muito o merecia. Foi-lhe oferecida a ambiciosa posição de professor de Química na Universidade de Berlim, mas tendo o rei da Suécia fundado o Instituto Nobel de Físico-Química, em 1905 Arrhenius tornou-se seu diretor. Continuou sendo um pesquisador incansável e um cientista extremamente versátil até sua morte, em 1927.

1     DISSOCIAÇÃO IÔNICA X IONIZAÇÃO

Para entendermos a Teoria de Arrhenius, vamos testar a condutividade elétrica de várias soluções, utilizando a aparelhagem ilustrada a seguir:

Testando a condutividade elétrica de algumas soluções utilizando a aparelhagem acima, verificou-se que:

Materiais

Condutibilidade elétrica

Solução de sal de cozinha (NaCl)

Conduz

Solução de ácido clorídrico (HCl)

Conduz

Solução de açúcar (sacarose)

Não conduz

Água destilada (pura)

Não conduz

Água potável (torneira)

Conduz

De acordo com estes resultados surgem alguns questionamentos:

1º) Por que algumas soluções aquosas conduzem eletricidade, e outras não?

2º) Por que a água destilada (pura) não conduz eletricidade e a água potável (torneira) conduz?

Para responder a tais questionamentos, Arrhenius estabeleceu a Teoria da Dissociação Iônica, onde a condutividade elétrica das soluções era devido à existência de íons livres.

Vamos entender a razão pela qual algumas soluções conduzem eletricidade e outras não.

1º) Testando a condutividade elétrica de uma solução de água com sal de cozinha (NaCl) verificou-se que a lâmpada acendeu, indicando que esta solução conduziu corrente elétrica.

Observação macroscópica:

Explicação microscópica:

O sal de cozinha é representado pela substância cloreto de sódio – NaCl – que é um composto iônico constituído pelos íons Na+ e Cl- organizados através de um retículo cristalino.

Quando o retículo cristalino de cloreto de sódio entra em contato com a água, ocorre uma separação dos íons, fenômeno denominado de dissociação iônica. Os íons livres obtidos após a dissociação, são os responsáveis pela condutividade elétrica.

Este processo de dissociação iônica pode ser representado através da seguinte equação:

2º) Testando a condutividade elétrica de uma solução de água com açúcar verificou-se que a lâmpada se manteve apagada, indicando que esta solução não conduziu corrente elétrica.

Observação macroscópica:

Explicação microscópica:

O açúcar é representado pela substância sacarose – C12H22O11 – de natureza molecular.

A molécula de sacarose não possui íons e também não originou íons em presença de água, o que explica o fato da não condutibilidade elétrica. Quando as moléculas de sacarose foram colocadas em presença de água, ocorreu apenas uma separação das moléculas, fenômeno denominado de dissociação molecular.

Este processo de dissociação molecular pode ser representado através da seguinte equação:

3º) Testando a condutividade elétrica de uma solução de água com cloreto de hidrogênio (HCl) verificou-se que a lâmpada acendeu, indicando que esta solução conduziu corrente elétrica.

Observação macroscópica:

Explicação microscópica:

Veja que caso interessante! O cloreto de hidrogênio (HCl) é um composto molecular, ou seja, não é constituído por íons. No entanto, quando adicionado em água, originou uma solução condutora de eletricidade, que indica que a solução resultante possui íons. Como isto ocorre?

Como vimos, em ligação covalente, o cloreto de hidrogênio (HCl) é uma molécula onde o átomo de hidrogênio (Z = 1) compartilha 1 par de elétrons com o átomo de cloro (Z = 17):

Quando o cloreto de hidrogênio é borbulhado na água, admite-se que ocorra uma quebra na ligação covalente entre o átomo de hidrogênio e o átomo de cloro, pela molécula de água, originando os íons H+ e Cl-, responsáveis pela condutibilidade elétrica da solução. A este fenômeno, onde os íons foram produzidos a partir de um composto molecular (sem íons) é denominado de ionização, que pode ser representado esquematicamente por:

Observação:

1º) Atualmente, sabe-se que o cátion H+, proveniente da molécula do HCl, se une a uma molécula de água formando o íon H3O+, denominado hidroxônio ou hidrônio.

H+ + H2 H3O+

Desta forma, a representação mais correta para o processo de ionização do HCl, ficará assim:

HCl + H2 H3O+ + Cl-

Mas por questão de simplificação utilizaremos a primeira representação.

2     GRAU DE IONIZAÇÃO OU DISSOCIAÇÃO (α)

Quando uma substância dissolve-se em água, não são todas as moléculas que irão sofrer ionização ou dissociação (quebra da molécula) com produção de íons. O grau de ionização ou dissociação (α) indica a porcentagem de moléculas que sofrem ionização ou dissociação que por sua vez mede a força do eletrólito, ou seja, quanto maior o grau de ionização do eletrólito, maior é a sua força.

Ficou convencionado que: eletrólitos fortes possuem α ≥ 50%, eletrólitos moderados possuem 5% < α < 50% e eletrólitos fracos possuem α ≤ 5%.

Ex.: Calcule o grau de ionização (α) do ácido clorídrico, sendo que de 100 moléculas dissolvidas, 90 moléculas sofreram ionização e classifique-o em forte, moderado ou fraco.

Resolução:

100 moléculas dissolvidas  100%

90 moléculas ionizadas → 90%

Interpretação:

90% das moléculas do ácido clorídrico sofreram ionização, sendo classificado como um eletrólito forte.

4º) Testando a condutividade elétrica de uma solução de água destilada verificou-se que a lâmpada se manteve apagada, indicando que a água pura não conduziu corrente elétrica.

Observação macroscópica:

Explicação microscópica:

Pelos conceitos que aprendemos até agora, observamos que a água não conduziu eletricidade, com isso, podemos deduzir que não existem íons em solução, certo?

Errado! Atualmente, sabe-se que a água sofre um processo de auto-ionização, onde suas moléculas se unem ionizando-se umas às outras.

Mas, se existem íons em solução, por que então a água pura não conduz eletricidade? O fato é que apenas duas moléculas de cada um bilhão sofrem ionização, com isso a quantidade de íons produzidos não é suficiente para que ocorra a condutividade elétrica.

Agora que sabemos que a água destilada (pura) não conduz eletricidade, como explicar então, o fato da água potável conduzir eletricidade?

A água destinada ao abastecimento das cidades, ou seja, a água potável, é proveniente dos rios, lagos ou represas e contém dois tipos de impurezas: materiais sólidos em suspensão, como areia, restos de animais e vegetais mortos, etc., que geralmente se separam quando a água permanece em repouso e materiais que não se separam nestas condições, como bactérias, substâncias solubilizadas, sais solúveis, etc.

Esta água sofre um processo de tratamento físico e químico, que envolve etapas tais como: floculação, decantação, filtração e desinfecção, onde são adicionadas várias substâncias químicas com a finalidade de deixar a água em condições de ser consumida pela população. Estas substâncias químicas dissolvidas na água originam íons, que são responsáveis pela condutibilidade elétrica desta solução. 

TERMOS TÉCNICOS UTILIZADOS POR ARRHENIUS

Em função dos experimentos realizados através da condutividade elétrica de substâncias em presença de água, Arrhenius estabeleceu alguns termos técnicos utilizados de acordo com os resultados obtidos em suas experiências:

  • Solução eletrolítica ou iônica à soluções que conduzem eletricidade.

Ex.: água + sal de cozinha (NaCl) e água + cloreto de hidrogênio (HCl).

  •  Solução não-eletrolítica ou molecular à soluções que não conduzem eletricidade.

Ex.: água + açúcar (sacarose).

  • Eletrólitos à substâncias dissolvidas em água, que  conduzem eletricidade.

Ex.: NaCl e HCl

  • Não-eletrólitos à substâncias dissolvidas em água, que não conduzem eletricidade.

Ex.: açúcar (sacarose).

  • Dissociação molecular à separação de substâncias moleculares, sem formação de íons, originando uma solução não-eletrolítica, ou seja, que não conduz eletricidade.

Ex.: C12H22O11(s)  C12H22O11(aq)

  • Dissociação iônica à separação dos íons de substâncias iônicas, originando uma solução eletrolítica, ou seja, que conduz eletricidade.

Ex.: NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)

  • Ionização à transformação de uma substância molecular em íons, originando uma solução eletrolítica, ou seja, que conduz eletricidade.

Ex.: HCl(g) H+(aq) + Cl-(aq)

DEFINIÇÃO DE ÁCIDO E BASE SEGUNDO ARRHENIUS

De acordo com Teoria da Dissociação Iônica, onde a condutividade elétrica das soluções era devido à existência de íons livres, Arrhenius propôs uma definição para ácidos e para bases.

Ex.: HCl H+(aq) + Cl-(aq)

Atualmente, sabemos que os ácidos são substâncias moleculares que na presença de água, sofrem ionização, formando cátion H+(hidrogênio) que se une à molécula de água formando o íons H3O+ (hidroxônio ou hidrônio). Desta forma, o exemplo anterior seria assim representado:

Ex.: HCl + H2 H3O+(aq) + Cl-(aq)

Fonte: Portal de Estudos em Química

Funções Inorgânicas

Como vimos, propriedades funcionais são propriedades comuns a determinados grupos de matérias, identificadas pela função que desempenham, denominadas de funções químicas.

As funções químicas são um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, que podem ser divididas em orgânicas inorgânicas.

Funções orgânicas são aquelas constituídas pelo elemento carbono, estudada pela química orgânica. A química orgânica estuda os compostos que contém carbono e a propriedade típica do carbono é a formação de cadeias. É chamada de orgânica porque inicialmente os cientistas pensavam que eles só podiam ser encontrados nos seres vivos ou fósseis. Hoje um grande número de compostos de carbono pode ser produzido em laboratório para utilização na indústria. Certos medicamentos, plásticos e pesticidas, por exemplo, são substâncias orgânicas sintéticas.

Existem algumas substâncias que possuem átomo de carbono, mas que fogem a este critério de classificação, por possuírem propriedades de compostos inorgânicos, dentre as quais destacam-se: CO (monóxido de carbono), CO2 (dióxido de carbono), KCN (cianeto de potássio), CaCO3 (carbonato de cálcio), Na2CO3 (carbonato de sódio), H2CO3 (ácido carbônico), entre outros.

Funções inorgânicas são aquelas constituídas por todos os demais elementos químicos que constituem os ácidosbasessais óxidos, estudados pela química inorgânica. A química mineral ou inorgânica abrange o estudo dos metalóides e dos metais e das combinações químicas, tem composição qualitativa, que varia muito de um para outro elemento.

As principais funções químicas inorgânicas – ácidos, bases, sais e óxidos – são encontradas em nosso cotidiano e também em nosso organismo. Por exemplo: o ácido clorídrico é um dos constituintes do suco gástrico, encontrado no estômago; a soda cáustica é constituinte de produto de uso doméstico para desentupir pias e utilizado para fabricar o sabão; o sal de cozinha é constituído pelo cloreto de sódio e a cal viva, utilizado na construção civil e também na culinária, é constituída pelo óxido de cálcio.

Para definir estas substâncias existem vários critérios de classificação. Nós utilizaremos os critérios da condutividade elétrica segundo Arrhenius e o teste com indicadores ácido-base para caracterizar semelhança nas propriedades químicas dessas substâncias.

  • ÁCIDOS
  • BASES
  • MEDIDAS DE ACIDEZ E BASICIDADE
  • SAIS
  • ÓXIDOS

Fonte: Portal de Estudos em Química