Autoria: Vanessa Valeriano

A Toxicidade do Íon Cianeto

A toxicidade do íon cianeto (CN-) é conhecida há mais de dois séculos; porém, os compostos que contém cianeto são tóxicos somente se liberarem HCN numa reação. Sem dúvida alguma, o ácido cianídrico ou ácido prússico é o veneno de ação mais rápida que e conhece.

Muitos autores e histórias policiais têm utilizado, em suas obras, os cianetos de sódio ou potássio para provocar mortes misteriosas de alguns personagens. Na literatura de espionagem, por exemplo, que esteve muito em moda a partir da 2a Guerra Mundial até o fim da Guerra Fria, os espiões tinham uma cápsula desses sais embutida em cavidades dentárias. Quando presos pelo inimigo, os espiões deveriam ingerir a cápsula, a fim de evitar, pela própria morte, a revelação dos segredos durante o interrogatório.

Quando a cápsula atinge o estômago, o sal reage com o ácido clorídrico presente no suco gástrico:

NaCN(s) + HCl(aq) –> HCN(g) + NaCl(aq)

Por ingestão, a dose capaz de provocar a morte é de 1 mg por quilograma de massa corpórea. Por inalação, uma concentração de 0,3 mg por litro de ar mata entre 3 e 4 minutos.

A ação tóxica do HCN deve-se à sua capacidade de inibir a enzima citocromoxidade, fundamental para as células consumirem o gás oxigênio transportado pelo sangue. O íon cianeto provoca, então, a parada da respiração celular. Na verdade, a pessoa acaba morrendo por asfixia, mesmo que o seu sangue esteja saturado de oxigênio. Assim as células morrem e, se esse processo acontece rapidamente nos centros vitais do organismo, ocorre a morte.

O tratamento deve ser aplicado de imediato, sem perda de tempo. Em casos de absorção de grandes quantidades desse ácido, é inútil aplicar algum tratamento que, quando possível, consiste em injeções de soluções aquosas e nitrito de sódio e/ou tiossulfato de sódio. Antigamente, utilizavam-se também injeções de soluções aquosas de azul de metileno.

O ácido cianídrico, devido à sua ação rápida, foi utilizado por muito tempo como inseticida e raticida na fumigação de navios e, também, para eliminar toupeiras que infestavam algumas plantações. Ainda hoje, em alguns estados dos EUA, ele é usado ns câmaras de gás, na execução de prisioneiros condenados à morte.

Atualmente, ele tem grande importância na síntese de vários compostos orgânicos, principalmente da acrilonitrila (cianeto de vinila) produto muito importante na manufatura de tecidos sintéticos.

Soluções de cianeto são largamente utilizadas em indústrias metalúrgicas e em eletrodeposição de metais (galvanoplastia). A descarga dessas soluções nos esgotos, que acabam chegando às fontes de suprimento de água, pode provocar desastres fatais. Por isso, é necessário que esse tipo de indústria faça um tratamento rigoroso de seus dejetos, retirando deles os íons cianeto remanescentes.

Rasputin

Em 1916, o monge russo Rasputin sofreu uma tentativa de envenenamento por cianeto. Durante um banquete, o príncipe Yussopoff e seus amigos ofereceram a Rasputin um pudim contendo cianeto de potássio em quantidade suficiente para matar várias pessoas. Embora Rasputin tenha comido grande quantidade esse pudim, ele não morreu. Por esse motivo, e pelo fato de serem atribuídos poderes satânicos ao monge criou-se uma lenda de sobrenaturalidade envolvendo o fato. A lenda só foi desfeita em 1930, quando foi descoberto que alguns açúcares, como a glicose e a sacarose, se combinam com o cianeto, formando uma substância praticamente sem toxicidade, denominada cianidrina.

retirado do livro de Química:
Usberco e Salvador

Autoria: Fernanda Medeiros

IONIZAÇÃO E VOLATILIDADE

Métodos de Ionização
A produção de íons nos espectrômetros de massas envolve vários fatores. Certos tipos de análises necessitam de íons em profusão e outros de seletividade. Há casos em que a energia com que se forma o íon é muito importante. Também, o estado da amostra pode determinar qual o método a ser usado.
Abaixo estão listados alguns métodos de ionização usados em espetrometria de massas:
 Ionização por elétrons
 Ionização por radiação Laser
 Ionização Química
 Ionização por Campo Elétrico
 Ionização de Superfície
 Ionização por Electrospray

Ionização por elétrons
Também conhecida por ionização por impacto eletrônico (IE), é a mais comum nos equipamentos de espectrometria de massas. A energia com que o elétron é acelerado pode, dependendo da amostra, provocar a formação de íons negativos, positivos ou a fragmentação com produção de espécies neutras e iônicas. Este método é largamente utilizado pois sua implementação básica é relativamente fácil, desde que a qualidade do feixe e a distribuição de energias dos elétrons não seja levada em consideração.

Ionização por Radiação Laser
Radiação laser é fornecida a átomos ou moléculas e dependendo do tipo de interação pode determinar a remoção de elétrons produzindo íons positivos.A absorção da energia proveniente do laser pelas ligações atômicas pode fragmentar a molécula produzindo espécies iônicas e moleculares.

Ionização Química
Um um modo alternativo de ionização é a ionização química (IQ). Alguns equipamentos, que contém um cromatógrafo acoplado, permitem através de um chaveamento automático a obtenção do espectro por impacto eletrônico (IE) e a ionização química (IQ). O método da IQ envolve a mistura da amostra ( em torno de 10-4Torr ) com um gás reagente em alta pressão ( 1 Torr) na fonte de formação dos íons. Os gases reagentes, comumente usados, são: metano, isobutano e amônia. A mistura resultante submetida ao bombardeio eletrônico ioniza, inicialmente, algumas moléculas do gás reagente. Deste modo, usando o gás metano as espécies esperadas são, CH4+. e CH3+. Em alta pressão, colisões destas espécies e reações íon-molécula com o próprio gás reagente são comuns, levando a formação de íons secundários, com um pequeno excesso de energia interna:

CH4+. + CH4 ==> CH5+ + CH3 .
CH3+ + CH4 ==> C2H5+ + H2
Estes íons secundários, eventualmente, colidem com moléculas da amostra, resultando na ionização química das últimas. A ionização química é, comumente, devido a protonação, especialmente para compostos básicos:
M + CH5+ ==> ( M + 1 )+ + CH4
Os íons, quase-moleculares, são espécies com elétrons pares que tendem a ser mais estáveis do que os íons moleculares produzidos por IE. A combinação da energia mais baixa no processo de ionização, com esta maior estabilidade, indica que os íons quase-moleculares são, geralmente, pouco abundantes no espectro de IQ.
A interpretação destes espectros é com freqüência mais direta do que para o espectro de IE, desde que existam poucos íons fragmentados, os quais tendem a ser de maior significância. A quantidade da fragmentação pode ser mudada pela natureza do gás reagente. Em geral, tanto as faixas dos compostos protonados e o grau de fragmentação observado decrescem quando o gás reagente é mudado na ordem: metano > isobutano > amônia. Por exemplo,a amônia protonará fracamente moléculas básicas tais como álcoois e aminas

IONIZAÇÃO POR CAMPO ELÉTRICO
Na ionização por campo elétrico, a amostra, termicamente volátil, é introduzida no equipamento por três maneiras: a) evaporada diretamente a partir de um dispositivo injetor de amostras (probe); b) por um cromatógrafo ou c) por uma entrada de gás. Portanto, as moléculas em fase gasosa que passarem próximo ao emissor são ionizadas por tunelamento de elétrons. Este método fornece espectros simples e apresenta ótima eficiência para moléculas orgânicas pequenas e alguns compostos de frações originárias de petróleo.

IONIZAÇÃO DE SUPERFÍCIE

É freqüente o uso do termo ” ionização de superfície ” para designar o processo no qual a ionização ocorre a uma distância crítica de uma superfície. Métodos dependentes de superfícies, como desorção por campo (field desorption, FD), bombardeamento rápido por átomo (fast atom bombardment, FAB) e desorção por laser (laser desorption, LD) são, geralmente, descritos como métodos de ionização de superfície. Outro uso, mais restrito, do termo, “ionização de superfície” , interpreta a equação de Saha-Langmuir para explicar este processo (relatado no trabalho de Toshihiro Fujii, Eur. Mass Spectrom. 2, 91-114 (1996)).
Experimentalmente, um fluxo de M moléculas, provenientes de um feixe molecular, sofrem um efeito em uma superfície aquecida espalhalhando partículas neutras, Mo, positivas, M+, e negativas, M-. Considerando um estado estacionário, o fluxo de partículas que desorvem da superfície, (Mo + M+ ou M-) é igual ao das partículas M adsorventes na superfície a partir da fase gasosa. É relevante em trabalhos onde compostos orgânicos entram em contato com superfícies metálicas aquecidas (filamento de tungstênio ou rênio).

IONIZAÇÃO POR ELECTROSPRAY

Um método de ionização para a análise de proteínas, de polímeros sintéticos, ou complexos metálicos é o da ionização por electrospray (ESI). As amostras devem ser solúveis em solventes de baixo ponto de ebulição, como água, metanol, acetonitrila, e estáveis a baixas concentrações, em torno de 0,02 mols/L. Consiste em um sistema com uma agulha extremamente fina e uma série de colimadores. A solução, a ser analisada, é borrifada em uma câmara formando gotas com cargas. A medida que o solvente evapora resultam muitas moléculas com cargas que podem ser analisadas. É interessante observar que moléculas com cargas múltiplas, [M+nH]n+, podem ser formadas por este método.
Como é um método em que os íons são ionizados a pressão atmosférica, apresenta, também, uma relação com o método de Ionização Química a Pressão Atmosférica (APCI). Neste caso, um plasma é criado por uma agulha com descarga por efeito corona no final do capilar metálico, onde reações de transferência de prótons e pequenas fragmentações podem ocorrer de acordo com o solvente usado ( [M+H]+, [M+Na]+ e M+.).

A constante de equilíbrio
Considere a seguinte reação genérica: aA + bB <==> cC + dD. Chamaremos as velocidades das reações direta e inversa de V1 e V2, respectivamente. As equações que representam essas velocidades são:
V1 = K1 [A]a b
V2 = K2 [C]c [D]d
K1 e K2 são as constantes de velocidade, também chamadas constantes cinéticas, das reações direta e inversa, respectivamente. No equilíbrio dinâmico, temos que V1 = V2, ou seja: K1 [A]a b = K2 [C]c [D]d. Desta relação, resulta que Ke
Ke é a constante de equilíbrio, e seu valor só é constante a uma temperatura determinada. Variando-se a temperatura, o valor da constante se altera. A partir do valor de Ke, pode-se ter uma idéia do rendimento de uma reação: um valor grande de Ke indica um alto rendimento, já que, pela definição, Ke é a relação entre as concentrações dos produtos e as concentrações dos reagentes; logo, quanto maior o valor de Ke maior deverá ser o valor do numerador (produtos) em relação ao denominador (reagentes). Isto significa que a quantidade dos produtos formada no final da reação (equilíbrio) é superior à de reagentes remanescentes.

Equilíbrios ácido-base
A dissociação de ácidos fracos:
Sabemos que os ácidos fortes são aqueles que, em solução aquosa, têm praticamente 100% de suas moléculas dissociadas em íons. A porcentagem de moléculas não dissociadas é desprezível. Já os ácidos fracos não se dissociam totalmente. Assim, para estes últimos é possível calcular uma constante que irá relacionar a quantidade de moléculas dissociadas e a quantidade de moléculas não-dissociadas, quando o sistema atinge o equilíbrio. Essa constante de equilíbrio é chamada de constante de dissociação (Kd), e, como estamos tratando de ácidos, a chamaremos de Ka. No caso de ácidos fortes, não faz sentido esse tipo de relação, já que praticamente 100% de suas moléculas estão dissociadas.
A equação proposta por Arrhenius para a dissociação de um ácido HA é: HA(aq) <====> H+(aq) + A-(aq)
Já a equação proposta por Brönsted-Lowry enfatiza o fato do ácido transferir um próton para a água:
HA(aq) + H2O(l) <====> H3O+(aq) + A-(aq)
A condição desse equilíbrio é escrita como [H3O+][A-] / [HA][H2O]. No entanto, como a concentração de moléculas de água permanece constante, ou seja, não influi nos cálculos da equação HA <====> H+ + A-, o equilíbrio pode ser escrito como [H+][A-] / [HA]. Isto seria o mesmo que considerar o íon H3O+ apenas como H+ (que é a espécie que realmente importa), mas como não existe o próton na sua forma livre, devemos saber que H+ está sob a forma de H3O+. Portanto, a constante de dissociação (Ka) para um ácido fraco HA pode ser definida como:
Ka = [H+][A-] / [HA]
A força de um ácido, isto é, seu grau de ionização em solução, é indicada pela magnitude de sua constante de dissociação (Ka). Quanto mais fraco o ácido, menor será o valor de Ka. No caso de ácidos polipróticos, ou seja, ácidos que possuem mais de um hidrogênio ionizável, irão existir mais de uma constante de dissociação. Isto porque a ionização de um ácido poliprótico ocorre em etapas, e cada etapa terá um valor para Ka. Veja como exemplo o ácido sulfuroso:
H2SO3(aq) + H2O(l) <====> H3O+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1,3 x10-2
HSO3-(aq) + H2O(l) <====> H3O+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6,3 x 10-8

Podemos generalizar que a saída de um próton de um ácido poliprótico torna-se cada vez mais difícil, ou seja, o primeiro próton é liberado com mais facilidade em relação ao segundo e assim, sucessivamente (perceba que o valor de Ka diminui). Isto ocorre porque, com a saída do primeiro próton, a base conjugada tende a recapturar o próton cedido, simultaneamente à saída do segundo.

A dissociação de bases fracas:
A dissociação de uma base fraca em solução aquosa é semelhante à de um ácido fraco, exceto pelo fato de que a atenção é focalizada para a produção de íons OH-. Se considerarmos uma base fraca BOH qualquer, pela definição de Arrhenius a sua dissociação será escrita como:
BOH(aq) <====> B+(aq) + OH-(aq)
Já a equação proposta por Brönsted-Lowry enfatiza o fato da base agir como receptora de um próton da água:
BOH(aq) + H2O(l) <===> BH+(aq) + OH-(aq)
A condição do equilíbrio é escrita como [BH+][OH-] / [BOH]. Portanto, a constante de dissociação para uma base fraca BOH (chamamos de Kb) pode ser definida como:
Kb = [BH+][OH-] / [BOH]
Podemos abordar um caso interessante, envolvendo a substância amônia (NH3). À temperatura e pressão ambientes a amônia é um gás muito solúvel em água, com a qual forma uma solução básica. Acreditava-se, no passado, que a amônia reagia com a água formando uma base fraca de Arrhenius, de fórmula NH4OH (hidróxido de amônio). Apesar de hoje em dia ainda se considerar uma solução aquosa de amônia como hidróxido de amônio, sabe-se que moléculas NH4OH não existem, pois elas não só não podem ser isoladas como substância pura, como também pode ser demonstrado que estas moléculas não existem nem em solução. Por isso, a amônia é tratada como uma base de Brönsted-Lowry:
NH3(aq) + H2O(l) <==> NH4+(aq) + OH-(aq)
Para essa reação a condição do equilíbrio (Kb) é: [NH4+][OH-] / [NH3]

Definição geral de equilíbrio químico
Uma das razões pelas quais as propriedades de um sistema em equilíbrio são muito importantes é que todas as reações tendem a alcançar um equilíbrio. De fato, se permitirmos, todas as reações químicas atingem um estado de equilíbrio, embora isso nem sempre seja evidente. Às vezes dizemos que uma reação química foi “completada”, mas rigorosamente falando, não existem reações que consumam 100% dos reagentes. Todos os sistemas que reagem alcançam um estado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas quantidades de reagentes que estão sendo consumidos, até que seja quase impossível de se medir.
Considere a seguinte reação: CO2 (g) + H2 (g) ====> CO(g) + H2O(g)
Suponha que certa quantidade de CO2 e H2 estão contidas em um recipiente hermeticamente fechado e que disponhamos de um instrumento que nos permita acompanhar o desenvolvimento da reação. Após o início da reação, percebemos que as concentrações dos reagentes (CO2 e H2) diminuem e que as dos produtos (CO e H2O) aumentam. (Todas essas concentrações aumentam e diminuem na mesma proporção, já que a relação estequiométrica de todas as substâncias envolvidas, em razão mol por mol, é de 1:1).
Considerando que a reação se inicia no instante t0, as concentrações dos reagentes diminuíram e as dos produtos aumentaram. Veja, pelo gráfico, que as variações de concentração vão se tornando menos acentuadas desde o início da reação até o instante t3, em que o equilíbrio foi atingido. Isso significa que as velocidades de troca se tornam menores com o passar do tempo. No tempo t0 somente pode ocorrer a reação no sentido da formação dos produtos: A + B ===> C + D (reação direta). Entretanto, após certo tempo, quando significativa quantidade de produto já foi formada, pode se iniciar a reação no sentido contrário, ou seja, de se regenerar os reagentes: C + D ===> A + B (reação inversa). A velocidade da reação direta diminui com o tempo, devido ao decréscimo de reagentes (menor número de choques efetivos). Ao mesmo tempo, a velocidade da reação inversa aumenta, por causa do aumento da concentração dos produtos.
Finalmente, em t3, a velocidade da reação direta diminui e a da reação inversa aumenta, a ponto de se igualarem. A partir daí não há mais variação das concentrações de reagentes e produtos, uma vez que estes são formados e consumidos em velocidades iguais:
CO2 (g) + H2 (g) <====> CO(g) + H2O(g)

Autoria: Pedro Braz de Queiroz

Isomeria

A descoberta do fenômeno da isomeria, na primeira metade do século XIX, mostrou que as propriedades das substâncias químicas não dependem unicamente de sua composição, mas também do arranjo espacial dos átomos dentro da molécula.

Isomeria é o fenômeno relacionado à existência de dois ou mais compostos químicos com fórmulas e pesos moleculares idênticos, mas propriedades diferentes. Por ser menos freqüente nos compostos inorgânicos, é considerada uma qualidade própria das substâncias orgânicas. O grande número de combinações possíveis das longas cadeias de carbono favorece seu aparecimento. O conceito de isomeria envolve, portanto, aspectos relacionados com a posição dos átomos na molécula e a natureza das ligações atômicas. Um bom exemplo de isomeria é o dado pela fórmula C2H4O2, que se refere de uma só vez a três compostos diferentes.

História. Os primeiros isômeros identificados foram o fulminato de prata, preparado em 1824 pelo químico alemão Justus von Liebig, e o cianato de prata, preparado no ano seguinte por Friedrich Wöhler. Verificando que as fórmulas das duas moléculas eram idênticas (AgCNO), concluiu-se que o arranjo espacial dos átomos era diferente. Em 1830 o químico Berzelius observou que, na obtenção do ácido tartárico, originavam-se duas formas diferentes da mesma composição e formulou a primeira definição de isomeria, distinguindo-a da polimeria, que consiste no fenômeno da formação de substâncias compostas a partir da repetição de um determinado agrupamento chamado monômero.

Tipos de isomeria. Foram descritos dois tipos de isomeria: a estrutural e a espacial. A isomeria estrutural engloba todos os casos em que os isômeros são identificados por meio de suas fórmulas estruturais, com átomos ligados de maneira diferente. É classificada em isomeria de posição, de cadeia, de função e de compensação (metameria). Já a isomeria espacial abrange os casos em que os isômeros só podem ser identificados pelo desenvolvimento de sua fórmula espacial. É dividida em isomeria ótica e geométrica (cis-trans).

Isomeria de posição. Quando os isômeros pertencem à mesma função, possuem o mesmo tipo de cadeia carbônica, porém diferem quanto à posição relativa de um radical ligado à cadeia, a isomeria é denominada isomeria de posição. São exemplos as substâncias representadas pela fórmula C3H8O (não se considera o éter, que é de outra função).

Isomeria de cadeia. Quando os compostos pertencem à mesma função química, mas diferem quanto ao tipo de cadeia carbônica, diz-se que ocorre o fenômeno de isomeria de cadeia. As cadeias podem ser abertas ou fechadas e normais ou ramificadas. É o caso do propeno e do ciclopropano (fórmula C3H6).

O mesmo ocorre com o butano e o metil-propano ou isobutano.

Isomeria de função. Quando os compostos de mesma fórmula química possuem grupos funcionais diferentes, a isomeria é chamada de isomeria de função. Pode ocorrer entre aldeídos e cetonas.

Isomeria de compensação (ou metameria). Num caso particular da isomeria de posição, toma-se como referência a posição relativa de um heteroátomo ou de uma insaturação da cadeia. Os compostos de cadeia heterogênea, como os éteres ou ésteres, apresentam esse tipo de isomeria. Com a fórmula C4H10O, por exemplo, representam-se os éteres:

Tautomeria. Considerada um caso especial de isomeria de função, a tautomeria consiste no equilíbrio dinâmico entre dois isômeros. Um transforma-se no outro pela migração de um átomo de hidrogênio na molécula. É o caso, por exemplo, do aldeído acético e do álcool vinílico:

O álcool vinílico, apesar do nome, não é um álcool, porque apresenta a hidroxila presa a um carbono insaturado. Pertence a um grupo de compostos muito instáveis, chamados enóis. Uma pequena quantidade de aldeído se decompõe quando dissolvido em água, para dar origem ao álcool vinílico. Como essa substância é instável, também sofre decomposição e regenera o aldeído. Estabelece-se, assim, um equilíbrio dinâmico entre as duas.

Atingido o equilíbrio, as quantidades de cada isômero, chamado tautômero, se mantêm constantes. O aldeído acético é denominado forma estável ou aldeídica e o enol forma instável ou enólica. O fenômeno químico de transformação de um tautômero no outro recebe o nome de tautomerização, e a solução que contém as duas substâncias é chamada de mistura aleótropa. A tautomeria está dividida em desmotropina, na qual os tautômeros são isoláveis, e pseudomeria, quando não o são.

Isomeria óptica. Se os compostos têm a mesma fórmula estrutural e apresentam atividade óptica diferente (capacidade de desviar o plano da luz polarizada), a isomeria é denominada óptica. Os isômeros ópticos são pares de substâncias simétricas uma em relação à outra (como a mão direita e a esquerda). Cada uma delas gira o plano da luz polarizada num sentido. Esse fenômeno é característico dos compostos que apresentam um átomo de carbono assimétrico (ligado a quatro radicais ou átomos diferentes entre si). As substâncias que desviam o plano da luz para a direita são chamadas de dextrógiras (representadas pelo sinal +) e as que desviam para a esquerda, levógiras (representadas pelo sinal -). A atividade óptica é a única propriedade física que diferencia esses compostos, chamados isômeros ópticos, enantiômeros ou antípodas ópticos.

Isomeria geométrica. Também conhecida como isomeria cis-trans, a isomeria geométrica ocorre em compostos em que há uma rigidez na estrutura molecular. Essa rigidez está quase sempre associada à presença de uma dupla ligação ou de anéis de átomos na substância. Na maioria dos compostos em que dois carbonos estão ligados por uma dupla ligação, cada um deles também faz ligações simples com dois outros átomos (ou grupos de átomos), que podem diferir entre si. Os dois átomos de carbono e os quatro átomos, ou grupos de átomos, diretamente ligados a eles estão presos num mesmo plano pela dupla ligação. Existem portanto dois arranjos diferentes: um, chamado cis, em que os dois átomos ou grupos idênticos estão do mesmo lado da dupla ligação, e outro, chamado trans, em que estão em lados opostos.

Em cada par, o isômero cis difere do trans tanto física quanto quimicamente.

No 2-buteno, por exemplo, verifica-se que os dois grupamentos metil (CH3) ligados a carbonos diferentes podem estar do mesmo lado da dupla ligação. Nesse caso, o nome completo do isômero é cis-2-buteno. Quando o grupamento está em lados opostos, o isômero é chamado trans.

Para cada dupla ligação, podem existir dois isômeros geométricos. Quando há n duplas ligações, o número de isômeros geométricos possíveis é 2n.

Podem apresentar isomeria do tipo cis-trans todos os compostos com duplas ligações do tipo C=C ou C=X, ou ainda X=X, tendo X número de oxidação superior a 2, como o nitrogênio, por exemplo. Em compostos cíclicos, pode-se considerar que o anel divide o espaço em dois planos. Assim, os radicais estão localizados no mesmo plano ou em planos opostos

©Encyclopaedia Britannica do Brasil Publicações Ltda.

Autoria: Davi Fraga da Silva

Isomeria em compostos orgânicos

Considerações Preliminares
Isômeros são compostos totalmente diferentes, com propriedades diferentes, que apresentam a mesma formula molecular. Compostos como o butano e 2-metil-propano possuem a mesma fórmula molecular, C4H10 , porém fórmulas estruturais diferentes.

Isômeros Estruturais
Nos isômeros estruturais, há diferenciação na ordem na qual os átomos estão ligados. Especificamente, o butano é um alcano de “cadeia linear”, enquanto o 2-metilpropano possui uma cadeia de carbonos ramificada.

Isomeria estrutural é comum entre todos os tipos de compostos orgânicos. Veja os seguintes exemplos:

1. Os três isômeros estruturais do alceno C4H8:

2. Os dois isômeros estruturais do álcool de três carbonos C3H7OH:

3. Os dois isômeros estruturais, éter dimetílico e álcool etílico, ambos com a fórmula molecular C2H6O:

Isômeros Geométricos
Como sabemos, há três isômeros estruturais para o alceno C4H8. Você poderá ficar surpreso ao descobrir que existem, na realidade, quatro alcenos diferentes com esta fórmula molecular. O composto “extra” surge devido a um fenômeno denominado isomerismo geométrico. Veja os dois 2-butenos diferentes:

No isômero cis, os dois grupos CH3 (ou os dois átomos H) estão o mais próximo possível um do outro. No isômero trans, os dois grupos idênticos estão o mais afastado possível (em posições contrárias). As duas formas existem porque não há rotação livre em torno da ligação dupla carbono-carbono. A situação, neste caso, é análoga à que ocorre entre isômeros cis-trans de complexos quadrado-planos. Em ambos os casos, a diferença em geometria é responsável pelo isomerismo; os átomos estão ligados entre si do mesmo modo.

Isomerismo geométrico, ou cis-trans é muito comum entre alcenos. De fato, ele ocorre com todos os alcenos, exceto com aqueles nos quais estão ligados dois átomos ou grupos idênticos a um dos carbonos de ligação dupla. Portanto, 2-buteno possui isômeros cis e trans, enquanto isobutileno e 1-buteno não apresentam este isomerismo.

Isomerismo Ótico
O isomerismo ótico ocorre devido à natureza tetraédrica da ligação em torno do átomo de carbono. Ele ocorre quando pelo menos um átomo de carbono na molécula está ligado a quatro grupos ou átomos diferentes. Veja, por exemplo, o derivado do metano, CHClBrI. Como sabemos, há duas formas diferentes desta molécula, que são imagens espelhos uma da outra. As imagens espelhos não são sobreponíveis; isto é, você não pode colocar uma molécula sobre a outra de tal modo que os grupos idênticos se toquem. Neste sentido, os dois isômeros parecem-se com luvas de mão-direita e luvas de mão-esquerda. Isômeros óticos diferenciam-se dos isômeros geométricos pelo fato de que os isômeros geométricos não são imagens de espelho um do outro.

Um átomo de carbono com quatro grupos ou átomos diferentes ligados a ele é denominado um quiral. Esses átomos também são denominados assimétricos. Uma molécula que contenha este carbono apresenta isomerismo ótico. Ela existe sob duas formas diferentes que são imagens especulares não-sobreponíveis. Essas formas são conhecidas como isômeros óticos ou enantiômeros. As moléculas podem conter mais de um carbono quiral, e, neste caso, podem existir mais de dois enantiômeros.

O termo isomerismo ótico é devido ao efeito que os enantiômeros exercem sobre a luz plano-polarizada, com a que é produzida por uma lente Polaróide. Quando essa luz é passada por uma solução que contém um único enantiômero, o plano é desviado de sua posição original. Um isômero o desvia para a direita (sentido dos ponteiros do relógio), e o outro o desvia para a esquerda (sentido anti-horário). Se ambos os isômeros estiverem presentes em quantidades iguais, obtemos o que é conhecido como uma mistura racêmica. Neste caso, as duas rotações cancelam-se e não há efeito na luz plano-polarizada.

Os enantiômeros, de um modo geral, são muito assemelhados em suas propriedades físicas e químicas. Por exemplo, as duas formas do ácido lático possuem o mesmo ponto de fusão (52 ºC), densidade (1,25 g/ml) e constante de dissociação ácida (Ka = 1,4×10-4). Incrível, não acha?

Por outro lado os enantiômeros diferenciam-se freqüentemente em sua atividade fisiológica. Isto foi descoberto por Louis Pasteur, o pai da bioquímica moderna. Trabalhando com uma mistura de isômeros óticos do ácido lático, ele descobriu que apenas ocorria crescimento de mofo com o enantiômero II. Aparentemente o mofo era incapaz de metabolizar o enantiômero I. Um exemplo mais moderno deste tipo envolve anfetamina, utilizada ilegalmente como “doping”. A anfetamina consiste em dois enantiômeros:

O enantiômero I, denominado Dexedrina, é, de longe, o estimulante mais forte. Ele é cerca de quatro vezes mais ativo do que a Benzedrina, a mistura racêmica (igual) dos dois isômeros. Viu só?

Resumindo
Isomeria é comum entre moléculas orgânicas. Os isômeros possuem a mesma fórmula molecular, porém diferem em suas estruturas e propriedades. Foram considerados na abordagem de isomeria nos compostos orgânicos dois tipos de isomeria:

– Geométrica: cuja principal diferença entre os isômeros é quanto ao tipo de ligação entre os átomos.

– Ótica: cuja principal diferença entre os isômeros consiste em moléculas não-superponíveis

Autoria: Rafaela Neves Freitas

Isótopos

As bombas atômicas, cujo princípio se baseia nas gigantescas quantidades de energia desprendidas durante as reações de fissão nuclear, utilizam como matéria-prima o isótopo 235 do urânio.

Isótopos são átomos de um mesmo elemento que diferem entre si quanto ao número de massa (quantidade de prótons e nêutrons no núcleo), motivo pelo qual apresentam propriedades físicas diferentes, mas comportamentos químicos semelhantes.

Considerações gerais. De acordo com a teoria atômica proposta por John Dalton, no século XIX, e desenvolvida, ao longo do século XX, com o auxílio da mecânica quântica, os átomos possuem duas regiões com propriedades bem diferenciadas. A primeira delas é formada de um núcleo pequeno se comparado ao volume atômico, com elevada densidade eletrônica e constituída de partículas denominadas prótons (carregadas positivamente) e nêutrons (eletricamente neutros). A constituição do núcleo atômico confere a um elemento suas propriedades físicas específicas. O núcleo é envolvido por elétrons, partículas elementares de carga negativa, distribuídos em orbitais com níveis energéticos distintos. A configuração eletrônica confere ao elemento suas propriedades químicas particulares.

Um elemento é primeiramente identificado pelo número de prótons existentes em seu núcleo (número atômico), mas nem todos os átomos de um mesmo elemento apresentam o mesmo número de nêutrons. Essa variação é, precisamente, o que distingue os isótopos.

História. A primeira evidência de que duas substâncias com as mesmas propriedades químicas não apresentam, obrigatoriamente, características físicas idênticas resultaram do estudo da radioatividade dos elementos pesados. Em 1906 e 1907, vários pesquisadores mostraram que a mistura de iônio e tório não podia ser separada por nenhum processo químico. Pelo critério da indistinguibilidade química, comprovou-se que a mistura era na verdade composta de duas espécies radioativas do mesmo elemento: tório 230 (iônio) e tório 232.

O termo isótopo foi criado em 1913 pelo químico inglês Frederick Soddy para designar as diferentes espécies do mesmo elemento. Pouco tempo depois, surgiram indicações de que a isotopia poderia existir também no grupo dos elementos estáveis. Em 1919, Francis Aston provou que o neônio consistia, principalmente, de duas espécies atômicas. Seguiu-se a descoberta de que o cloro tinha dois isótopos, e logo ficou claro que a maioria dos elementos consiste de uma mistura de isótopos. A invenção das pilhas atômicas para reações nucleares e dos aceleradores de partículas abriu a possibilidade de obter isótopos de quase todos os elementos químicos conhecidos. Na maioria dos casos, esses isótopos são artificiais e se desintegram espontaneamente, por processos radioativos, para dar origem a isótopos estáveis do mesmo elemento.

Abundância isotópica. Na natureza, quase todos os elementos químicos presentes em substâncias minerais e na atmosfera são compostos de vários isótopos. O hidrogênio, por exemplo, o átomo mais simples do ponto de vista estrutural, apresenta-se com três isótopos distintos: o hidrogênio propriamente dito, de massa 1 uma (unidade de massa atômica), com abundância superior a 99%; o deutério, com 2 uma, constituinte da água pesada, empregada na refrigeração de reatores nucleares; e o trítio, com 3 uma, instável e radioativo. Entre os halogênios, o bromo é uma combinação praticamente eqüitativa de seus isótopos 79 e 81, enquanto o flúor apresenta uma única variedade isotópica. Os isótopos de urânio desempenham um papel fundamental em todos os processos nucleares e radioativos. De modo geral, para cada elemento, a proporção de isótopos é fixa, independentemente de seu estado físico.

Aplicações. Os isótopos têm inúmeras aplicações na medicina, na indústria e na pesquisa científica. O isótopos radioativos são comprovadamente eficazes como traçadores em alguns métodos de diagnósticos. Por serem quimicamente idênticos aos isótopos estáveis, tomam seu lugar nos processos fisiológicos e podem ser detectados com equipamentos como o espectrômetro de raios gama.

O iodo 131 se emprega para avaliar, por exemplo, a atividade da glândula tireóide, onde o isótopo se acumula. Usa-se o fósforo 32 para identificar tumores malignos, porque as células cancerosas tendem a acumular fosfatos em quantidade maior do que as células normais. Isótopos radioativos como o cobalto 60 e o césio 137 são usados no tratamento do câncer, para minimizar os prejuízos causados a células vizinhas aos tumores.

Entre as aplicações industriais dos radioisótopos, a mais importante é a geração de energia a partir da fissão nuclear do urânio, nos reatores nucleares. Os isótopos radioativos também podem ser usados para medir a espessura de lâminas plásticas e metálicas e para induzir mutações genéticas em plantas, com a finalidade de obter espécies vegetais mais resistentes. A pesquisa geológica e arqueológica fez sensíveis progressos com a utilização de técnicas de datação radiométrica, principalmente com o carbono 14, que ajudou a reconstituir a seqüência de eventos pré-históricos e históricos e a determinar a idade de fósseis e restos arqueológicos.

©Encyclopaedia Britannica do Brasil Publicações Ltda.

Autoria: Luis Felipe

Isótopos, Isóbaros e Isótonos

A descoberta dos isótopos:

1913 – J.J. Thomson observou que gases quimicamente puros apresentam valores distintos para a relação carga/massa(q/m) e que para um mesmo gás essa relação é constante.
Aperfeiçoando as técnicas de medição, Thomson observou um fato notável: o neônio, um gás de massa 20,2, comportava-se como uma mistura de gases de massas 20 e 22, pois apareciam desvios diferentes no tubo de descargas. Como a carga (q) do neônio é constante, Thomson deduziu que esse gás quimicamente puro é constituído por átomos de mesma carga, porém de massa diferentes.

1919 – Em 1919, o cientista inglês Francis Willian Aston (1877-1945) aperfeiçoou a aparelhagem de Thomson, de quem foi discípulo, inventando o primeiro espetrógrafo de massa. Com esse aparelho, Aston demonstrou com maior clareza a existência de átomos de um mesmo elemento, com massas diferentes, deixando claro o fato de o neônio ser formado de átomos quimicamente iguais, porém com massas diferentes. Tais formas de um elemento foram denominadas pelo cientista inglês Frederick Soddy (1877-1956) de isótopos, do grego isso=mesmo; topos=lugar.

Isotopia:

Isotopia é o fenômeno segundo o qual átomos de diferentes números de massa constituem o mesmo elemento químico.

Assim sendo, dizemos que:

Isótopos são átomos de um mesmo elemento que apresentam o mesmo numero atômico e diferentes números de massa.

O nome do isótopo é dado pelo nome do elemento a que pertence, seguido do respectivo número de massa.

Isobaria:

Isobaria é o fenômeno segundo o qual átomos diferentes apresentam o mesmo numero de massa.

Assim dizemos que:

Isóbaros são átomos de elementos distintos que apresentam o mesmo numero de massa e diferentes números atômicos

Isotonia:

Isotonia é o fenômeno segundo o qual átomos diferentes tem o mesmo numero de nêutrons.

Assim dizemos que:

Isóbaros são átomos de elementos químicos distintos que apresentam diferentes números atômicos, diferentes números de massa e mesmo numero de nêutrons.

Conclusão
Conclui-se que os átomos isóbaros são os átomos de diferentes elementos químicos, porém massa igual. Isótopos são do mesmo elemento químico, porém tem numero de massa diferente. Isótonos são de diferentes elementos químicos e diferente numero de massa, mas tem número de nêutrons iguais.Ou seja:

Isótoposà prótons iguais
Isóbarosàmassas iguais
Isótonosànêutrons iguais

Autoria: Adriana Zunino

Kekulé foi aclamado, na sua época, como um dos melhores professores de Química do mundo. Porém, atualmente, ele é mais reconhecido por suas explicações sobre como os átomos se ligam, pela noção de valência (1858) e, principalmente, por ter resolvido um dos problemas teóricos que mais desafiaram os cientistas, em meados do século passado: a estrutura do benzeno.
Em 1865, ele propôs uma fórmula estrutural satisfatória para o benzeno, o que foi conseguido através de um sonho, depois de muito tempo estudando o assunto.
O texto a seguir foi extraído de um discurso feito por Kekulé na prefeitura de Berlim, em 1890, em comemoração ao 25º aniversário do anúncio da fórmula do benzeno:
Vocês estão celebrando o jubileu da teoria do benzeno. Eu devo, antes de tudo, falar-lhes que, para mim, a teoria do benzeno foi somente uma conseqüência, e uma conseqüência muito óbvia das idéias que eu formava sobre as valências dos átomos e da natureza de suas ligações; as idéias, portanto, as quais nós hoje chamamos de teoria da valência e estrutural. O que mais eu poderia ter feito com as valências não utilizadas? Durante minha estada em Londres, eu residi em Clapham Road… Freqüentemente, no entanto, passava as noites com meu amigo Hugo Mueller… Nós conversávamos sobre muitas coisas, mas, com mais freqüência, de nossa amada química. Em um agradável anoitecer de verão, estava retornando no último ônibus, sentado do lado de fora, como de costume, trafegando pelas ruas desertas da cidade… Eu caí em devaneio, e vejam só, os átomos estavam saltando diante dos meus olhos! Até agora, sempre que esses seres diminutos haviam aparecido para mim, estavam sempre em movimento; mas até aquele momento eu não fora capaz de perceber a natureza de seus movimentos. Agora, entretanto, eu via como, freqüentemente, dois átomos menores uniam-se para formar um par; como um maior abraçava os outros dois menores; como outros ainda maiores retinham três ou mesmo quatro dos menores; enquanto o conjunto mantinha-se girando em uma dança vertiginosa. Vi como os maiores formavam uma cadeia, arrastando os menores atrás de si, mas somente nos finais da cadeia… O grito do motorista: “Clapham Road” acordou-me do sonho; mas passei uma parte da noite colocando no papel pelo menos o esboço dessas formas de sonho. Essa foi a origem da “teoria estrutural”.
Algo semelhante aconteceu com a teoria do benzeno. Durante minha estada em Ghent, morava em elegantes aposentos de solteiro na via principal. Meu escritório, no entanto, tinha frente para um beco estreito e nenhuma luz do dia penetrava nele… Estava sentado escrevendo mau livro didático, mas o trabalho não progredia; meus pensamentos estavam em outro lugar. Virei minha cadeira para o fogo e cachilei. Novamente os átomos estavam saltando diante dos meus olhos. Nessa hora, os grupos menores mantinham-se modestamente no fundo. Meu olho mental, que se tornara mais aguçado pelas visões repetidas do mesmo tipo, podia agora distinguir estruturas maiores de conformações múltiplas: fileiras longas, às vezes mais apertadas, todas juntas, emparelhadas e entrelaçadas em movimento como o de uma cobra. Mas veja! O que era aquilo? Uma das cobras havia agarrado sua própria cauda, e essa forma girava zombeteiramente diante dos meus olhos. Acordei como se por um raio de luz; e então, também passei o resto da noite desenvolvendo as conseqüências da hipótese. (Benfey, journal of Chemical Education, vol.35, 1958, p.21).

Extraído do livro de Química,
João Usberco e José Salvador

Autoria: Alanderson F.

INTRODUÇÃO

Este trabalho nos mostra as Leis das Combinações Químicas e como o estudo da química como ‘ciência’ começou com estas leis.
Iremos ver seus autores, o que as leis dizem e suas conseqüências.
Veremos como as Leis das Combinações Químicas mostrou a existência de certas relações matemáticas entre as quantidades massas e volumes.

LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS

O estudo das leis das combinações químicas mostrou a existência de certas relações matemáticas entre as quantidades (massas e volumes) das substâncias participantes da reação. Estas relações começaram a ser observadas no fim do século XVIII e constituem as chamadas leis das combinações químicas. As relações entre as massas das substâncias participantes das reações constituem as chamadas leis ponderais e as relações entre os volumes constituem as chamadas leis volumétricas. Com os conhecimentos atuais as leis das combinações químicas são evidentes; as fórmulas das substâncias e as equações das reações evidenciam claramente os enunciados das leis. Contudo, na época em que foram enunciadas não havia sido estabelecida a teoria atômico-molecular de Dalton-Avogadro, portanto, não haviam sido estabelecidos os conceitos químicos de átomo, molécula, massa atômica massa molecular, como também não eram conhecidas as fórmulas moleculares das substâncias e conseqüentemente as reações ainda não eram equacionadas como hoje em dia. Tudo isto surgiu depois de estabelecida a teoria atômico-molecular de Dalton-Avogadro, teoria estabelecida justamente para explicar as leis das combinações químicas. Podemos dizer que o estudo da química como ciência começou com as leis das combinações químicas.

LEI DE LAVOISIER

Nome: Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação da Massa ou da conservação da matéria.

Autor: Antoine Laurent de Lavoisier (1743 – 1794): Químico francês, cognominado o Pai da Química.
Ainda jovem trocou o estudo de Advocacia pelo das ciências físicas, e aos 25 anos de idade era membro da Academia de Artes e Ciência de Paris.
Inicialmente poucos cientistas apoiaram suas idéias, porém não para que se tornasse um eminente sábio. Por ser membro da ‘‘Ferme Genérale’’, que arrecadavam imposto sobre tabaco, sal e importações, durante a revolução francesa, foi acusado de traição e decapitado.

Enunciado da Lei: “Numa reação química que ocorre em ambiente fechado, a massa total antes da reação é igual à massa total após a reação”.
Ou, então:
“A massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”.
Ou, na sua forma mais conhecida:
“Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.

Demonstração: A maneira clássica de comprovar a Lei de Lavoisier é usar um tubo de vidro bifurcado, como mostra a figura abaixo; no ramo A, é colocado uma solução aquosa (incolor) de NaCl; no ramo B, é colocada uma solução aquosa (também incolor) de AgNO3. O tubo de vidro é fechado hermeticamente e pesado com a máxima precisão.

A seguir, viramos o tubo de vidro, como indica a figura abaixo; as soluções A e B se juntam, produzindo a reação:

NaCL+AgNO3 _______________________ AgCL+ NaNO3

Que é constatada pelo aparecimento de um precipitado branco (AgCl). Pois bem, pensando novamente o tubo de vidro, vamos constatar que a massa final è igual à massa inicial, apesar da reação quìmica ocorrida.

Desdobramento e/ou conseqüência: Outra maneira simples de comprovar a Lei de Lavoisier é com auxílio de uma lâmpada de flash do tipo descartável usada em fotografias. Esta experiência você mesmo poderá fazer: pese a lâmpada antes e depois de usada, e verá que a massa é a mesma. O que acontece com uma lâmpada de flash? Inicialmente, ela contém fios de metal magnésio (Mg) e gás oxigênio (O2); ao ´´dispararmos“ a máquina fotográfica; a lâmpada ´´acende“ devido a reação de 2Mg + O2 2MgO; podemos, então, ver a lâmpada esbranquiçada, devido ao MgO, que é um pó branco. O ´´peso“ da lâmpada, entretanto, não mudou.
Como a teoria atômica explica este fato?
De um modo muito simples. Durante a reação, ocorre apenas uma reunião entre os átomos de magnésio e oxigênio:

+

Mg O MgO
Considerando que os átomos existentes antes da reação, continuam existindo após a reação, a massa total não poderá mudar. É fácil perceber como a idéia de átomos ia obrigando o aparecimento de símbolos, fórmulas e equações químicas.
Exercícios Resolvidos: 1º) A reação entre 23g de álcool etílico e 48g de oxigênio, produziu 27g de água, ao lado de gás carbônico. Qual a massa de gás carbônico obtido?
Resolução:
Álcool etílico + oxigênio______água + gás carbônico 23g + 48g 27g + m

De acordo com a lei da conservação da massa, temos:

23g + 48g = 27g + m # m = 44g

Respostas: 44g de gás carbônico.
2º) Com base na reação:
metano + oxigênio gás carbônico + água
(2x – 6)g (4x + 8)g (5x – 6)g 3x + 6 g
2
Determinar o valor de x:

Resolução:
De acordo com a lei da conservação da massa, temos:
2x – 6 + 4x + 8 = 5x – 6 + 3x + 6 x = 10
2
Resposta: 10

3º) Sabendo-se que 3,40g de nitrato de prata reagem com 1,17g de cloreto de sódio, dando 2,87g de cloreto de prata e 1,70g de nitrato de sódio. Numa segunda experiência, 1,50g de nitrato de prata foi adicionado a 0,351g de cloreto de sódio, dando 0,861g de cloreto de prata, 0,51g de nitrato de sódio e 0,48g de nitrato de prata em excesso. Demonstrar que os resultados estão de acordo com a Lei de Lavoisier sem usar fórmulas nem equações químicas. Usando apenas os dados do problema.
Resolução: 1ª experiência: 3,40 + 1,17 = 2,87 + 1,70 = 4,57g. 2ª experiência: 1,50 + 0,351 = 0,861 + 0,48 = 1,851g.

LEI DE PROUST

Nome: Lei de Proust, também chamada lei das proporções Constantes, ou das Proporções Fixas, ou das Proporções Invariáveis, ou das Proporções Definidas.

Autor: Joseph Louis Proust, em 1799, através da análise de substâncias puras, determinou que sua composição em massa era constante independentemente de seu processo de obtenção.

Enunciado da Lei: “Uma determinada substância pura, qualquer que seja sua origem, é sempre formada pelos mesmos elementos químicos, combinados na mesma proporção em massa”.

Demonstração: Fazendo a reação A + B C + D
Usando as massas mA e mB, obtendo mC e mD e posteriormente usando as massas mA + mB, obtendo mC em mD a Lei de Proust diz que:

mA mB mC mD
mA = mB = mC = mD

Vamos imaginar várias amostras de água (água de chuva, água do rio, água de um lago, água produzida artificialmente num laboratório, etc.) vamos purificar a água; e vamos demonstrar a água, com auxílio de calor, eletricidade, etc, de modo a separar o hidrogênio do oxigênio. Pesando todas as substâncias, iremos chegar, por exemplo, à seguinte tabela:

Massa inicial da água (gramas) Massa do hidrogênio obtida (gramas) Massa do oxigênio obtida (gramas)
1.ª experiência 90 10 80
2.ª experiência 36 4 32
3.ª experiência 2,7 0,3 2,4
4.ª experiência 450 50 400
Apesar das massas mudarem, a proporção é sempre 9

1

8

Ou, em linguagem matemática:
H = 10 = 4 = 0,3 = 50
O 80 32 2,4 400
Todas as frações são iguais, pois as simplificando dá sempre 1.
8
Desdobramento e/ou conseqüência: A água, qualquer que seja sua origem, é sempre formada por H e O, e estes, por sua vez, sempre combinados na proporção de 1:8 em massa.
É interessante notar que na própria fórmula da água, que usamos hoje em dia (H2O) está implícita água, que usamos a proporção 1:8. De fato, considerando as massas atômicas H = 1 e O = 16, temos: H2O correspondente a 2g H para 16g O, que simplificada nos dá 1:8. Não podemos nos esquecer, porém, que em ordem cronológica, primeiro foi descoberta a proporção 1:8 em laboratório e depois surgiu a fórmula H2O, exatamente em decorrência daquela proporção.
Como a Teoria Atômica explica a Lei de Proust?
De um modo muito simples: admitindo que os átomos se unem em proporção, bem definidos para formar as substâncias químicas. Hoje sabemos que na água, os átomos estão sempre reunidos na proporção de dois átomos de hidrogênio para cada um átomo de oxigênio.

+

mH mO

Duplicando-se a quantidade de água, teremos:

+

2mH 2mO

Agora a proporção entre as massas de hidrogênio e oxigênio é 2mH/2mO, mas após a simplificação, recairemos na proporção anterior, mH/mO.

1ª conseqüência: Composição centesimal de uma substância
Composição centesimal de uma substância são as porcentagens em massa dos elementos formadores dessa substância.
O cálculo da composição centesimal é um simples cálculo aritmético de porcentagens, baseado na lei de Proust. No exemplo da água:

Para o 9g água 8g oxigênio
Hidrogênio 100g água x g oxigênio x = 11,11% H

Para o 9g água 8g oxigênio
Oxigênio 100g água y g oxigênio y = 88,88% O

Em decorrência de Lei de Proust, dizemos, então, que a água tem composição centesimal fixa ou constante, a saber: 11,11% de hidrogênio e 88,88% de oxigênio (porcentagem em massa).

2ª conseqüência: Cálculo estequiométrico
Cálculo estequiométrico é o cálculo pelo qual prevemos as quantidades das substâncias que participarão de uma reação química. Com o exemplo da reação do ácido clorídrico com o hidróxido de sódio, poderemos calcular a massa de cloreto de sódio que se formará numa terceira experiência, digamos, por exemplo, a partir de 14,6g de ácido clorídrico. Com o auxílio de uma regra de três, temos:

Na 1ª exp.: 2,92g de HCl 4,68g de NaCl x = 23, 4g de NaCl
Na nova exp.: 14,6g de HCl x g de NaCl
Note que essa regra de três só é possível porque a proporção entre as massas de HCl e NaCl permanece constante, conforme nos diz a Lei de Proust.

Exercícios Resolvidos: 1º) 6g de carbono reagem totalmente com 2g de hidrogênio, produzindo metano. Determinar a composição centesimal do metano.

6g = 8g x = 75g
x 100g

2g = 8g y = 25g
y 100g
Então, em 100g de metano existem 75g de carbono e 25g de hidrogênio.
Resposta: 75% de carbono e 25% de hidrogênio.

2º) Fez-se uma experiência adicionando 100g de cloro a 100g de sódio; foram obtidos 164,8 gramas de cloreto de sódio permanecendo 35,2 gramas de sódio em excesso. Por outro lado consultando-se uma tabela de composições centesimais em peso encontra-se para o cloreto de sódio 39,32% de Na e 60,68% de Cl. Demonstrar que o resultado experimental e o da tabela estão de acordo com a lei de Proust.
Resolução: Pela experiência conclui-se que 64,8 gramas de sódio se combinaram com 100 gramas de cloro dando 164,8 gramas de cloreto de sódio; a relação entre as massas das substâncias foi de 64,8:100:164,8. Pelo resultado da tabela conclui-se que 39,32 gramas de sódio se combinaram com 60,68 gramas de cloro dando 100 gramas de cloreto de sódio; a relação entre as massas das substâncias é portanto 39,32:60,68:100. Matematicamente as duas relações são iguais, de acordo, portanto com a lei de Proust:

64,8 = 100 = 164,8
39,32 60,68 100
3º) Em uma experiência adicionou-se 6g de cálcio a 25g de bromo, são obtidos 20g de brometo de cálcio com um excesso de 1g de bromo. Numa segunda experiência são adicionados 20g de cálcio a 64g de bromo, foram obtidos 80g de brometo de cálcio com 4g de cálcio em excesso. Demonstrar se os resultados estão de acordo com a lei de Proust.
Resolução:
Massa do cálcio que reagiu na 1ª Exp. = 6g
Massa do bromo que reagiu na 2ª Exp. = 25 – 1 = 24g

m do cálcio 6 1
m do bromo = 24 = 4
massa do cálcio que reagiu na 2ª Exp. = 20 – 4 = 16g
massa do bromo que reagiu na 2ª Exp. = 64g

m do cálcio 16 1
m do bromo = 64 = 4

A razão 1 comprova a Lei de Proust.
4
Temos que descontar as massas em excesso, pois elas estão em excesso é porque não reagiram.
LEI DE DALTON

Nome: Lei de Dalton também chamada Lei das Proporções Múltiplas

Autor: Jonh Dalton (1766 – 1844). Depois de Berzelius ter esclarecido que duas ou mais substâncias podem combinar-se em proporções diferentes, com a condição de darem compostos diferentes, Dalton estudando estas proporções notou que se fosse fixada a massa de uma das substâncias as massas da outras guardavam entre si uma relação expressa por números inteiros e pequenos (1, 2, 3, …). Relação expressa por números inteiros e pequenos chama-se relação simples. Em 1803 Dalton enunciou uma lei chamada lei das proporções múltiplas. Em 1808, propôs uma teoria denominada Teoria Atômica, que possibilitou o entendimento desses resultados experimentais em nível “microscópico”.

Enunciado da Lei: “Quando dois elementos químicos formam vários compostos, fixando-se a massa de um dos elementos, a massa do outro elemento varia numa proporção de números inteiros e, em geral, pequenos”.

Demonstração: Sejam m1, m2, m3,… as massas de B que se combinam com massa fixa m de A, dando os compostos X, Y, Z,… Representando por a, b, c, … números inteiros e pequenos:

A + B X
m m1 m1 = m2 = m3
a b c
A + B Y
m m2
a : b : c

A + B Z relação simples
m m3

Por exemplo:

ou

ou Podem formar
+ dois
compostos

+ 1° composto
(Anidrido
Sulfuroso)

+ 2° composto
(Anidrido
Sulfúrico)

Notem que, com a massa fixa (10g) de enxofre, ora reagem 10g de oxigênio, ora 15g de oxigênio. Pois bem, a proporção 10/15, simplificada, dá 2/3 que é uma proporção de números inteiros e pequenos, como diz a lei de Dalton.

enxofre oxigênio

Anidrido
Sulfuroso

Anidrido
Sulfúrico

Com um átomo (massa fixa) de enxofre, ora reagem dois átomos, ora reagem três átomos de oxigênio, conseqüentemente, as quantidades (massas) de oxigênio irão formar a proporção 2/3.
Generalizando, podemos afirmar que isto irá acontecer em qualquer outro exemplo. De fato, a Teoria Atômica ao confirmar que “o átomo é indivisível” está dizendo, em outras palavras que, em qualquer composto, o número de qualquer elemento deve ser número inteiro; portanto, se os números de átomos de oxigênio não fossem 2 e 3, poderiam ser, por exemplo, 2 e 5, ou 3 e 4, etc, mas sempre teríamos uma proporção de números inteiros.

Desdobramento e/ou conseqüência: Observe, também, que as fórmulas usadas, hoje em dia, obedecem a esta idéia:

Anidrido Sulfuroso S [1] O [2]

Anidrido Sulfúrico S [1] O [3]

Quantidade fixa de enxofre (S [1])

Quantidade de oxigênio na proporção 2/3 (O [3])

Exercícios Resolvidos: 1º) Num dos óxidos de carbono existe 0,30g de carbono para 0,40g de oxigênio. No outro óxido existe 0,24g de carbono para 0,64g de oxigênio Dizer se esses resultados estão de acordo com a Lei de Dalton.
Resposta: Sim, pois, fixando-se o carbono, massas de oxigênio ficarão na proporção 1:2.

2º) Se haver dois óxidos de enxofre contendo respectivamente 50% e 40% em massa de enxofre. Pergunta-se, se os dados estarão de acordo com a Lei de Dalton.
Resposta: Sim, pois, fixando-se o enxofre, as massas de oxigênio ficarão na proporção 2:3.

3º) Descobrir os números de prótons, de nêutrons e de elétrons do átomo de carbono que apresenta Z = 6 e A = 13.
Resolução:
Como Z = P e A = P + h, podemos escrever que N = A – Z:

A = P A = P + n} n = A – Z
A = P + n A = Z + n}

Observando os cálculos acima, você pode notar que o número de nêutrons é dado pela diferença entre o número de massa e o número atômico.
Como o átomo é eletricamente neutro, o número de prótons é sempre igual o número de elétrons.
Assim: P = número de prótons} = P = E
E = número de elétrons}
Desse modo, temos:

Z = 6 Z = P P= 6 n = A – Z # n = 13 – 6 # 7
A = 13 e = 6

Resposta: o átomo de carbono tem seis prótons, sete nêutrons e seis elétrons.

LEI DE RICHTER – WENZEL – BERZELIUS

Nome: Lei de Richter – Wenzel – Berzelius. É também chamada Lei das Proporções Recíprocas ou Lei dos Números Proporcionais ou Lei dos Equivalentes.

Autor: Richter – Wenzel – Berzelius

Enunciado da Lei: “A proporção das massas, segundo a qual dois elementos B e C reagem entre si, ou é igual, ou corresponde a uma proporção de múltiplos e submúltiplos das massas com os quais cada um desses elementos reage separadamente com uma massa fixa de um outro elemento A”.

Demonstração: Esquematizando, a lei nos diz se acontecer:

A B C

1ª reação mA mB – 1º composto
2ª reação mA – mC 2º composto
3ª reação – m’B m’C 3º composto

Iremos ter

m’B = mB
m’C mC

Ou

m’B = mB x p
m’C mC x q

Onde (p) e (q) são números inteiros em geral, pequenos.
Observe o seguinte – basta p e q serem números inteiros para indicarem que:

a) m’B e m’C formam uma proporção de múltiplos de mB e mC; por exemplo:
m’B = mB x 2
m’C mC x 3 aqui: p = 2 e
q = 3

b) m’B e m’C formam uma proporção de submúltiplos de mB e mC; por exemplo:
m’B = mB x 1/5 = mB x 4
m’C mC x 1/4 mC x 5 aqui: p = 4 e
q = 5

c) finalmente se tivermos p = 1 e q = 1
m’B = mB x 1
m’C mC x 1

Iremos concluir que a fórmula

m’B = mB x p
m’C mC x q

Acabará coincidindo com a fórmula

m’B = mB
m’C mC

Por isto, usaremos, de agora em diante, somente a primeira.
Exemplo – no laboratório constatamos que:

ferro enxofre oxigênio Composto formado
1ª reação 7g 4g – Sulfeto ferroso
2ª reação 7g – 2g Óxido ferroso
3ª reação – 12g 12g Anidrido Sulfuroso

Dividindo as massas do enxofre pelo oxigênio, vemos que:

12 # 4
12 2

Mas: 12 = 4 . p onde p = 1
12 2 . q q = 2

Desdobramento e/ou conseqüência: Equivalente – grama de um elemento químico é a massa desse elemento que se combina com 8 gramas de oxigênio.
Qual a importância de conhecermos os equivalentes dos elementos químicos?
Considerando as 8 gramas de oxigênio, como sendo a massa fixa mA que aparece no esquema da Lei de Richter, os equivalentes – gramas serão representados pelas massas, mB e mC. Então iremos concluir que, numa reação futura, os equivalentes – gramas reagirão entre si ou, na pior das hipóteses, reagirão na proporção de seus múltiplos ou submúltiplos simples.

Exercícios Resolvidos: 1º) Descobrir os números de prótons, nêutrons e elétrons do átomo representado por 32S
16
Resolução:
32S indica um átomo de enxofre que apresenta:
16 Z = 16 e A = 32
Assim, temos Z = P P = 16 E = 16
A = P + n 32 = 16 + n N = 16

Resposta: O átomo tem 16 prótons, 16 elétrons, 16 nêutrons.

2º) Se analisarmos os compostos aminoácido, óxido nítrico e água, encontraremos os seguintes resultados:

nitrogênio
hidrogênio oxigênio
Amoníaco 4,2g 0,9g –
Óxido nítrico 4,2g – 4,8g
Água – 0,1g 0,8g

Pergunta-se se esses resultados estão de acordo com a Lei de Richter.
Resposta: Sim, pois, estando fixo o nitrogênio, a relação H/O nos dá
p = 2 .
q 3

3º) Um dos sulfetos de ferro apresenta 63,63% de ferro, e um de seus óxidos, 77,77% de ferro, em massa. Por outro lado, verifica-se a existência de um óxido de enxofre contendo 50,00%, em massa de enxofre. Mostrar que esses dados estão de acordo com a Lei das Proporções Recíprocas.
Resolução: Fixando a massa de ferro e relacionando S/O, temos p = 1
q 2

LEI DE GAY LUSSAC

Nome: Lei volumétrica de Gay Lussac ou Lei das Combinações dos Volumes Gasosos.

Autor: Gay Lussac. No início do século XIX, o cientista francês Gay Lussac estudou as relações entre os volumes das substâncias reagentes no estado gasoso, medindo esses volumes nas mesmas condições de temperatura e pressão, e enunciou as Leis Volumétricas que podem ser reunidas num só enunciado.

Enunciado da lei: “Quando medidas nas mesmas condições de pressão e temperatura, os volumes dos reagentes e dos produtos gasosos, formam uma proporção constante de números inteiros e pequenos”.

Demonstração: Vejam as explicações das Leis Volumétricas, através dos seguintes esquemas:

 Síntese do cloreto de hidrogênio.

Hidrogênio + Cloro Ácido Clorídrico (P, T, constante)
101 + 101 201

Proporção 1:1:2, que é uma proporção de números inteiros e pequenos.

 Síntese do vapor de água.

Hidrogênio + Oxigênio Vapor de Água (P, T, constante)
201 + 101 201

Proporção 2:1:2, que é uma proporção de números inteiros e pequenos.

Podemos ver que no primeiro esquema há conservação de volume e no segundo não há conservação de volume durante a reação. Tudo isto é muito comum nas reações entre gases. Sendo assim, costuma-se definir “contração de volume” pela fórmula:

C = S – V
S

Em que:

C = contração de volume
S = soma dos volumes dos reagentes
V = volume do produto formado
(todos à mesma P e T)

Assim temos, por exemplo:

Nitrogênio + Hidrogênio = amoníaco (P, T, constante)
100ml + 300ml = 200ml

Proporção 1:3:2

C = (100 + 300)- 200 C = 1/2
(100 + 300)
O que significa que o volume gasoso total contrai-se à metade durante a reação.

Exercícios Resolvidos: 1º) Certa massa de um gás exerce pressão de 2,5 atm quando submetida de 27°C. Determinar a pressão exercida quando sua temperatura passa a 127°C, sem variar o volume.
Resolução:
Estado 1 {P1 = 2,5 atm
{T1 = 27°C + 273 = 300K
Estado 2 {P2 = ?
{T2 = 127°C + 273 = 400K

P1 = P2 = 2,5 = P2 = P2 = 2,5.400 = 3,3 atm
T1 T2 300 400 300
Resposta: 3,3 atm

2º) Verificar se obedecem às Leis Volumétricas de Guy – Lussac os seguintes volumes que participam de uma reação química e que foram medidos em condições idênticas de pressão e de temperatura:
1,36l de N2 + 4,08l de H2 2,72l de NH3
Resolução: Dada a proporção 1,36 : 4,08 : 2,72, vamos dividir todos os valores pelo menor deles (1,36) e teremos 1 : 3 :2. Como essa proporção é de números inteiros e pequenos, estão comprovadas as Leis Volumétricas de Guy-Lussac.

CONCLUSÃO

Concluímos como as Leis das Combinações Químicas foram importantes para que a química adquirisse o caráter de ‘Ciência’, e que a partir delas, as reações puderam ser interpretadas, entendidas e até mesmo previstas.

BIBLIOGRAFIA

Curso de Química V – 1
Antônio Sardella
Edegar Mateus

Livro de Química V – 1
Ricardo Feltre

Livro Educar
Programa de estudo e pesquisa

Autoria: Fernanda Medeiros

Lei de Hess

De acordo com o Princípio da Conservação da Energia, esta não pode ser criada, nem destruída, apenas transformada.
Suponha as seguintes transformações:

A transformação do reagente A em produto B pode ocorrer por dois caminhos:
 direto, com variação de entalpia  H1,
 em etapas, do reagente A para o intermediário C, com variação de entalpia  H2, e daí para o produto B, com calor de reação  H3.
Como a energia não pode ser criada nem destruída, então:  H1 =  H2 +  H3
Caso esta igualdade não se verifique, teríamos perdido ou ganho energia, contrariando o Princípio da Conservação.
Em decorrência do Princípio da Conservação de Energia, a Lei de Hess diz que:
“A variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final do sistema, não importando etapas intermediárias pelas quais a transformação química passou”.
Em outras palavras, se uma transformação química ocorre em várias etapas, o  H da reação será igual à soma das variações de entalpia das diversas etapas.
Como conseqüência podemos somar duas ou mais equações termoquímicas e o  H da equação resultante será igual à soma dos H das equações adicionadas.
A Lei de Hess constitui uma “ferramenta” poderosa para o cálculo da variação de entalpia de reações que não podem ser determinadas experimentalmente.
O processo para a resolução consiste em trabalhar convenientemente com as equações fornecidas de modo que, de sua soma algébrica, resulta na equação principal, possibilitando o cálculo do  H.
Além disso, devemos lembrar que:
 invertendo uma equação, o  H muda de sinal,
 multiplicando os coeficientes de uma equação por um número, o  H também fica multiplicado por esse número.
Exemplo: O calor de formação do metano, CH4, não pode ser determinado por medidas calorimétricas pois a reação é lenta e apresenta reações secundárias.
A partir das seguintes equações
I. C(grafite) + O2(g)  CO2(g)  H = – 94,05 kcal
II. H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)  H = – 68,32 kcal
III. CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)  H = – 212,87 kcal
pode-se determinar a variação da entalpia da reação de formação do metano:
C(grafite) + 2 H2(g)  CH4(g)  H = ?
As seguintes operações devem ser feitas:
 manter a equação I
 multiplicar a equação II por 2
 inverter a equação III
Assim,
C(grafite) + O2(g)  CO2(g)  H = – 94,05 kcal
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)  H = 2.(- 68,32) kcal
CO2(g) + 2 H2O(l)  CH4(g) + 2 O2(g)  H = + 212,87 kcal

C(grafite) + 2 H2(g)  CH4(g)  H = – 17,82 kcal

Autoria: Fernanda Medeiros

Leis ponderais das reações químicas
A + B + C + D
mA mB mC mD 1a experiência
m’A m’B m’C m’D 2a experiência

Lei de Lavoisier

mA
+
mB
=
mC
+
mD

m’A
+
m’B
=
m’C
+
m’D

Lei de Proust

mA
——
m’A
=
mB
——
m’B
=
mC
——
m’C
=
mD
——
m’D

Lei de Dalton ou lei das proporções múltiplas

A
+
B
composto X

m

m1

A
+
B
composto Y

m

m2

A
+
B
composto Z

m

m3

m1
——
a
=
m2
——
b
=
m3
——
c

a, b e c são números pequenos

a : b : c

(relação simples)

http://fisica.net/quimica/ – sumário>

[Índice]

Teoria atômica de Dalton
Teoria atômica de Dalton (1808) Um modelo para explicar as leis ponderais. Primeiro modelo atômico com base em resultados experimentais.
Lei volumétrica das reações químicas – Gay-Lussac (1808)
A(g) + B(g) C(g) + D(g) (mesma pressão e temperatura)
VA VB VC VD

VA
——
a = VB
——
b = VC
——
c = VD
——
d a, b, c, d números inteiros e pequenos

a : b : c : d

(relação fixa e simples)
http://fisica.net/quimica/ – sumário>

[Índice]

Hipótese de Avogadro
Hipótese de Avogadro (1811):
Volumes iguais de gases quaisquer à mesma pressão e temperatura contêm o mesmo número de moléculas.
A hipótese de Avogadro introduziu o conceito de molécula em química.
Cannizzaro utilizou o modelo da hipótese de Avogadro para explicar as leis volumétricas de Gay-Lussac.
Conseqüências da hipótese de Avogadro A proporção volumétrica numa reação é dada pelos coeficientes das substâncias na equação da reação, quando essas substâncias estiverem no estado gasoso, à mesma pressão e temperatura:
aA(g) + bB(g) + cC(g) + dD(g) (mesma pressão e temperatura)