REAÇÕES QUÍMICAS

As reações químicas fazem parte do nosso dia-a-dia. Por exemplo, quando vamos esquentar a água para preparar o café da manhã, estamos realizando uma reação química, pois o gás do fogão reage com o oxigênio do ar para produzir o calor que utilizamos para cozinhar os alimentos. Sabemos que para o carro andar devemos colocar gasolina. Mas o que a gasolina tem a ver com o movimento do carro?
Isso só é possível devido a uma reação química. A gasolina utilizada nos veículos é uma mistura de vários compostos. Um deles é o octano, composto formado por carbono e hidrogênio, cuja fórmula química é C8H18. Quando a gasolina reage com o oxigênio do ar produz dióxido de carbono (CO2), água (H2O) e a energia que é utilizada para fazer com que o carro entre em movimento.
Você percebeu como as reações químicas estão presentes em nosso dia-a-dia? Vamos aprender como podemos nos expressar através das reações químicas. Vamos lá!

história da química está intrinsecamente ligada ao desenvolvimento do homem, já que abarca todas as transformações de matérias e as teorias correspondentes. A ciência química surge no século XVII a partir dos estudos de alquimia populares entre muitos dos cientistas da época. Considera-se que os princípios básicos da química se recolhem pela primeira vez na obra do cientista britânico Robert Boyle: The Sceptical Chymist (1661). A química, como tal, começa a ser explorada um século mais tarde com os trabalhos do francês Antoine Lavoisier e as suas descobertas em relação ao oxigênio, à lei da conservação da massa e à refutação da teoria do flogisto como teoria da combustão.
Os primeiros passos
A ciência química surge no século XVII a partir dos estudos de alquimia populares entre muitos dos cientistas da época. Considera-se que os princípios básicos da química se recolhem pela primeira vez na obra do cientista britânico Robert Boyle: The Sceptical Chymist (1661). A química, como tal, começa um século mais tarde com os trabalhos do francês Antoine Lavoisier e suas descobertas em relação ao oxigênio, à lei da conservação da massa e à refutação da teoria do flogisto como teoria da combustão
A hipótese atomística
Uma das maiores vitórias da Química, devido ao uso de balanças nos experimentos, foi sem dúvida, devido a John Dalton. Esse cientista inglês ficou intrigado com o fato de que, ao decompor qualquer substância em seus constituintes mais simples, as razões entre as massas das diversas substâncias obtidas podem ser sempre escritas a partir de números inteiros de pequeno valor, ocorrendo freqüentemente razões do tipo 1:2, 2:3, 5:2, etc.
Com base nesse curioso dado experimental, Dalton propôs, em 1881, um modelo para a constituição da matéria: tais dados seriam facilmente explicados se toda a matéria fosse constituída de unidades indivisíveis, nomeadas de átomo (do grego, indivisível). Tal conceito, cuja primeira descrição provinha do Filósofo grego Demócrito, agora surgia, naturalmente, de medidas quantitativas rigorosas.
A teoria atomística de Dalton teve importantes repercussões. Baseado em dados experimentais, um cientista francês chamado Joseph Proust já tinha proposto formalmente o conceito de que toda substância tinha uma composição constante e homogênea. Assim, a água, por exemplo, independente de sua origem, era sempre composta pela mesma proporção de dois gases: oxigênio e hidrogênio. Juntando esse conceito e seus postulados atomísticos, Dalton organizou de forma racional as diversas substâncias conhecidas, criando uma tabela de substâncias que seriam formadas por apenas um tipo de átomo, e substâncias que eram formadas por uma combinação característica de átomos.
Assim, o tanto o grafite como os gases hidrogênio e oxigênio, por exemplo, eram formados apenas por um tipo de átomo, enquanto que outras substâncias, como a água, eram formadas pela combinação de dois ou mais átomos. Nesse caso, dos elementos hidrogênio e oxigênio (As dificuldades de obter certos dados com uma precisão razoável levaram Dalton a propor erroneamente para a água à fórmula HO, em vez de H2O). Apesar das dificuldades experimentais, Dalton propôs formulas certas para diversos compostos conhecidos na época, tendo seu trabalho revolucionado de forma definitiva o entendimento da matéria.
Estados da matéria
Fases ou estados da matéria são conjuntos de configurações que objetos macroscópicos podem apresentar. São três os estados ou fases considerados: sólido, líquido e gasoso. Outros tipos de fases da matéria, como o estado pastoso ou o plasma são estudados em níveis mais avançados de física. No estado sólido considera-se que a matéria do corpo mantém a forma macroscópica e a posição relativa de suas partícula. É particularmente estudado nas áreas da estática e da dinâmica.
No estado líquido, o corpo mantém a quantidade de matéria e aproximadamente o volume; a forma e posição relativa da partículas não se mantém. É particularmente estudado nas áreas da hidrostática e da hidrodinâmica.
No estado gasoso, o corpo mantém apenas a quantidade de matéria, podendo variar amplamente a forma e o volume. É particularmente estudado nas áreas da aerostática e da aerodinâmica.
Substâncias e Misturas

O Elemento quimico é um conjunto de átomos com o mesmo número de prótons. O Número átomico é o número de prótons que um átomo possui.
Uma substância possui uma composição característica, determinada e um conjunto definido de propriedades. Um dos exemplos de substâncias são o cloreto de sódio, a sacarose, o oxigênio , entre outros. Uma substância pode ser composta por um único elemento químico, como por exemplo o ouro, ferro ou o cobre. Ou pode ser támbem composto por dois ou mais elementos numa proporção definida, como é o caso do cloreto de sódio (39,34% de sua massa é de sódio e 60,66%,de cloro).
Duas ou mais substâncias agrupadas constituem uma mistura, cuja composição e propriedade são variáveis. O leite, por exemplo, é uma mistura.
Átomo - um átomo é a menor porção em que pode ser dividido um elemento químico, mantendo ainda as suas propriedades físico-químicas mínimas.
Elementos - denomina-se elemento químico todos os átomos que possuem o mesmo número atômico (Z), ou seja, o mesmo número de prótons.
Compostos - um composto químico é uma substância química constituída por moléculas ou cristais de 2 ou mais átomos ou íons ligados entre si. As proporções entre elementos de uma substância não podem ser alterados por processos físicos.
Em química, um composto é uma substancia formada por dois ou mais elementos, ligados numa proporção fixa e definida. Por exemplo, a água é um composto formado por hidrogênio e oxigênio na proporção de dois para um.
Moléculas - uma molécula é um conjunto electricamente neutro de dois ou mais átomos unidos por pares compartilhados de elétrons (ligações covalentes) que se comportam como uma única partícula. Uma que apresente somente ligações covalentes e formada por moléculas discretas é chamada de substância molecular cuja ligação suficientemente forte caracteriza como uma identidade estável.
Íons ou Iões - um íon, ou ião é uma espécie química eletricamente carregada, geralmente um átomo ou molécula que perderam ou ganharam elétrons. Íons carregados negativamente são conhecidos como ânions, ou aniões (que são atraídos para ânodos), enquanto íons carregados positivamente são conhecidos como cátions, ou catiões (que são atraídos por cátodos).
Leis da química
A Lei da Conservação das Massas - foi publicada pela primeira vez 1760, em um ensaio de Mikhail Lomonosov. No entanto, a obra não repercutiu na Europa Ocidental, cabendo ao francês Antoine Lavoisier o papel de tornar mundialmente conhecido o que hoje se chama Lei de Lavoisier.
Preocupado em utilizar métodos quantitativos, Lavoisier tinha a balança como um de seus principais instrumentos em atividades experimentais.
Por volta de 1774, o químico francês realizava experiências sobre a combustão e a calcinação de substâncias. Observou que, dessas reações, sempre resultavam óxidos cujo peso era maior que o das substâncias originalmente usadas.
Informado sobre as características do gás que ativava a queima de outras substâncias (que mais tarde foi denominado pelo próprio Lavoisier como oxigênio, que quer dizer gerador de ácidos), passou a fazer experiências com o mesmo e acabou por deduzir que a combustão e a calcinação nada mais eram que o resultado da combinação desse gás com as outras substâncias. E que a massa aumentada dos compostos resultantes correspondia à massa da substância inicialmente empregada, mais a massa do gás a ela incorporado através da reação.
Os estudos experimentais realizados por Lavoisier levaram-no a concluir que, numa reação química que se processe num sistema fechado, a massa permanece constante, ou seja, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos:
m(reagentes) = m(produtos)
Assim, por exemplo, quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; do mesmo modo, quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.
Através de seus trabalhos, pôde enunciar uma lei que ficou conhecida.

Lei da Conservação das Massas ou Lei de Lavoisier - "Numa reação química que ocorre em sistema fechado, a massa total antes da reação é igual à massa total após a reação".
ou,
"Numa reação química a massa se conserva porque não ocorre criação nem destruição de átomos. Os átomos são conservados, eles apenas se rearranjam. Os agregados atômicos dos reagentes são desfeitos e novos agregados atômicos são formados".
Ou ainda, filosoficamente falando,
"Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma".
O que hoje pode parecer evidente, nem sempre o foi. Queimando-se magnésio, cientistas anteriores a Lavoisier observavam um aumento de massa, enquanto que, queimando enxofre, notavam uma perda de massa. Coube a Lavoisier, percebendo que esses ensaios deveriam ser feitos em sistemas fechados, esclarecer que as diferenças de massas eram devidas à absorção ou liberação de gases durante as reações.
Atualmente sabemos que a lei de Lavoisier como inicialmente foi proposta nem se verifica. É possível a perda de massa no decurso de uma reacção libertando-se energia (fenômeno explicável pela teoria da relatividade). O que se deverá verificar sempre é a primeira lei da termodinâmica.
Lei da Conservação de Energia - a Lei da Conservação de Energia é uma das lei mais importantes de toda a Física. Seu enunciado diz que, em qualquer sistema isolado, o somatório das energias ao inicío de qualquer processo é igual ao somatório das energias ao fim do processo.
"Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.", Lavoisier.
Então James Prescott Joule, o criador da medida "joule", baseando-se em Lavoisier criou a frase:"A energia não pode ser criada,não pode ser destruida"
Lei de conservação da energia - é a lei da mecânica que estabelece que a energia mecânica de um sistema físico se conserva, isto é, que ela é invariante no tempo. A Lei de conservação da energia pode ser sintetizada como “Num sistema isolado a energia interna permanece constante”, ou ainda “a energia não pode ser criada nem destruída, apenas transformada de uma forma para outra”. A Lei de conservação da energia não é valida nos casos em que ocorrem reações nucleares onde se observa transformações de massa em energia, conforme previsto pela Teoria da Relatividade Restrita de Albert Einstein.
Historia da Conservação de Energia Mecânica
A primeira idéia de que havia conservação de uma determinada grandeza chamado energia veio com a conservação da energia mecânica...
Ela diz que: Num sistema sob ação exclusiva de forças conservativas uma grandeza denominada energia mecânica se conserva ao longo do tempo...
Essa grandeza é definida como a soma das energias potencial cinética do sistema...
Essa léi é de grande valia quando se pode desconsiderar o efeito de forças não-conservativas como o atrito, sobre o sistema. Mas ela recebeu importância apenas secundária, uma vez que perdia sua validade em um grande número de casos...
Lei de Proust - a Lei de Proust ou a Lei das proporções constantes foi elaborada em 1797 pelo químico Joseph Louis Proust. Ele verificou que as massas dos reagentes e as massas dos produtos que participam de uma reação obedecem sempre a uma proporção constante. Essa proporção é característica de cada reação, isto é, independe da quantidade de reagentes utilizados.
Assim, para a reação entre, por exemplo, e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:
No caso das reações de síntese (aquelas que originam uma substância a partir de seus elementos constituintes), o enunciado da lei de Proust pode ser o seguinte
"A proporção, em massa, dos elementos que participam da composição de uma substância é sempre constante e independe do processo químico pelo qual a substância é obtida."
Essa lei foi, mais tarde, a base para a teoria atômica de Dalton, que a corrobora
Lei de Boyle-Mariotte - a Lei de Boyle-Mariotte (enunciada por Robert Boyle e Edme Mariotte) diz que: "Sob temperatura constante (condições isotermas), o produto da pressão e do volume de uma massa gasosa é constante, sendo, portanto, inversamente proporcionais. Qualquer aumento de pressão produz uma diminuição de volume e qualquer aumento de volume produz uma diminuição de pressão."
Em um gráfico pressão x volume, sob uma temperatura constante, o produto entre pressão e volume deveria ser constante, se o gás fosse perfeito. Existe uma temperatura onde o gás real aparentemente obedece à lei de Boyle-Mariotte. Esta temperatura é chamada de temperatura de Mariotte.
Lei de Charles - a lei de Charles é uma lei dos gases perfeitos : à pressão constante, o volume de uma quantidade constante de gás aumenta proporcionalmente com a temperatura. Esta lei diz respeito às transformações isocóricas ou isométricas, isto é, aquelas que se processam a volume constante, cujo enunciado é o seguinte:
O volume constante, a pressão de uma determinada massa de gás é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta, ou seja: = constante
Desta maneira, aumentando a temperatura de um gás a volume constante, aumenta a pressão que ele exerce, e diminuindo a temperatura, a pressão também diminui. Teoricamente, ao cessar a agitação térmica das moléculas a pressão é nula, e atinge-se o zero absoluto.

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FUNÇÕES QUÍMICAS

O conceito de função química - as substâncias não apresentam todas o mesmo comportamento químico. Isso decorre do fato de que elas não têm todas as mesma propriedades, as mesmas características. É possível, no entanto, reunindo em grupos de substância com propriedade química semelhante. Esses grupos chamam – se funções químicas.
Função química: conjunto de substâncias que apresentam propriedades e comportamentos químico semelhantes. Os quatros principais funções químicas são: ácidos, bases, sais e óxidos.

Essas quatro funções são definidas usando – se como principal critério a formação de íons em soluções aquosas, e ainda o tipo de íons presente nessas soluções. Assim por exemplo, os ácidos, as bases e os sais formam íons diferentes, quando em solução aquosa. Formando íons, conduzem a corrente elétrica, em solução aquosa. São, por isso, chamados eletrólitos.
Eletrólito: substância que conduz a corrente elétrica, quando em solução aquosa.
Ácidos
Os ácidos, embora sejam compostos moleculares, são eletrólitos, pois sua moléculas dissociam – se em íons, quando em solução aquosa e, assim, conduzem a corrente elétrica. Os ânions formados variam conforme o ácido, mas o cátion é sempre o hidrogênio (H+).
Vejamos alguns exemplos:
Ácido Atuação mais comum Clorídrico Atua na digestão Acético Dá o sabor azedo ao vinagre. Cítrico Existem na laranja, limão, goiaba, etc.. Bórico Usado para curativos. Fênico Usado como desinfetante pelos dentistas. Sulfúrico Usado nas baterias dos veículos. Fórmico Eliminado pelas formigas, provocando a sensação de queimadura.
Propriedades funcionais dos ácidos
As principais propriedades funcionais dos ácidos são:

• Têm sabor ácido (azedo);
• Possuem hidrogênio em sua molécula e, quando dissolvidos, libertam o hidrogênio como cátion;
• Em solução aquosa, conduzem a corrente elétrica;
• Formam sais e água quando reagem com bases: Ácido + base >>> sal + água Exemplo: ácido clorídrico reagindo com hidróxido de sódio (base) resulta o cloreto de sódio (sal) e água:HCI + NaOH >>>> NaCi + H2O.
• Descoram a fenolftaleína vermelha e fazem o tornassol azul tornar – se vermelho. A fenolftaleína e o tornassol apresentam cores diferentes, conforme estejam em meio ácido ou básico. São, por isso, chamados de indicadores ácidos

Base.
Hidrogênio Ionizável - Hidrogênio ionizável ou hidrogênio ácido é o átomo de hidrogênio existentes na molécula do ácido e que poder ser substituído por metal.A reação HC1 + NaOH >>>> NaCI + H2O mostra um caso em que o ácido (ácido clorídrico) possui um hidrogênio na molécula que é ionizável: na reação, ele é substituído pelo Muitos ácidos possuem somente hidrogênios ácidos, mas alguns possuem somente também hidrogênio não ionizável

• Quando um ácido é dissociado transformam – se em cátions e os átomos que estavam ligados a eles transformam – se em ânions. Exemplos: O ácido clorídrico dissocia – se no cátion H+ e no ânion CI - : HCI H + CI -; · O ácido nítrico dissocia – se no cátion H+ e no ânion NO-3: HNO3 H + NO3
  Classificação dos ácidos
  Os ácidos podem ser distribuídos por dois grandes grupos, tomando como critério de classificação a presença ou a ausência de oxigênio em suas moléculas: oxiácidos e hidrácidos.
• Oxiácidos - oxiácidos são os ácidos que contêm oxigênio na sua molécula. Exemplos: ácido sulfúrico (H2SO4) e ácido nítrico (HNO3). O nome dos oxiácidos mais comuns é formado pela palavra ácida, seguida de outra palavra formada pelo ânion, com a terminação ico: ácido fosfórico (H3PO4), ácido clórico (HCIO3) etc. Quando os ácidos formados possuem um oxigênio a menos, recebendo a terminação oso, em lugar de ico: ácido fosforoso (H3PO3), ácido cloroso (HCIO2) etc. Existem ainda ácidos com um oxigênio a menos que os terminados em oso. Neste caso usa – se o prefixo hipo: ácido hipofosforoso (H3PO2), ácido hipocloroso (HCIO2) etc
• Hidrácidos - hidrácidos são os ácidos que não contêm oxigênio na sua molécula. Exemplos: ácido clorídrico (HCI) e ácido fluorídrico (HF).O nomes dos hidrácidos e formado pela palavra de ácido seguida de outra palavra formada pelo ânion, com a terminação ídrico: ácido clorídrico (HCI), ácido fluorídrico (HF), ácido sulfídrico (H2S), ácido iodídrico (HI) etc. Bases. As bases são compostos iônicos, sendo, portanto, eletrólitos; em solução aquosa, o ânion formado é sempre o radical hidroxila (OH-). O cátion varia, de acordo com a base. Assim, por exemplo, hidróxido de sódio (NaOH) dissocia – se, em solução aquosa, no ânion OH – e no cátion Na + . NaOH >>> Na + OH – Base: eletrólito iônico que em solução aquosa, possui o íon.

• Hidroxila (OH-) como único ânion. Propriedades funcionais das base.

As bases apresentam as seguintes propriedades funcionais:

• Contêm o grupo hidroxila (OH-), que é um ânion monovalente;
• Reagindo com ácidos, resultam em sais e água;
• Conduzem corrente elétrica, quando em solução aquosa.
• Tornam vermelhas a fenolftaleína incolor,
• Tornam azul tornassol vermelho.
• O nome das bases é formado pela palavra hidróxido seguido da preposição de e do nome do cátion: hidróxido de sódio (NaOH), hidróxido de potássio (KOH), hidróxido de alumínio [A1(OH)3] etc.Alguns metais podem apresentar mais de uma valência e, assim, formar mais de uma base. Nesses casos, basta acrescentar, em algarismo romano, a valência do metal. Pode – se também indicar a valência maior pela terminação ico e a menor pela terminação oso. Exemplo: · Fe (OH)3 –hidróxido de ferro (III), ou hidróxido férrico; · Fe (OH)2 –hidróxido de ferro (II), ou hidróxido ferroso.
  
  Característica das bases
  
  Dentre as suas características principais, destacamos: · Têm sabor cáustico (= adstringente ou lixívia) · Em solução aquosa, dissociam – se em íons OH- (hidroxila ou oxidrila) exemplos: Na + OH - >>> Na+ + OH – K+ OH- >>> K+ OH –
  
• Em solução aquosa, conduzem a corrente elétrica.
• Reagem com os ácidos (neutralizando – os) para formar sal e água.
• Decompõem – se quando aquecidas.
• Mudam a cor dos indicadores (conforme o quadro comparativo da função ácido).
• Classificação das bases de acordo com o número de hidroxilas existentes nas bases (hidroxilas ionizáveis), podemos classifica – las do seguinte modo:
  
• Manobases – com apenas uma hidroxila. Exemplos: NaOH hidróxido de sódio KOH hidróxido de potássio.
• Bibases (=dibases) – com 2 hidroxilas. Exemplos: Ca (OH)2 hidróxido de cálcio BA (OH)2 hidróxido de bário ·
• Tribases – com 3 hidroxilas. Exemplos: AI (OH)3 hidróxido de alumínio.

Nomenclatura das bases - para dar nome a uma base, escrevemos hidróxido de seguido do nome do metal (cátion).

Exemplos: NaOH hidróxido de sódio KOH hidróxido de potássio Ca(OH)2 hidróxido de cálcio Ba(OH)2 hidróxido de bário

Sais

• Os sais são composto iônicos, sendo, portanto, eletrólitos; são formados por uma reação entre um ácido e uma base. Nessa reação, conhecida por reação de salificação, ou de neutralização, além do sal forma – se também água.
  
  ÁCIDO + BASE >>> SAL + ÁGUA Assim, por exemplo, o sal mais conhecido de todos, o cloreto de sódio, usado em cozinha, pode ser obtido por uma reação entre ácido clorídrico (HCI) e o hidróxido de sódio (NaOH): HCI + NaOH >>> NaCI + H2O Em solução aquosa, os sais sempre dão pelo menos um cátion diferente do H+ ou um ânion do OH-. Assim, o cloreto de sódio, por exemplo, dá o cátion Na+ e o ânion CI-. Sal: eletrólito iônico formado por uma reação entre um ácido e uma base. Propriedades funcionais dos sais As principais propriedades funcionais dos sais são: · Geralmente possuem sabor salgado; · Conduzem corrente elétrica, quando em solução aquosa; · Podem reagir com ácidos, com bases, com outros sais e com metais. Reações com sais · Sal reagindo com ácido resulta em outro sal e outro ácido. Exemplo: AgNO3 + HCI >>> AgCI + HNO3 · Sal reagindo com base resulta em outro sal e outra base. Exemplo: K2CO3 + Ca(OH)2 >>> CaCO3 + 2KOH · Sal reagindo com sal, resulta em dois novos sais, por uam reação de dupla troca. Exemplo: NaCI + AgNO3 >>> NaNO3 + AgCI · Sal reagindo com metal resulta em outro sal e outro metal, através de uma reação de simples troca. Exemplo: K + NaCI >>> Na + KCI
  
  Tipos de sais
• Os sais podem ser normais, básicos e duplos. Aqui estudaremos apenas os sais normais.
  
  Os sais normais podem ser:
  
  Sais oxigenados – os que derivam dos oxiácidos; · Sais não – oxigenados – os que derivam dos hidrácidos.
  
  Óxidos - os óxidos são composto iônicos ou moleculares sujas moléculas são formadas por átomo de dois elementos químicos, sendo um deles o oxigênio. Exemplos: óxido de zinco (ZnO) e óxido de nitrogênio (N2O5). Note que, no primeiro exemplo, o átomo que combina com oxigênio é de um metal (zinco); no segundo exemplo, é de um não – metal (nitrogênio). Óxidos: composto binário em que um dos elementos é o oxigênio.
  
  Nomenclatura dos óxidos - o nome dos óxidos pode ser dado simplesmente utilizando a palavra óxido, seguida da preposição de e do nome do elemento químico está combinado com oxigênio . Exemplos: óxidos de cálcio (CaO), óxido de zinco (ZnO), óxido de alumínio (Al2O3) etc. É preferível, no entanto, utilizar prefixos do número de átomos de oxigênio: monóxido de cálcio (CaO), dióxido depentório de nitrogênio (N2O5) etc. O cloreto de sódio, sulfato de potássio e o bicarbonato de sódio, diferentemente do vinagre e do limão, apresentam sabor salgado. Mas quando dissolvidos em água também formam soluções que são boas condutoras de eletricidade. Já a cal hidratada (usada em pintura) e o leite de magnésia têm sabor adstringente (“prende” a língua) e são substancias iônicas que possuem em sua composição química apenas o radical OH como íon negativo (ânion). E ambas conduzem bem a eletricidade quando em solução.
  Através desse exemplo, vocês podem perceber que determinados conjuntos de substancias apresentam propriedades que são comuns a todas as substancias pertencentes ao mesmo grupo.
  O grupo de substancias composta que possuem propriedades químicas semelhantes recebe o nome de função química.
  Existem quatro tipos de função químicos, que serão estudados a seguir: ácidos bases e sal. O principal critério de classificação de uma substancias numa dessas funções é o tipo de íons que se formão quando ela é dissolvida em água.
  
  FUNÇÃO ÁCIDA
• Consiste a seguinte substância: ácido sulfúrico, H2SO4; ácido nítrico, HNO3; ácido clorídrico, HCL; ácido sulfídrico, H2S. Todos esses ácidos possuem, em sua estrutura química, o elemento hidrogênio combinado com um ametal (CL, S) ou com um radical negativo (SO4, NO3). Podemos, assim, definir essa função da seguinte maneira: Função ácida é o grupo de compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo o cátion hidrogênio como íon positivo.
  
  Os ácidos apresentam as propriedades relacionadas abaixo:
• Têm sabor azedo - o limão, por exemplo, é azedo porque contém ácidos do cítrico.
• Conduzem bem a eletricidade quando a solução. Por exemplo, para realizar a eletrólise (ou quebra de molécula por corrente elétrica) da água, fazemos passar uma corrente elétrica por uma porção de água acidulada, pois a água pura não é boa condutora de eletricidade.
• Alteram a cor dos indicadores - (Indicadores são substancias que têm a propriedade de mudar de cor; essa mudança de cor indica o caráter ácido ou básico da solução). Por exemplo, a fenolftaleína vermelha se torna incolor quando a ela é acrescentado um ácido; o papel de tornassol azul fica vermelho quando mergulhado em ácido.
• Reagem com os hidróxidos (bases), produzindo sal e água - o ácido clorídrico, por exemplo, reage com o hidróxido de sódio (soda cáustica), formando cloreto de sódio e água.
  Veja: HCL + NaOH - NaCL + H2O ácido base sal água
  
  Os ácidos podem ser classificados em dois grupos:
  
  hiperácidos e oxiácidos.
  
• Hiperácidos - Observe a formula dos seguintes ácidos: ácido iodídrico, HI; ácido sulfídrico, H2S; ácido clorídrico, HCL. Observe que esses ácidos não possuem átomos de oxigênio. Os hiperácidos são, portanto, os ácidos que possuem átomos de oxigênio. Oxiácidos. Considere agora os seguintes ácidos: ácido carbônico, H2CO3; ácido sulfuroso, H2so3; ácido sulfúrico, H2SO; ácido nitroso, HNO2; ácido nítrico, HNO3. Como você pode percebe, esses ácidos apresentam átomos de oxigênio.
• Os oxiácidos - são, portanto, ácidos que possuem átomos de oxigênio.
  
  
• NOME DOS ÁCIDOS
  Você deve ter observado que os ácidos do grupo dos hidróxidos - que não apresentam oxigênio em sua composição - têm o nome terminado por ídrico. Assim, para escrever o nome dos ácidos do grupo hidrácidos você deve seguir este esquema:
  Ácidos nomes do elemento ligado ao H + ídrico
  
  Veja os exemplos:
  
• HI = ácidos iodo = ídrico = ácido iodídrico nome do elemento·
• HCL = ácido cloro + ídrico = ácido clorídrico nome do element.
• HS = ácido súlfur + ídrico = ácido sulfídrico nome latino do elemento do enxofre.
• Quanto aos ácidos do grupo dos oxiácidos - que apresentam oxigênio em sua composição - estes têm tem seu nome terminado por ico. Para escrever o nome dos ácidos do grupo oxiácidos basta você obedecer ao seguinte esquema: ácido Nome do elemento que vem no meio da formula + ico
  
  Exemplos:
• H2CO3 = ácido carbônico + ico = ácido carbônico nome do elemento central.
• HNO3 = ácido nitrogênio + ico = ácido nítrico nome do elemento central·
• H3BO3 = ácido boro + ico = ácido bórico nome do elemento central
  Certos elementos químicos dão origem a mais de um ácido. O nitrogênio, por exemplo, dá origem dos ácidos HNO3 e HNO2.
• Nesses casos, para distinguir um ácido do outro se usa a terminação:
• oso para o ácido que tem menos oxigênio;
• ico para o ácido que tem mais oxigênio. Assim:
• H2SO3 = ácido súfur + oso = ácido sulfuroso nome latino do elemento central.
• H2SO4 = ácido súlfur + ico = ácido súlfurico nome latino do elemento central.
• HCLO2 = ácido cloro + oso = ácido súlfurico nome do elemento central.
• HCLO3 = ácido cloro + ico = ácido clorídrico nome do elemento central. Dependendo da quantidade de íons H+ liberados, os ácidos são classificados em fortes (exemplo: HNO3; HCL; H2SO4) e fracos (exemplo: H2S; H2CO3).
  
  FUNÇÃO DE BASES
  
  Vamos considerar agora as seguintes substâncias: hidróxido de sódio ou soda cáustica, NaOH; hidróxido de cálcio ou de pintura, Ca(OH)2; hidróxido de potássio, KOH.
  Como você pode notar, estas substancias têm em sua estrutura química o radical OH. Elas são denominadas bases ou hidróxidos.
  
  Assim, podemos definir a função base da seguinte forma:
  Função base é o grupo de compostos que em solução aquosa se dissociam em íons, sendo o íon negativo o radical OH (hidroxila ou hidróxido). As bases apresentam as propriedades relacionadas a seguir:
• Têm sabor adstringente
• Conduzem bem a eletricidade, quando em solução.
• Torna vermelha a fenolftaleína incolor.
• Torna azul o papel de tornassol vermelho.
• Reagem com os ácidos, produzindo sal e água.
  Exemplo: o ácido sulfídrico e a soda cáustica reagem formando sulfeto de sódio e água.
  Assim: H2S + 2NaOH - Na2S + 2H2O ÁCIDO BASE SAL ÁGUA
  
  NOME DAS BASES
  A denominação das bases é dada pela expressão hidróxido de seguida do nome do elemento.
  Portanto, o esquema para escrever o nome das bases é o seguinte: hidróxido de nome do elemento.
  
  Exemplos:
  
• AL (OH)3 = hidróxido de alumínio;
• KOH = hidróxido de potássio;
• Ca(OH)2 = hidróxido de cálcio. Um mesmo elemento químico pode dar origem a duas bases.
• Nesse caso, usamos a terminação:
• oso para as bases em que for menor a valência do elemento ligado á hidroxila;
• ico para as bases em que for maior a valência do elemento ligado á hidroxila;

Veja o exemplo:

• Fe(OH)2 = hidróxido ferroso Fe(oh)3 = hidróxido férrico Podemos também escrever o nome das bases sem a terminação oso ou ico, colocando a valência do elemento em algarismo romano. Veja: Fe (OH)2 = hidróxido de ferro II Fe(OH)3 = hidróxido férrico III
  
  FUNÇÃO DO SAL
  
  Considere as substâncias: cloreto de sódio, NaCL; iodeto de cálcio, CaI2; sulfato de potássio, K2SO4; nitrato de sódio, NaNO3. Todas as substâncias constituídas por um cátion diferente de H+ combinado ionicamente com um ânion diferente de OH - são denominados sais.
  Podemos então definir a função sal da seguinte forma: Função sal é o grupo de substâncias iônicas que possuem um cátion diferente de h+ e um ânion diferente de OHOs sais apresentam as propriedades relacionadas abaixo:
• Têm sabor salgado. O cloreto de sódio, por exemplo, é uma substância que apresenta essa propriedade.
• Conduzem bem a eletricidade, quando em solução.
• São obtidas pelas reações de ácido com bases. Essa reação é denominada de reação de neutralização ou de salificação. Exemplo: o ácido clorídrico reage com o hidróxido de alumínio, produzindo cloreto de alumínio e água: 3HCL + AL(OH)3 - ALCL3 + 3H2O ácido base sal água. Os sais são classificados em dois tipos: oxigenados e não-oxigenados. Sais oxigenados. São os sais que contêm oxigênio em sua fórmula. Exemplos: sulfato de potássio, K2SO4; carbonato de cálcio, CaCO3. Sais não oxigenados. São os sais que contêm oxigênio em sua fórmula. Exemplos: cloreto de sódio, NaCL; iodeto de cálcio, CaL2; sulfeto de ferro, FeS.
  
  NOME DOS SAIS
  
  Podemos escrever os nomes dos sais a partir da própria formula. Para isso, colocamos o nome do ânion seguido do nome do cátion.
  
  Por exemplo:
• NaMO2 = nitrato de sódio ânion cátion CaS = sulfeto de cálcio ânion cátion Podemos também nomear os sais a partir dos ácidos que lhes deram origem. No caso dos sais oxigenados, o nome deriva dos oxiácidos que lhes deram origem, fazendo as seguintes:
  
  Substituições:
• O sal NaNO2 se orientado ácido HNO2. Assim: HNO2 = ácido nitroso NaNO2 = nitrito de sódio · O sal KCLO se origina do ácido HCLO. Assim: HCLO = Ácido hipocloroso KCLO = hipoclorito de potássio Quantos aos sais não-oxigenados, o nome deriva do nome dos hidrácidos que lhes deram origem, fazendo a seguinte substituição:
  
  Veja aos dois exemplos:
• O sal NaCL se origina do ácido HCL. Assim: HCL = ácido clorídrico NaCl = cloreto de sódio ·
• O sal CaS se orienta do cálcio H2S. Assim: H2S = ácido sulfídrico CaS = sulfeto de cálcio. Pelo que foi até aqui, você deve ter percebido que ácidos bases e sais, quando em meio aquoso, formam íons e que esses íons conduzem bem a eletricidade. Por isso substâncias são chamadas eletrólitos.
  
  Fonte: apostilas.netsaber.com.br

ALBERT EINSTEIN

Albert Einstein

Albert Einstein nasceu em 14 de março de 1879, em Ulm, na Alemanha. Cerca de um ano mais tarde, devido a falência da firma do pai a família mudou – se para Munique para viver com o tio de Einstein, Jakob. Ele freqüentou escolas que impunham disciplinas rigorosas e onde desenvolveu sua repulsa pela disciplina cega e à educação rígida. Como se vê em suas críticas aos Estados totalitários e à autoridade militar. As histórias de seu fraco desempenho escolar na época são verdadeiras.
Na sua infância algumas influências o levaram a estudar a relatividade, uma bússola portátil que mostrou a ele que o espaço não era vazio como o ensinaram, seu amor pelo violino que lhe deu a percepção sobre a estrutura matemática da música, seu tio Jakob, que lhe despertou o interesse pela ciência e seu outro tio Cäsar Koch que percebeu e o apoiou o interesse pela ciência.
Einstein desejava continuar seus estudos de física e matemática, matriculando – se na renomada Escola Politécnica de Zurique, na Suíça. Apesar da sua idade não lhe permitir o ingresso, ele escreveu um texto sobre magnetismo que prenunciava a relatividade e graças aos amigos da família, o trabalho chegou nas mãos do diretor da escola. Acarretando na sua admissão. Seu objetivo era tornar – se professor de física matemática. Devido a problemas com os professores ao terminar o curso ele foi preterido ao cargo de professor assistente no departamento de física da academia, pondo um fim ao seu sonho de ser um professor de física matemática.
Em 1903, então trabalhando no Departamento Suiço de Patentes, em Berna e dando aulas particulares de física para estudantes casou – se com Mileva Maric. Dois anos depois escreveu um artigo entitulado: “Sobre a eletrodinâmica de corpos em movimento”. Com base em cálculos matemáticos mencionados no artigo Einstein concluiu que se a luz sempre se move com a mesma velocidade no espaço livre, independente do movimento da fonte, a passagem do tempo tem que ser relativa, e não absoluta. Os conceitos e provas dessa conclusão tornaram - se conhecidos como teoria especial da relatividade. Em um ensaio relacionado a esse artigo, ele estabeleceu a equivalência entre massa e energia, mais tarde representada pela fórmula E = mc². Essa foi a mais importante conclusão de Einstein de sua teoria especial da relatividade.
Em 1905 ele publicou um total de 5 ensaios sobre temas inteiramente diversos. Três deles estavam entre os maiores da física. O ensaio concernente à explicação quântica do efeito fotoelétrico conquistou – lhe o prêmio Nobel dezesseis anos mais tarde. O terceiro ensaio continha a teoria especial da relatividade, acrescentando o espaço – tempo como a Quarta dimensão do universo.
Em 1907 ele iniciou sua carreira acadêmica tornando – se instrutor do departamento de física teórica da Universidade de Berna, ainda trabalhando no Departamento de Patentes. Em 1914, já morando em Berlim e trabalhando com o apoio da Academia Prussiana de Ciências, escreveu uma carta revelando sua admiração à mesma. Esta admiração mútua que iria ser apagada ao iniciar – se a primeira grande guerra. O que transformou Einstein em um pacifista.
Como conseqüência da guerra, sua mulher e seus dois filhos não puderam retornar a Berlim depois das férias de verão na Suíça em 1914. Isto acabou acarretando o divórcio. Einstein passou a pronunciar contra o militarismo alemão e o nacionalismo em geral.
Em 1919 Einstein casou – se com Elsa Lowenthal, e viveu em Berlim com ela e duas filhas que Elsa tinha de um casamento anterior. Naquele ano a Royal Society of London anunciou que com base em fotografias do eclipse solar de 29 de maio de 1919, fizeram os cálculos que comprovaram as previsões feitas por Einstein em sua teoria com respeito a deflexão da luz das estrelas. Sua vida pública mudou drasticamente. Ele tornou – se símbolo da ciência e o mestre do intelecto do século XX.
Com o ressurgimento do militarismo alemão e acompanhado de um nível sem precedência de anti-semitismo, Einstein pensou em desligar –se por completo da Alemanha. Após prever a 2² grande guerra suas relações com a academia terminaram abruptamente. Em outubro de 1933 ele assumiu um cargo na faculdade de matemática no Instituto de Estudos Avançados da Universidade de Princetown, em New Jersey.
Após declarações de seu filho em 1920 e a morte de sua esposa em 1936 ele teve sua imagem abalada. Sua tranquilidade em New Jersey seria abalada então pela assinatura da carta que daria inicio ao projeto Roosevelt em 1939 o que viria a degradar ainda mais sua imagem. Culminando em declarações feitas na televisão em 1950, sobre a bomba H.
Apesar de suas opiniões sociais e políticas não produzissem um impacto significativo, avaliado por sua contribuição permanente à nossa compreensão do universo, Albert Einstein sempre permanecerá como uma figura grandiosa na ciência. Ele censurou governos fracassados e as políticas opressivas de selaram o destino de milhões. Podemos defini – lo da seguinte forma: “Einstein, o alemão que odiou a Alemanha, o sionista que tentou fazer a paz com os árabes, o pacifista que influenciou o surgimento das armas nucleares e o solitário introvertido que tornou uma porta – voz no cenário mundial.”
Quarta dimensão
Em primeiro lugar teremos a teoria especial da relatividade de Einstein. A importância central dessa teoria é que a passagem do tempo não é absoluta. A velocidade com que o tempo passa é diferente para uma pessoa “em repouso” e para a outra pessoa que está se movendo em grande velocidade em relação àquela pessoa em repouso, apesar de que para cada uma delas o tempo seja o tempo real, isto é, normal. Com a descoberta da relatividade descobrimos que o tempo e o espaço não são separados. A relatividade espacial, mostrou que os princípios de Newton não são válidos para condições extremas.
Galileu e Newton também estudaram a “relatividade”, mas na época seu conceito era diferente. Na relatividade galileana mostram a necessidade de um referencial para descrever o movimento de um objeto. Aproximando – se o fim do século XIX, os fatos que eram descobertos pareciam contradizer ou não ser abordados pelas leis físicas da época.
O físico escocês James Clerk Maxwell, em 1861 e 1865, publicou seus dois célebres ensaios sobre um campo eletromagnético invisível que incluía um amplo conjunto de ondas. Ele mostrava que as ondas luminosas são simplesmente a porção visível desse espectro e que todas as ondas moviam – se a aproximadamente 300 mil quilômetros por segundo. Einstein supôs que essas velocidades devem ser uma constante e não uma velocidade relativa. A velocidade do observador não deveria fazer diferença na velocidade dessas ondas. Ou as equações de Maxwell eram incorretas ou era incorreta a mecânica de Newton. Einstein em sua teoria especial, afirma a exatidão das equações de Maxwell e a inadequação da física de Newton para explicar o espaço e o tempo quando um objeto ou um observador se aproxima da velocidade da luz. Mas apesar de Maxwell ter demonstrado que a luz é um fenômeno eletromagnético a maioria dos físicos continuou a acreditar em uma espécie de éter que conduziria as ondas luminosas.
Os experimentos de Michelson – Morley de 1887 destinavam – se a confirmar a existência do éter. Eles tentavam prová – la demonstrando a diferença do tempo que luz demoraria para viajar a noventa graus daquela direção. Nesse ano Michelson e Morley repetiram os experimentos anteriores de Michelson e obtiveram o mesmo resultado, ou seja, não detectaram a presença do éter.
A teoria especial da relatividade aplica – se apenas à relação entre dois objetos, quando um se move em relação ao outro ou se afasta do outro em grande velocidade. Se um objeto ou observador está em repouso em relação a outro objeto ou observador que se move em grande velocidade, este movimento do segundo objeto ou observador em relação ao primeiro resulta em uma diferença na passagem do tempo para cada observador, conforme ela é medida pelo outro.
A teoria de Einstein quando lidando – se com observadores e objetos que se movem um em relação ao outro com velocidades superiores a aproximadamente a metade da velocidade da luz é a única maneira correta de se obter o resultado correto. Quando qualquer matéria atinge uma velocidade próxima a metade da velocidade da luz, o efeito sobre o tempo passa a ser cada vez mais marcante, pois há um efeito crescente e muito mais evidente da velocidade sobre os intervalos de tempo. Essa idéia de que o tempo pode verdadeiramente mudar e é uma função da velocidade contraria totalmente nossa experiência cotidiana.
A matéria submetida a essas altas velocidades não sofre alterações físicas, mas se examinarmos as características físicas da própria matéria, o conceito de relatividade torna – se ainda mais claro. Imaginando um objeto dentro de uma nave espacial, como por exemplo, um átomo de hidrogênio e tendo também outro átomo idêntico sobre a superfície da Terra. Se cada pessoa possuísse um equipamento capaz de simultaneamente ou de algum modo medir e registrar o número de órbitas que cada um dos elétrons completassem em um certo período de tempo, o verdadeiro número de órbitas seria diferente para os dois átomos. O elétron do átomo da nave espacial é mais lento que a do da Terra. Ambas as pessoas poderiam ver essa diferença relativa porque seu equipamento seria condizente com as mensurações.
A Segunda observação a respeito do efeito físico do movimento em alta velocidade é o encolhimento da matéria na direção do movimento. Assim, o comprimento de uma régua de 30 centímetros para um observador que meça essa régua que passa por ele perto da velocidade da luz a própria régua parecerá Ter encolhido na direção do movimento.
Durante o processo de desenvolvimento da teoria especial Einstein descobriu a mais famosa equação da ciência: E = mc². Essa equação reflete a compreensão de Einstein de que a massa inerte é simplesmente energia latente. Nunca antes se percebera ou se reconhecera que a massa e a energia são simplesmente e precisamente os dois lados da mesma equação. A massa do átomo aumenta segundo o fator relativístico à medida que sua velocidade se aproxima da velocidade da luz.
Nos 10 anos seguintes à publicação de seu artigo sobre a teoria da relatividade especial, Einstein expandiu essa teoria para a teoria geral da relatividade. A teoria geral explica a gravidade além da física newtoniana. Einstein esclareceu por que a matéria causa a gravidade. Enquanto a teoria especial limita – se a referenciais que se aproximam ou se afastam em linha reta em do outro com velocidade constante, a teoria geral fornece uma fórmula para a relação da matéria por todo o espaço movendo – se em qualquer direção, com ou sem aceleração.
Entre as principais previsões derivadas da teoria geral incluem – se as seguintes:

1. Toda radiação eletromagnética (inclusive a luz) é defletida pela força gravitacional.
2. A órbita de Mercúrio desvia – se da órbita calculada pela física newtoniana.
3. Um relógio na superfície de um objeto imenso trabalhará mais lentamente do que um relógio idêntico livre no espaço.
4. Existem ondas gravitacionais, irradiando – se à velocidade da luz a partir de grandes massas que estão em aceleração. Apesar de não parecer tão natural, mas a relatividade apresenta uma certa influência na prática de nossa vida cotidiana. Como os GPS etc.
   

ESTUDO DA TABELA

Grupo 1 - Metais AlcalinosOs metais alcalinos formam um grupo de elementos altamente reativos.Suas propriedades físicas e químicas são interpretadas em termos da configuração eletrônica destes elementos, que são do tipo ns1. Compostos de sódio e potássio são conhecidos desde os tempos remotos e ambos são essencial à vida animal. Eles têm grande aplicação na indústria e no comércio.Os metais têm um grande lustro metálico quando polidos e cortados, mas eles "escurecem" rapidamente, quando expostos ao ar, devido à reação do metal com o O2 e a umidade. Eles também reagem vigorosamente com os halogênios e em alguns casos, até explodem.Todos estes elementos reagem com hidrogênio e com qualquer outro receptor de elétrons. Estes metais são, geralmente, utilizados para reduzir compostos diversos, ou seja, eles também são usados como redutores, devido à grande reatividade a eles concebidos.

Grupo 2 - Metais Alcalinos TerrososEstes elementos, assim como os metais alcalinos, são bastante reativos, sendo também possuidores de muitas características semelhantes. Compostos de Mg e Ca são também conhecidos desde a antiguidade. Um exemplo é o gipso (CaSO4 . 7 H2O) que foi usado no reboco da tumba de Tutancamom.Uma característica comum ao Be e ao Mg é que eles são metais brancos prateados, já o Ca, Sr e o Ba são amarelos pálidos.Os metais do grupo 2 têm predominantemente valência igual a 2. Isso é interpretado por sua configuração eletrônica e energia de ionização.Quando em forma de íons, estes metais tendem a assumir um tamanho de raio menor, ou seja, os seus íons são bem pequenos o que provoca uma distorção dos ânions que os cercam, quando em compostos.Muitos compostos dos elementos do grupo 2 são menos solúveis em água do que os do grupo 1. Isso pode ser notado com aos fluoretos, carbonatos e sulfatos.A denominação metais alcalinos terrosos é derivada dos alquimistas da época medieval, pois eles classificavam os compostos que não sofriam modificações com o calor, de terrosos, sendo esta, uma característica destes elementos, no entanto, isso se referia a temperaturas moderadas, as mais altas que se consegui obter na época.

Grupos 3 a 12 - Elementos de Transição - este é o conjunto de grupos que detém a maioria dos elementos químicos da tabela periódica. Eles são chamados de elementos de transição ou ainda metais de transição, sendo todos eles possuidores do sub-nível de energia "d".Estes elementos se subdividem em dois grupos de elementos, os de transição interna e os de transição externa. Os elementos de transição externa são todos os elementos presentes no bloco principal da tabela periódica e os de transição interna são os que se localizam na parte inferior da tabela, sendo estes, subdivididos em série dos lantanídeos e série dos actinídeos. Os elementos de transição interna recebem estas denominações devido ao fato deles possuírem características semelhantes ao lantânio e ao actínio, respectivamente.Este grande conjunto de elementos químicos, os metais de transição, é o que possui, talvez as mais numerosas características e aplicações na indústria e no cotidiano das pessoas. Entre eles estão também, elementos conhecidos e usados a milhares de anos, tais como o ouro, o ferro e o cobre, no entanto há aqueles que são os mais recentes elementos descobertos, existem elementos que foram descobertos na década de 1980 e 1990. Este é sem dúvidas um conjunto de elementos bastante rico e diversificado, seja em características físicas, como dureza, aparência (cor), resistência física ou maleabilidade, seja em idade, seja em aplicações, como financeiras, industriais, em saúde ou em tecnológica. Enfim, este é sim um importante conjunto de grupos de elementos químicos, que contém 70 elementos químicos, cada um com suas características e aplicações.

Grupo 13 Família do Boro - os elementos desta família possuem configuração eletrônica do tipo ns2np1. Estes elementos são classificados como metais, com exceção do boro, que é um ametal, sendo que todos formam íons catiônicos com número de oxidação +3.O boro possui muitas características do seu vizinho carbono e do silício, vizinho na diagonal. Ele como o carbono e o silício, mostra uma propensidade para a forma covalente, em compostos moleculares. Mas ele também possui uma deficiência eletrônica característica.Neste grupo também se encontra o metal mais abundante da crosta terrestre, o alumínio (8,3%), que só é superado em abundância por oxigênio (45,5%) e silício (25,7%) e aproximado por outro metal, o ferro (6,2%).O alumínio é um constituinte de muitos compostos ígneos, tais como o feldspato e a mica. O Al é obtido, economicamente, a partir da bauxita, um minério encontrado em grande quantidade no território brasileiro.Os elementos do grupo 13, com exceção do boro têm grande reatividade química, em temperaturas moderadas.

Grupo 14 - família do carbonoEste grupo de elementos possui configuração eletrônica do tipo ns2np2, sendo o primeiro elemento do grupo, o carbono.O carbono tem uma partição na Química, a química orgânica, daí se nota a importância do elemento. Mas não é para menos, pois existem milhares de compostos diferentes com carbono. Este elemento é conhecido e usado desde a pré-história nas suas formas alotrópicas (grafite, diamante, fulereno) e em compostos, mas só no século XIX é que ele foi reconhecido como elemento químico.O carbono está presente no dióxido e monóxido de carbono, nos carbonatos e participa da fotossíntese (Absorção de CO2 e energia pelas plantas, transformando-os em carboidratos. Tendo a clorofila, papel importante neste processo.)Uma forma alotrópica do carbono, descoberta há pouco tempo são os fulerenos, tais como o C60 e C70. O carbono é o elemento responsável pela constituição dos compostos orgânicos, que por sua vez são constituidores dos organismos vivos, sendo assim, este elemento é muito importante para a vida. No entanto ele também é o responsável pela atual destruição do planeta, pelo menos, em parte, pois o efeito estufa e a poluição do ar são também causados por compostos que possuem carbono em sua estrutura. Mas isso não implica que ele seja um vilão, mas sim um dos responsáveis. Outro elemento do grupo do carbono é o silício, que mostra uma rica variedade de propriedades químicas e possui grande importância tecnológica nos dias de hoje. E o silício também é conhecido e utilizado desde a pré-história. Uma forma muito conhecida é a sílica (SiO2), um composto possuidor de silício. O silício é o segundo elemento mais abundante na crosta terrestre (27,2%), ele só fica atrás do oxigênio (45,5%).O silício possui algumas características do carbono, tais como a possibilidade da geometria tetragonal. Um composto de silício é bastante usado e provoca danos ao organismo, o amianto, um composto que é utilizado, aqui no Brasil, na construção de telhas. (Para saber mais, visite: http://www.quiprocura.hpg.com.br/amianto.html).Germânio, estanho e chumbo, também fazem parte do grupo 14, eles são classificados como metais e possui, assim como o silício e o carbono, a configuração eletrônica ns2np2, como dito no início do texto.

Grupo 15 - Família do nitrogênio - este grupo de elementos possui configuração característica do tipo ns2np3, sendo o número de oxidação destes elementos, variável, ou seja, o nox dos elementos vão desde -3 até + 5, sendo encontrados em diversos compostos naturais.O nitrogênio é o elemento mais abundante no ar atmosférico, com 75,5%. Ele combinado com outros elementos é essencial à vida, pois faz parte da constituição das proteínas, que atuam de diversas formas no organismo animal.O nitrogênio também é utilizado em fertilizantes na agricultura, sendo também um constituinte da amônia NH3, que é bastante utilizada na indústria.O fósforo é outro elemento pertencente ao grupo 15, ele também é bastante utilizado na indústria e possui grande importância nos organismos vivos, um exemplo é a sua importância no metabolismo de carboidratos e geração de ATP (adenino-trifosfato), conhecido como moeda energética das células.Um fato interessante a respeito do fósforo é que ele foi primeiramente isolado de excreção animal (humana).Este elemento, assim como todos os outros elementos do grupo 15, possuem valência -3, mas ele pode expandir sua valência e chegar ao estado de oxidação igual a +5.Arsênio, antimônio e bismuto completam o grupo 15 e são também conhecidos à muito tempo, assim como compostos de arsênio são usados desde o século V a.C.

Grupo 16 - Calcogênio - este grupo possui configuração eletrônica do tipo ns2np4. Os elementos deste grupo formam compostos com os metais, com os halogênios e também com o hidrogênio, sendo que o número de oxidação dos elementos deste grupo pode variar de -2, +2, +4 e +6.O oxigênio quando junto a um elemento menos eletronegativo que ele, forma os óxidos, sendo então possível à formação de óxido de todos os elementos químicos, com exceção do flúor, que é o elemento mais eletronegativo. Nestes compostos, o número de oxidação será de -2. Há também a possibilidade do oxigênio formar composto onde seu número de oxidação é -1, sendo dado à nomenclatura de peróxidos para estes compostos, e há também a possibilidade de formação de compostos, onde o oxigênio possui número de oxidação -1/2, este caso é mais raro, sendo dado o nome de superóxidos.O oxigênio ocorre livre, na forma de O2 e O3 e combinado, na forma de compostos inúmeros. Este elemento é bastante importante para a respiração animal e também para a combustão, ou seja, toda reação de combustão necessita de oxigênio, O2, para se proceder O ozônio, O3 é uma forma alotrópica do oxigênio, sendo ele um gás instável e azul, possuindo um odor pungente.O oxigênio é, também, constituinte da água, H2O. A água é um importante componente no desenvolvimento da vida no planeta Terra, pois graças a ela a vida existe e persiste em nosso planeta.O enxofre é um outro calcogênio bastante conhecido e usado desde a antiguidade. Ele é também citado na Bíblia Sagrada (ver histórico do enxofre). Os seus compostos são também bastante usados e conhecidos.Telúrio e selênio são semicondutores, juntamente com o polônio são todos metais, mas todos três, juntos com O e S são elementos do grupo 16, os calcogênios. E todos eles possuem características comuns como dito no início do texto, todos têm configuração eletrônica do tipo ns2np4.

Grupo 17 - Halogênios - este grupo possui a configuração eletrônica do tipo ns2np5, sendo elementos com grande variação de nox, com exceção do flúor, que forma apenas fluoretos com nox igual a -1. Os elementos deste grupo formam ácidos fortes, com grande dissociação em água, isso com exceção do flúor, que possui baixa dissociação, pois suas moléculas formam ligações de hidrogênio com as moléculas de água e não se dissociam tanto, quanto os outros.Os halogênios, na forma pura são voláteis e formam compostos diatômicos. Eles são encontrados, geralmente em compostos com os metais alcalinos e alcalinos terrosos. Grandes quantidades de cloreto e brometo são encontradas na água do mar, de onde se retiram o NaCl e o KCl usados no Brasil. Estes compostos também podem ser extraídos de minas minerais, quando eles recebem a denominação de halita (NaCl) e silvita (KCl).O flúor é o mais reativo de todos os elementos, formando compostos com todos os outros elementos químicos da tabela periódica, com exceção do He, Ar e Ne. Algumas vezes, a reação de formação dos compostos liberam grande quantidade de energia e até explosões são provocadas.Esta grande reatividade do flúor e dos outros halogênios é devida a grande energia de ionização que eles possuem.O astato é um outro halogênio, que é intensamente radioativo e possui meia-vida muito curta, o que impossibilita o preparo de compostos de astato para o estudo de suas propriedades.

Grupo 18 - Gases Nobres - estes elementos possuem configuração eletrônica ns2np6, os sub-níveis eletrônicos estão completos, sendo eles bastante estáveis, sendo assim, eles se encontram livres na natureza, na forma isolada. Os gases nobres correspondem a 1% do ar atmosférico, sendo o Ar o mais abundante deles.Um composto de gás nobre foi sintetizado pela primeira vez há algumas décadas, sendo ele, o fluoreto de xenônio, XeF4.Os compostos de xenônio são vários, sendo a química do xenônio muito rica. Alguns compostos de xenônio são o XeF2, XeF4, XeF6, [XeF5]+[AsF6]-, CsXeF7, KXeO3F, XeO3, XeO4, Ba2XeO6, entre tantos outros.

Os compostos de xenônio podem se estruturar de formas diversas, usando geometria linear, tetragonal, bipirâmide trigonal, octaédrica, piramidal e outras.Compostos com Kr e Rn não são muito estáveis e de He, Ne e Ar são, ainda, menos estáveis.Série dos LantanídeosOs lantanídeos ou lantanóides são conhecidos, também como terras-raras e são em 14, do cério até o lutécio e, seguem o lantânio na tabela periódica. Os lantanídeos possuem o sub-nível 4f e juntamente com os actinídeos formam o bloco "f" da tabela periódica.As semelhanças dos lantanídeos com o lantânio são concedidas em relação à atuação eletrônica da camada de valência e também da forma que estes elementos se encontram na natureza. Eles, geralmente, são encontrados juntos e são de difícil separação. E ao contrário da denominação terras-raras, eles não são tão raros assim.Um fato a ser reforçado é que o lantânio faz parte do bloco "d" da tabela periódica, ou seja, ele possui o sub-nível d, enquanto os outros elementos que constituem os lantanídeos possuem o sub-nível "f".O "maior" descobridor das terras-raras é sem dúvidas, C. G. Mosander, que descobriu ou isolou, cinco elementos (Ce, La, Y, Tb, Er), ele é seguido por C. A. von Welsbach que descobriu ou isolou três elementos (Lu, Nd, Pr).Algumas vezes o ítrio e o escândio também são tratados como terras-raras, mas isso não é tão comum.Os lantanídeos são muito pouco eletronegativos e possuem uma reatividade considerada. Em contato com o ar, eles mancham-se e dependendo das condições ambientes, eles até mesmo "queimam", formando óxidos.O íon predominante nos lantanídeos é o 3+, todos apresentam pelo menos este estado de oxidação e isso é devido aos seus grandes raios atômicos.A química dos lantanídeos é bastante ampla e seus compostos possuem inúmeras aplicações. Série dos ActinídeosOs actinídeos ou actinóides são 14 elementos, do tório até o laurêncio e, seguem o actínio na tabela periódica. Estes elementos possuem o incremento do orbital 5f.Eles possuem algumas semelhanças com o actínio, devido a isso eles são chamados de actinídeos.Antes de 1940, só os actinídeos naturais eram conhecidos (Th, Pa e U); o resto foi produzido artificialmente desde então. Os transactinídeos também foram sintetizados (elementos 104 - 118).Os metais da série dos actinídeos são reativos e possuem baixa eletronegatividade. A reatividade cresce e a eletronegatividade diminui à medida que o número atômico aumenta. Eles mancham-se rapidamente em contato com o ar, formando, aí, um óxido que é protetor para a superfície do Tório (Th), mas nem tanto para os outros metais.

BIBLIOGRAFIAS

Arrhenius, Svant Arrhenius nasceu na Suécia, no ano de 1859, sendo sua morte no ano de 1927. Ele era um físico-químico que se tornou conhecido por trabalhos que tentavam explicar a condutibilidade elétrica das soluções que possuíam íons, foi daí que surgiu os conceitos de ácido e base. Ele também teve outros interesses, tal como a vida em outros planetas e também o sonho que um dia todo o universo se entenderia em uma só linguagem.

Dalton, John Dalton nasceu em setembro de 1766, na Inglaterra, morrendo em 1844. Começou a carreira de professor aos 12 anos, isso com ajuda de protetores poderosos, pois ele era muito inteligente. Ele também fez investigações científicas, principalmente em torno das condições climáticas do tempo, ele fez milhares de investigações.Em 1803, Dalton apresentava o artigo sobre a Teoria Atômica da Química, isso na Sociedade Literária e Filosófica de Manchester. Isso fez sua reputação crescer e ficar conhecido por todos.

Gay-Lussac, Joseph LouisGay-Lussac nasceu na França, no ano de 1778, e morreu no ano de 1850.Ele trabalhou como físico na Sorbonne de Paris, sendo ele um físico que realizou diversos estudos na área de química inorgânica e também orgânica. Ele conseguiu obter o boro a partir do ácido bórico e conseguiu mostrar que os ácidos não necessitavam de oxigênio na estrutura, como era pensado na época. Ele também melhorou as técnicas de obtenção do sódio, do potássio e também do ácido sulfúrico, no entanto o seu trabalho mais notável foi os estudos da dilatação dos gases.

Lewis, Gilbert Newton Lewis nasceu Weymouth, Massachusetts, E.U. A, no mês de outubro de 1875, vindo a morre em Berkeley, Califórnia, no dia 24 de março de 1946.Lewis era químico de Harvard, sendo que estudou também em Leipzig e Goettingen. Foi professor de físico-química no Instituto de Tecnologia de Massachusetts, de 1907 a 1912, mas em 1912 foi para a Universidade da Califórnia, em Berkeley, lá foi reitor e professor de química. Lewis realizou diversos trabalhos conhecidos, tal como estudos em termodinâmica, a formulação da teoria de Lewis para ácidos e bases e desenvolveu a teoria de valência.

Mendeleev, Dmitri Ivanovitch Mendeleev - nasceu em Tobolsk, em 1834, na Sibéria, mas foi em São Petersburgo, Rússia, que foi educado e viveu quase toda sua vida.Na universidade de São Petersburgo, Mendeleev ensinou e publicou livros e o seu conceito de periodicidade química dos elementos químicos. Mendeleev quase não trabalhou em cima da periodicidade química, após os seus artigos serem divulgados. Ele possuía outros interesses, tais como os recursos naturais da Rússia e suas aplicações comerciais.Mendeleev fez previsões sobre as propriedades de alguns elementos que só seriam descobertos anos depois, como o germânio (Ge) e o gálio (Ga), isso foi possível graças ao seu trabalho sobre classificação periódica dos elementos químicos. No final do século XIX, Mendeleev perdeu seu lugar na Universidade e ganhou o posto de chefe da Câmara de Pesos e Medidas da Rússia. Com isso, ele estabeleceu um sistema de inspeção que acabava com a desonestidade no comércio local. Uma curiosidade à seu respeito é que ele só cortava os cabelos e a barba, uma vez por ano, na primavera. Em 1907, ele morreu em São Petersburgo.

Oesterd, Hans Christian Oesterd nasceu em Rudkjoebing (Langeland), Dinamarca, em 1777, morrendo em Copenhagen, em 1851.Ele se tornou doutor em 1799. Seus trabalhos foram maiores no campo do Eletromagnetismo, embora tenha realizado trabalhos em química. Foi diretor da Escola Politécnica de Copenhagen, sendo escolhido membro da Academia de Ciências da cidade.

Ohr, Niels Bohr - nasceu em Copenhague, Dinamarca, em 1885. Aos 26 anos de idade se tornou phD em Física pela Universidade de Copenhague.Ele trabalhou com J. J. Thomson em Cambridge e depois com Ernest Rutherford, em Manchester, ambas na Inglaterra.Em 1920, Bohr se tornou diretor do Instituto de Física Teórica em Copenhague. Este foi um importante centro de estudos de física teórica na época. Muitos cientistas conhecidos, por lá trabalharam, tais como Linus Pauling e Werner Heisenberg. Em 1922, Bohr recebeu o prêmio Nobel de física como reconhecimento de seus trabalhos sobre a teoria atômica e sobre os estudos sobre espectros atômicos. Bohr, nesta mesma década, revolucionou o mundo da física teórica, quando, juntamente com Erwin Schrödinger propuseram que o movimento dos elétrons poderia ser descrito por equações do movimento ondulatório, além de respeitar o princípio da Incerteza, proposto por Heisenberg. (princípio da Incerteza - é impossível sabermos qual a posição e o momento de um elétron com grande precisão, pois quanto maior precisão tiver na sua posição, maior a incerteza no seu momento, pois não é possível prever onde o elétron se encontra em um determinado instante sem que atrapalhemos sua velocidade.) Este tratamento que eles deram para o comportamento atômico foi denominado de Mecânica Quântica.Bohr também foi lembrado na tabela periódica, o elemento químico 107 recebeu o nome Bóhrio em homenagem ao cientista e aos trabalhos por ele desenvolvido. Ele morreu em 1962, em Copenhague. homson, Joseph John Joseph John Thomson nasceu em Cheetham Hill, em Manchester, Inglaterra, no dia 18 de dezembro de 1856. Ele entrou para a faculdade em 1880, na Faculdade de Trinity, Cambridge. Ele foi professor em Cambridge e no Royal Institution, em Londres.O interesse de Thomson em estrutura atômica foi verificado bem cedo, em 1884 ele ganhou o prêmio Adams por seu Tratado em "Motion of Vortex Rings". Em 1892 ele publicou Notas sobre pesquisas em eletricidade e magnetismo. Este último trabalho cobriu resultados obtido subseqüente ao aparecimento do chamado "o terceiro volume de Maxwell".Em 1896, Thomson visitou os EUA e deu um curso sobre suas pesquisas atuais, este curso era sobre descarga de eletricidade em gases. Foi na sua volta que ele alcançou o seu melhor trabalho, um estudo de raios catódicos, que originaram a descoberta do elétron, isso foi anunciado no Royal Institution, na sexta-feira 30 de abril de 1897. Ele publicou um livro em 1903, com o título Condução de eletricidade por gases, uma nova edição foi feita com a colaboração de seu filho em 1928 e 1933, em dois volumes.Thomson escreveu outros livros durante sua vida, tais como "A estrutura da Luz" (1907) e "O elétron em Química" (1923), entre muitos outros materiais.Ele foi casado com Rose Elisabeth, com a qual teve um casal de filhos, George Paget Thomson, que foi professor de física na Universidade de Londres e também ganhou o prêmio Nobel de Física em 1937, pelo estudo de difração de elétrons em cristais.Thomson foi muito premiado em sua vida científica e recebeu o prêmio Nobel de Física em 1906, por suas investigações em condução de eletricidade por gases.Ele morreu no dia 30 de agosto de 1940.

Van der Waals, Johannes Diderik Johannes Diderik van der Waals nasceu em 1837 em Leyden, Holanda. Ele se tornou professor logo que terminou a sua educação elementar. Em 1864 ele foi designado professor numa escola secundária em Deventer; em 1866 ele se mudou para The Hague, primeiro como professor e depois como Diretor de um das escolas secundárias naquela cidade.Em 1873, ele se tornou doutor, com uma tese intitulada "Over de Continuïteit van den Gas - en Vloeistoftoestand" (Na continuidade do gás e estado líquido) que o pôs imediatamente no grau dianteiro dos físicos. Nesta tese ele lançou uma " Equação de Estado " que engloba o estado gasoso e o líquido; ele poderia demonstrar que estes dois estados de agregação não só fundem um ao outro de uma maneira contínua, mas que eles são na realidade da mesma natureza.Em 1876, van der Waals foi designado professor de Física. Ele trabalhava, agora, na mesma Universidade de Van't Hoff e Hugo Vries, o famoso geneticista.Van der Waals se interessou pelo assunto de sua tese devido ao tratado de R. Clausius que considerava calor como um fenômeno de movimento que o levou a procurar uma explicação para os experimentos de T. Andrews (1869), revelando a existência de "temperaturas críticas" em gases. Foi o seu gênio que fez Van der Waals ver a necessidade de levar em conta os volumes de moléculas e as forças intermoleculares ("forças de Van der Waals", como são chamados ultimamente) estabelecendo a relação entre a pressão, volume e temperatura de gases e líquidos.Uma outra grande descoberta foi publicada em 1880, quando ele enunciou a Lei de Estados Correspondentes. Isto mostrou que se é expressa pressão como uma função simples da pressão crítica, volume como uma função do volume crítico, e temperatura como uma função da temperatura crítica, uma forma geral da equação de estado é obtida e aplicável a todas as substâncias, desde que as três constantes a, b, e R na equação, não possam ser expressas em quantidades críticas de uma substância particular, que desaparecerá. Era esta lei que serviu como um guia durante experiências que conduziram à liquefação de hidrogênio por J. Dewar em 1898 e do hélio por H. Kamerlingh Onnes em 1908.Dez anos depois, em 1890, o primeiro tratado na " Teoria binária das Soluções " mostrava outra grande realização de Van der Waals. Ele relaciou a sua equação de estado com a Segunda Lei da Termodinâmica, na forma primeiro proposta por W. Gibbs, ele pôde chegar a uma representação vívida das suas formulações matemáticas na forma de uma superfície que ele chamou " Psi-superfície " em homenagem a Gibbs que tinha escolhido a letra grega Psi como um símbolo para a energia livre, que ele percebeu que era significante para o equilíbrio.Outra menção também deve ser feita a Van der Waals, a teoria termodinâmica de capilaridade que em sua forma básica se apareceu primeiro em 1893.Van der Waals foi muito homenageado e premiado em todo o mundo. Ele ganho o prêmio Nobel de Física em 1910, por sua equação de estado de gases e líquidos.